AQ QUANTITATIVA Preparo Padroniz sol MOLAR

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Análise Química Quantitativa – 2° Mod – AP. 03 – rev.03-2018
Análise 
Química Quantitativa
PREPARO E 
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
NORMALIDADE 
e 
MOLARIDADE
TÉCNICO EM QUÍMICA – Módulo 2
 						Rev. 03-2018
Índice
1I. – Conceitos assimilados para entendimento da teoria e prática.	
II. – Bibliografia Consultada e Indicada.	1
Química Analítica Quantitativa	2
1 – Introdução: Preparo de Soluções	2
2 – Procedimentos técnicos do preparo para solubilizar o soluto	3
2.1 – Para o preparo das soluções, com soluto sólido	3
2.2 – Para o preparo das soluções, com soluto líquido	3
3 – Considerações para o Preparo de Soluções concentração NORMALIDADE, NORMAL, N ou concentração em equivalente-grama (Eq/L)	4
3.1 – Equivalente-Grama (Eq-g) de um soluto	5
3.1.a) Equivalente-grama do elemento químico (Cation, Anions, agrupamentos de ions).	5
3.1.b) Equivalente-grama de ácidos.	5
3.1.c) Equivalente-grama das bases.	6
3.1.d) Equivalente-grama dos sais(1) e óxidos.	6
3.1.e) Equivalente-grama do agente redutor ou substância redutora	6
3.1.f) Equivalente-grama do agente oxidante ou substância oxidante	7
3.1.g) Número de equivalente-grama (e1)	7
3.1.g.a) Número de equivalente-grama (e1) em uma massa (g) de soluto puro qualquer	8
3.1.g.b) Número de equivalente-grama (e1) de um soluto puro em um volume (L) qualquer de uma solução de concentração real Normalidade.	8
3.2 – O preparo da solução de concentração Normalidade	9
3.2.1 – Cálculos para o uso de solutos sólidos no preparo da solução	9
3.2.2 – Cálculos para uso de solutos líquidos no preparo da solução	9
3.2.3 – Exemplos de preparo de soluções Normalidade, solutos sólidos e soluto líquidos	10
3.2.3.a) Lista de exercícios preparo de soluções Normalidade, soluto sólido anidro e hidratado e soluto líquido (com respostas)	11
3.2.3.b) Exercícios para entregar. Preparo de soluções Normalidade	11
4 – Considerações para o Preparo de Soluções concentração MOLARIDADE, ou concentração em quantidade de matéria, (mol/L)	12
4.1 – Conceito da solução Molaridade	12
4.1.1 – Número da quantidade de matéria do soluto (n)	13
4.1.2 – Número da quantidade de matéria de um soluto 100% puro (qualquer) em uma massa (g) desse soluto.	13
4.1.3 – Número da quantidade de matéria de um soluto liquido qualquer, 100% puro em um volume (L) qualquer de uma solução de concentração real Molar.	14
4.2 – O preparo da solução concentração Molaridade (mol/L)	14
4.2.1 – Cálculo para soluto sólidos puros no preparo das soluções	15
4.2.2 – Cálculo para solutos líquidos puros no preparo das soluções	15
4.2.3 – Exemplos de preparo de soluções Molaridade com soluto sólido e soluto líquido	16
4.2.4.a) Lista de Exercícios de preparo de soluções Molaridade, com solutos sólidos anidros e hidratados, líquidos. (com respostas).	16
4.2.4.b) Lista de Exercícios para entregar: Preparo de soluções Molaridade, com solutos sólidos anidros e hidratados, e líquidos.	17
5 – PROCESSO DO SISTEMA DE TITULAÇÃO	17
5.1 – Princípios do sistema de TITULAÇÃO	17
5.2 – Utilização da técnica de TITULAÇÃO	18
5.3 – Indicadores	18
5.3.a) Indicadores auto-indicadores:	19
5.3.b) Indicadores de contato:	19
5.3.b.1 – de neutralização:	19
Tabela 5.3.b.1.a – Exemplos de indicadores ácido-base mais comuns	20
5.3.b.2 – de complexação ou metalocrômicos	20
5.3.b.3 – de precipitação	20
5.3.b.4 – de oxido-redução	20
6 – Padrão Primário (pp)	20
7 – Fator de Correção (FC)	21
