CÁLCULOS BÁSICOS EM QUÍMICA ANALÍTICA I

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➢ CÁLCULO DA QUANTIDADE DE MATÉRIA
Qual a quantidade de matéria, do ácido benzoico C6H5COOH, com MM =
122,1 g/mol, que estão contidos em 2 g do ácido puro?
n = 
𝑚
𝑀𝑀
n = 2 g .
1𝑚𝑜𝑙
122,1 𝑔
n = 0,01638 mol
Quantos gramas de Na+ estão contidos em 25 g de Na2SO4 ?
n
𝑁𝑎+
= n
𝑁𝑎2𝑆𝑂4
. 
2𝑚𝑜𝑙
𝑁𝑎+
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
n
𝑁𝑎2𝑆𝑂4
= 25 g 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
. 
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
142 𝑔 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
= 0,1761 mol
Combinando a primeira e segunda equações podemos chegar a resposta do problema.
Primeira equação
Segunda equação
• n
𝑁𝑎+
= n
𝑁𝑎2𝑆𝑂4
. 
2𝑚𝑜𝑙
𝑁𝑎+
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
• n
𝑁𝑎+
= 0,1761 mol
𝑁𝑎2𝑆𝑂4
. 
2𝑚𝑜𝑙
𝑁𝑎+
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
• n
𝑁𝑎+
= 0,3521 mol
• Agora, multiplicamos a quantidade de n
𝑁𝑎+
pela massa molar de Na+
• m
𝑁𝑎+
= 0,3521 mol x 22,99 g mol = 8,0947 g
➢ SOLUÇÕES E SUAS CONCENTRAÇÕES
Vamos ter que as unidades de concentração mais comuns vão ser:
1. Quantidade de matéria
2. Concentração percentual
3. Ppm
4. Ppb
QUANTIDADE DE MATÉRIA
É aquela dada pela quantidade de matéria de uma determinada 
espécie que está contida em 1 L de solução.
EXEMPLO – Calcular [C2H5OH] em uma solução aquosa contendo 
2,30 g de C2H5OH em 3,5 L de solução.
n𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 2,30 g𝐶2𝐻5𝑂𝐻. 
1𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
46,07 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
= 0,0499 mol de 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
Agora para calcular a concentração em quantidade de matéria,
divide-se o número de mols pelo volume:
M = 
𝑛
𝑉
M = 
0,0499𝑚𝑜𝑙
3,5 𝑙
M = 0,0143 mol/L de 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
EXEMPLO – DESCREVER A PREPARAÇÃO DE 2 L DE BaCl2 0,108 
mol/L, a partir do BaCl2.2H2O.
n
𝐵𝑎𝐶𝑙2
= n BaCl2 . 2H2O = 2 L .
0,108𝑚𝑜𝑙
𝐿 = 0,216 mol de 
BaCl2 . 2H2O
mBaCl2 . 2H2O = 0,216 mol BaCl2 . 2H2O .
244,3 𝑔 BaCl2 . 2H2O
𝑚𝑜𝑙 BaCl2 . 2H2O
= 52,8g de BaCl2 . 2H2O
Então teremos que para preparar a solução, dissolvemos 52,8 g de BaCl2 . 2H2O
em água até completarmos o volume de 2 L.
CONCENTRAÇÃO PERCENTUAL
Indica a percentagem de um dado soluto em uma solução. São três as
maneiras de se expressar essa unidade de concentração:
%(m/m) = 
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
. 100% %(v/v) = 
𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
. 100%
%(m/v) = 
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (100 𝑚𝐿)
. 100% 
Equação 1 Equação 2
❑ %(m/m) = é frequentemente empregado para expressar a 
concentração de reagentes aquosas comercias.
❑ %(V/V) = é usado para especificar a concentração de um soluto 
preparado pela diluição de um composto líquido puro em outro 
líquido.
❑ %(m/V) = muito utilizado para indicar a composição de soluções 
aquosas diluídas de reagente sólidos.
PPM e PPB
Útil para soluções muito diluídas
C(ppm) = 
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
. 106 ppm
C(ppb) = 
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
. 109 ppb
EXEMPLO: Qual é a concentração em quantidade de matéria do K+
em um solução que contém 63,3 ppm de K3Fe(CN)6 ?
63,3 ppm K3Fe(CN)6 = 63,3 mg/L de K3Fe(CN)6 
n K3Fe(CN)6
𝐿
= 
63,3 mg K3Fe(CN)6
𝐿
. 
1 g K3Fe(CN)6
1000𝑚𝑔 𝐾3𝐹𝑒 𝐶𝑁 6
. 
1 mol K3Fe(CN)6
329,3 𝑔 𝐾3𝐹𝑒 𝐶𝑁 6
n K3Fe(CN)6
𝐿
= 1,922 x 10-4 mol/L
[K+] = 
1,922 𝑥 10−4𝑚𝑜𝑙 𝐾3𝐹𝑒 𝐶𝑁 6
𝐿
. 3𝑚𝑜𝑙 𝐾
+
1𝑚𝑜𝑙 𝐾3𝐹𝑒 𝐶𝑁 6
= 5,77 x 10-4 mol/L
BALANÇO DE MASSA
É uma consequência da lei de conservação das massas,
estabelecendo a quantidade de todas as espécies presentes em um
solução, contendo um átomo particular ou um grupo de átomos,
dever ser igual à quantidade desses átomos (ou grupo de átomos)
adicionados inicialmente no preparo da solução.