7.1 – Condições da aplicação do FC em cálculos analíticos	22
8 – PRINCÍPIO DA TITULAÇÃO E PROCESSO DA PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES CONCENTRAÇÃO MOLARIDADE	22
8.1.b) Exemplo da aplicação desse conceito da igualdade molar e as equações, ver itens 9.3 e 9.4.	24
9 – Padronização ou FATORAÇÃO de solução MOLARIDADE	24
9.1.1 – Denominação das soluções padronizadas Molaridade	25
9.1.1.a) Solução padrão primário	25
9.1.1.b) Solução padrão secundário	25
9.1.1.c) Solução padrão terciária	25
9.2 – Técnica Direta da Padronização para soluções MOLARIDADE	25
9.2.a) Exemplo da padronização técnica direta solução Molaridade	27
9.2.b) Lista de exercícios de Padronização técnica direta solução Molaridade (com respostas)	28
9.2.c) Lista de exercícios para entregar: Padronização técnica direta solução Molaridade	29
9.3 – Técnica Indireta de PADRONIZAÇÃO para solução concentração MOLARIDADE	29
9.3.a) Exemplo padronização técnica indireta solução Molaridade	30
9.3.b) Lista exercícios de Padronização técnica indireta solução Molaridade (com respostas)	32
9.3.c) Lista exercícios para entregar: Padronização técnica indireta solução Molaridade	32
10 – PREPARO: TÉCNICA DA DILUIÇÃO DE UMA SOLUÇÃO POR UMA SOLUÇÃO MAIS CONCENTRADA	33
10.1 – Preparo de uma solução Molaridade pela TÉCNICA DA DILUIÇÂO por uma solução mais concentrada.	34
10.1.a) Exemplos de preparo de soluções Molaridade por diluição de uma solução mais concentrada.	35
10.2 – Padronização das soluções MOLARIDADE preparadas pela técnica por diluição	36
10.2.a) Exemplos de padronização direta e indireta de soluções Molaridade preparadas por diluição de uma solução mais concentrada:	36
10.2.b) Lista de exercícios de padronização direta e indireta de soluções concentração Molaridade preparadas por diluição.	37
10.3 – Prática de laboratório: Pratica 4.0 - Preparo de soluções concentração Molaridade por diluição e Padronização técnica indireta.	38
PRÁTICA N.º 1.0 TITULO: Preparo DE SOLUÇÃO ACIDA, ALCALINA E SALINA na concentração molaridade	39
PRÁTICA N.º 2.0 TITULO: Padronização de Soluções Concentração MOLARIDADE – solução alcalina – Técnica Direta	42
PRÁTICA N.º 3.0 TITULO: Padronização de Soluções Concentração MOLARIDADE – Solução Ácida –Técnica Direta	45
PRÁTICA N.º 4.0 TÍTULO: Preparo de soluções por diluição e a Padronização de Solução Alcalina e Solução Ácida de concentração MOLARIDADE – TÉCNICA INDIRETA, SOLUÇÃO TERCIÁRIA	49
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I. – Conceitos assimilados para entendimento da teoria e prática.
Cuidados no ambiente de laboratório (EPI’s, EPC’s, vidrarias e normas de postura).
Nomes e formulas de substancias químicas (formulação, cátion e ânions, simbologia periculosidades).
Manuseio de vidrarias volumétricas, graduadas, pesagens de substancias (balanças).
Massa atômica, massa molecular, mol, nº de mols.
Sistemas de separação de misturas homogêneas e heterogêneas.
Tipos de reações químicas e simbologias.
Leis ponderais (Lavoisier, Proust)
Cálculos estequiométricos, balanceamento tentativa, balanceamento oxido-redução, calculo de NOX.
Solubilidade de sais (Curvas de solubilidade).
Estatística desvio padrão aplicado as análises de resultados analíticos.
 
II. – Bibliografia Consultada e Indicada.
Vogel, Arthur – Química Analítica Qualitativa, 1981, 5ª edição, Editora Mestre Jou.
Vogel, Arthur – Química Analítica Quantitativa, 1992, 5ª edição, 2002, 6ª edição, Editora LTC - Livros Técnicos e Científicos.
Bacan, Nivaldo – Química Analítica Quantitativa Elementar, 2001, 3ª ed., UNICAMP: Editora Blücher.
Atkins, Peter; Jones, Loretta – Princípios de Química, 1999, Editora Bookman.
POLITI, Elie – Química curso completo, 1992, 2ª edição, Editora Moderna.
REIS, Martha – Química – Físico-Química, 1992, Editora FTD.
REIS, Martha – Química Integral, 2 º grau, vol. único, 1993, Editora FTD.
MORITA, Tokío – Manual de Soluções, Reagentes e solventes, 1993, 8ª edição, Editora Edgard Blücher Ltda.
LEITE, Flávio – Validação em Analise Química, 3ª edição, 1998, 4ª edição, 2000, Editora Átomo.
TITO e CANTO – Química na Abordagem do Cotidiano, 1998, vol. 1, vol. 2, 2ª edição, Editora Moderna.
Hartwig, Dárcio Rodney – Química: Química Geral e Inorgânica, vol.1 / SP, 1999: Editora Scipione.
SARDELLA, Antonio; Química, novo ensino médio, volume único; 2001, 5ª ed.; Editora Ática.
BRASIL, Nilo Índio do,: Sistema Internacional de Unidades: Grandezas Físicas e Físico-Químicos: Recomendações das NormasISO para terminologia e símbolos – 2002, Rio de Janeiro: Editora Interciência.
ALEXÉEV, V.; Analise Quantitativa, (Tradução de Albano Pinheiro e Melo); 4ª ed., 2000, Editora Livraria Lopes da Silva – Porto.
ADAD, Jesus Miguel Tajra; Controle Químico de Qualidade; 1982, Editora Guanabara Dois.
D PEARSON; Técnicas de Laboratório para el Analises de Alimentos, (Tradução de C.Romero y J.L. Miranda y J.L. Suso, do original Laboratory Techniques in Foods Analysis, London Inglaterra), 1986, Editorial Acribia – Zaragoza Espanha.
MACEDO, João A. B.; Métodos Laboratoriais de Analises Físico-Quimicas e Microbiológicas, 3ª edição, 2005; CRQ-MG. 
TRINDADE, Diamantino F.; Química Básica teórica; Editora Ícone, 1992, S. Paulo.
TRINDADE, Diamantino F. et al.; Química básica experimental, Ed. Ícone, 2ª Ed., 1998, S. Paulo.
SKOOG, Douglas A.; Fundamentos da Química Analítica; 1ª Edição, Editora Pioneira Thompson.
 MAHAN, B. H; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4.ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2002.
 RUSSELL, J. B. Química geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books, 2008. v.1.
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 6.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. 
COLLINS, C. H. Fundamentos de cromatografia. Campinas: UNICAMP, 2006. 
EWING, G. W. Métodos instrumentais de análise química. São Paulo: Edgard Blucher, 2002. v.1 e 2.
Química Analítica Quantitativa
1 – Introdução: Preparo de Soluções 
	O preparo de soluções é necessário dentro da área da química pratica pelo fato de, as soluções serem usadas para uma reação química, um acerto de pH, uma diluição não aquosa de amostras.
	O preparo das soluções requer cálculos, procedimentos técnicos básicos de BPL, muita atenção no manuseio de equipamentos, uso de outras soluções correlatas e principalmente o uso correto das vidrarias.
	A prática no preparo de certos tipos de soluções traz uma melhor performance nas análises químicas quantitativas (apostila 3) pelo fato de serem essas soluções preparadas, que irão dizer qual a quantidade de analito/espécie química contida em uma amostra qualquer.
	Na química analítica quantitativa temos vários tipos de concentrações de soluções que podem ser utilizadas nas análises, como as: em porcentagem massa/massa (%m/m); em porcentagem massa/volume (%m/v; em porcentagem volume/volume (%v/v); em partes por milhão em quilos (ppm, mg/kg), em partes por milhão em litros (ppm, mg/L), em Concentração comum (g/L), em Normalidade (N, e/L), em Molaridade (M, mol/L) entre outros tipos, mas somente os 2 últimos tipos de concentração de soluções são comumente usadas na química de quantificação de espécies químicas, pois seus valores de concentração correta são usados na reação estequiométrica com a espécie química da amostra, as outras concentrações são usadas para corrigir um pH do meio ou diluir uma amostra, sendo que as unidades de medidas das soluções acima citadas são usadas como formas de expressar a quantidade de espécie química como unidade de medida de um resultado encontrado na analise.