Considera-se que uma solução contendo 0,050 mol de ácido
acético em água fornecendo um volume total de 1 L, onde a
concentração do ácido acético é 0,050 mol/L. Vamos ter que o
equilíbrio iônico envolvido no processo de dissolução do ácido acético
em água é representada pela seguinte equação química:
CH3COOH + H2O → CH3COO
- + H3O
+
Temos que o balanço de massa irá estabelecer que a quantidade
de ácido ionizado e não ionizado na solução deverá ser igual a
quantidade de ácido colocado em solução.
Agora vamos analisar a seguinte situação: uma solução preparada
pela dissolução de 0,10 mol de ácido fosfórico, H3PO4, em água
fornecendo um volume total de 1 L. Teremos os seguintes equilíbrios
iônicos:
H3PO4 + H2O → H2P𝑶𝟒
− + H3O
+
H2P𝑶𝟒
− + H2O → HP𝑶𝟒
𝟐− + H3O
+
HP𝑶𝟒
𝟐− + H2O → P𝑶𝟒
𝟑− + H3O
+
Teremos que a expressão do balanço de massa é a soma das
concentrações de equilíbrio de todas as espécies ionizadas ou não.
BALANÇO DE CARGA
O balanço de carga é uma relação algébrica da eletroneutralidade
de uma solução. Teremos que a soma das concentrações de equilíbrio
de todas as espécies com carga + deve ser igual a soma das
concentrações de equilíbrio das espécies com carga -.
CARGA TOTAL IGUAL = 0
Uma carga está sempre associada a uma partícula, e para expressar
uma concentração de cargas em função da concentração das
partículas, multiplicamos a concentração das partículas encontradas
pelo módulo de carga analisada.
Considere uma solução contendo 0,050 mol de ácido acético em
água, fornecendo um volume total de 1 L, onde a concentração
analítica de ácido acético é 0,050 mol/L.
Teremos os seguintes equilíbrios:
CH3COOH + H2O → CH3CO𝑶
− + H3O
+
2 H2O → H3O
+ + OH-
Vamos ter como balanço de carga a seguinte expressão :
[H3O
+] = [CH3COO
-] + [OH-]
Vamos a outro exemplo: uma solução preparada pela dissolução de
0,10 mol de ácido fosfórico, H3PO4, em água fornecendo um volume
total de 1 L.
H3PO4 + H2O → H2PO4
- + H3O
+
H2PO4
- + H2O→ HP𝑶𝟒
−𝟐 + H3O
+
HP𝑶𝟒
−𝟐 + H2O → P𝑶𝟒
−𝟑 + H3O
+
2 H2O→ H3O
+ + OH-
Teremos a seguinte expressão para o balanço de carga:
[H3O
+] = [OH-] + [H2PO4
-] + 2 . [HPO4
-2] + 3 . [PO4
-3]
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Exemplo – calcule a massa de AgNO3 necessária para converter
2,33 g de Na2CO3 para Ag2CO3? Qual a massa de Ag2CO3
formada?
• Na2CO3(aq) + 2 AgNO3(aq) → Ag2CO3(s) + 2 NaNO3(aq)
Transformar a massa de Na2CO3 para quantidade de matéria.
n
𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 2,33 g 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
. 
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
106 𝑔 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 0,02198 mol de Na2CO3
Feito isso, agora iremos associar a quantidade de matéria de Na2CO3
com AgNO3:
n𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 0,02198 mol
𝑁𝑎2𝐶𝑂3
. 
2𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 0,04396 mol de AgNO3
Transformamos agora a quantidade de matéria de AgNO3 para massa:
m𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 0,04396 mol𝐴𝑔𝑁𝑂3
. 
169,9 𝑔 𝐴𝑔𝑁𝑂3
1𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 7,47 g de AgNO3
n
𝐴𝑔2𝐶𝑂3
= n 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 0,02198 mol 
m
𝐴𝑔2𝐶𝑂3
= 0,02198 mol . 
275,7 𝑔 𝐴𝑔2𝐶𝑂3
1𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔2𝐶𝑂3
= 6,06 g de Ag2CO3
EXEMPLO: Qual a massa de Ag2CO3 formada quando 25 mL de
AgNO3, com concentração de 0,200 mol/L
-1 são misturados com 50
mL de Na2CO3 a uma concentração de 0,0800 mol/L
-1.
Para respondermos a questão, precisamos calcular o reagente limitante
da reação, calculando a quantidade de matéria das duas substâncias.
n𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 25 mL 𝐴𝑔𝑁𝑂3
. 
1 𝐿 𝐴𝑔𝑁𝑂3
1000𝑚𝐿 𝐴𝑔𝑁𝑂3
. 
0,200 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3
1 𝐿 𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 5 x 10-3 mol de AgNO3
n
𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 50 mL
𝑁𝑎2𝐶𝑂3
. 
1 𝐿 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
1000𝑚𝐿 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
. 
0,0800𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
1 𝐿 𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 4 x 10-3 de Na2CO3
Como cada íon de CO3
2- reage com dois íons de Ag+:
n 𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 2 . 4 x 10-3 = 8 x 10-3 mol de AgNO3
Como só existem 5 x 10-3 mol de AgNO3, ele é o reagente limitante.
m
𝐴𝑔2𝐶𝑂3
= 5 x 10-3 mol 𝐴𝑔𝑁𝑂3
. 
1𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔2𝐶𝑂3
2𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3
. 
275,7 𝑔 𝐴𝑔2𝐶𝑂3
1𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔2𝐶𝑂3
= 0,689 g de Ag2CO3
Sendo assim, vimos que a formação de 5 x 10-3 mol de AgNO3 vai precisar de 2,5 x
10-3 de Na2CO3.