	A solução de concentração Molaridade, mol/L ou concentração molar, ou concentração em quantidade de matéria é a solução utilizada em reações químicas durante o processo das titulações diretas ou indiretas (retorno), a qual tem uma importante participação na pesquisa da quantificação de algum tipo de espécie química presente em uma amostra solubilizada qualquer.
A necessidade de conhecer a concentração exata/correta da solução padrão Molaridade está relacionada à garantia de uma análise de quantificação correta, pois é essa solução que irá lhe mostrar o quanto existe de espécie química na amostra. Não somente a padronização correta da solução padrão lhe beneficia da quantificação da espécie química, as técnicas que envolvem um bom trabalho e um bom conhecimento generalizado da rotina e de assuntos relacionados à química básica também contribuem com a garantia da quantificação das espécies químicas em relação a exatidão e precisão dos resultados apresentados.
	Existe outra concentração de solução, a Normalidade, que ate então era a mais usada em trabalhos de quantificação de espécies químicas. Esse tipo de concentração foi descontinuado pela IUPAC desde o ano de 2000, mas em alguns trabalhos ainda se utiliza esse tipo de concentração. O assunto referente à Normalidade será abordado de uma forma mais superficial, pois esta é uma concentração não mais indicada para uso em analises quantitativas, determinada pela IUPAC. Mas podemos ter durante alguns trabalhos em laboratório a necessidade de calcular as reações químicas usando a concentração Normalidade. Para informações mais aprofundadas sobre o assunto, recomendo livros de químicos mais antigos, antes do ano de 2000 e bem antigos mesmo, que abordavam o assunto. Hoje os livros da área de química são todos referenciados a concentração Molaridade ou ainda melhor dizendo Quantidade de matéria, mol/L.
	O preparo dessas duas soluções de concentração diferentes, N e M, ou de qualquer outro tipo de solução, possuem as mesmas técnicas de preparo, sem diferença alguma, os cuidados durante o preparo é fundamental a todas. Na questão dos cálculos para o preparo e uso de diferentes informações, se faz necessário aprende-las separadamente.
	Como a matemática faz ligações iônicas e moleculares com a química, existe as expressões de correlação entre varias equações fundamentadas nos conceitos da química, essas correlações não fogem do aprendizado de alguns conceitos básicos dos tipos de concentrações. Essa correlação será mostrada logo após a conclusão dos conceitos básicos das concentrações. 
2 – Procedimentos técnicos do preparo para solubilizar o soluto
2.1 – Para o preparo das soluções, com soluto sólido
	O procedimento é genérico para qualquer solubilização de soluto sólido para qualquer concentração de solução. Pesar a massa corretamente em balança analítica (4 decimais após a vírgula) direto em béquer adequado. Executar dentro da capela com exaustão: dissolver o soluto com pouca água DI e transferir para o balão volumétrico adequado, com auxilio de um funil analítico e bastão, lavando varias vezes o béquer e juntando as lavagens ao b. v. e avolumar com água DI até o traço de aferição. Agitar e transferir para o frasco de reagente adequado e etiquetar.
2.2 – Para o preparo das soluções, com soluto líquido 
	O procedimento é genérico para qualquer solubilização de soluto liquido para qualquer concentração de solução (líquido concentrados ou já diluídos).
	Executar dentro da capela com exaustão: medir o volume em pipeta volumétrica ou graduada ou mesmo em proveta e transferir depois para b. v. adequado já contendo 1/3 do volume do b.v. de água DI antes de receber o soluto para solubilizá-lo, e avolumar com água DI ate o traço de aferição. Agitar e transferir para frasco adequado etiquetado.
	
	
	As soluções preparadas devem ser armazenadas corretamente nos frascos de vidro âmbar ou plásticos leitosos: alcalinas em frascos plásticos opalescentes; ácidos em frasco de vidro âmbar; sais em frascos de vidro âmbar ou plásticos opalescentes.
	Todas as soluções devem ser identificadas com uma etiqueta que contenha as informações principais sobre a solução e também a sua periculosidade.
	Abaixo uma sugestão de etiqueta (figura 2) a ser usada: nome da solução e formula molecular da substância, concentração, validade da solução, fator de correção, validade do fator de correção, data de preparo, periculosidade, temperatura de armazenagem, quem preparou).
3 – Considerações para o Preparo de Soluções concentração NORMALIDADE, NORMAL, N ou concentração em equivalente-grama (Eq/L)
	Conceito: Indica o número de equivalente-grama (e) do soluto (sólido ou liquido a 100% puro(1) ), dissolvido em um volume padrão de solução, o litro (L), da solução. Deve-se manter de preferência, 4 casas decimais após a vírgula como resultado da concentração.Pela definição do conceito da Normalidade, podemos ter que:
				
	 									 Eq. 1.N 
											
	Sendo que o numero de equivalente-grama pode ser calculado por:
			 ===( quando se usa soluções aquosa preparadas (item 3.1.g.b) 	 Eq. 2.N
E quando se calcula o (e) da massa (g) de um soluto qualquer:
					 
		 ==( quando se usa massa da espécie química/soluto/analito.(item 3.1.g.a) Eq. 3.N
se substituirmos a Eq. 3.N na Eq. 1.N, temos
											 	 
											 Eq. 4.N
Essa equação 4 é usada no preparo da solução de qualquer valor de concentração Normalidade.
Todas as soluções preparadas em laboratório, na concentração Normalidade serão consideradas com concentração teórica, duvidosa. Por isso a necessidade de uma padronização ou uma fatoração nestas soluções preparadas.
(1) – Toda solução em concentração Normalidade tem que a reação química quantitativa exige que a solução padrão esteja com seu soluto a 100% de pureza, dissolvido em solução.
	
	Percebemos que há uma informação de uso no conceito de Normalidade, o equivalente-grama do soluto que está sendo usado no preparo da solução.
3.1 – Equivalente-Grama (Eq-g) de um soluto 
 	É a massa do elemento ou substância ou soluto, expressa em gramas (g) por 1 equivalnemte-grama, quando se movimenta (compartilha, ganha ou perde) o número de elétrons por massa total (massa atômica ou massa molecular) da substância ou elemento, para que se forma uma substância e que segue algumas regras básicas. A informação do valor do equivalente-grama é utilizada também nas reações químicas e no preparo de soluções de concentração Normalidade (e1/L) como se nota nas Eq. 1.N, 2.N, 3.N e 4.N acima.
	O equivalente-grama calcula-se de elementos químicos (átomos), ácidos, bases, sais, óxidos e agente redutor e agente oxidante, todos poderão ser considerados como soluto em uma solução.
3.1.a) Equivalente-grama do elemento químico (Cation, Anions, agrupamentos de ions).
	Razão entre a massa atômica do elemento e o número de cargas (+ ou -).
	Eq-g elem. = Massa do elemento (g) = g/Eq-g
		 nº cargas
Exemplo:
Cálcio, Ca2+ ======( mA = 40,1g ===( 2 elétrons; Eq-g Ca2+ = 40,0 = 20,0 g/Eq-g
									2
Ferro, Fe3+ ====( mA = 55,8g ===( 3 elétrons; Eq-g Fe3+ = 56,0 = 18,7 g/Eq-g
								 3
Fluor, F-1 ====( mA = 19,0g ===( 1 eletron: Eq-g F-1 = 19,0 = 19,0 g/Eq-g
					 1
Sulfato, (SO4)-2 ==( massa ion = 96,0g ===( Eq-g (SO4) – 2 = 96,0 = 48,0 g/Eq-g
 2
3.1.b) Equivalente-grama de ácidos.
	Razão entre a massa molecular total do acido e o número de hidrogênios ionizável (H+) da molécula. Temos como regra mono, di ou bi, tri, tetra ácidos, orgânicos e inorgânicos.
	Eq-g acido = MM (g) = g/Eq-g
		 nº H+
Exemplo:
H2SO4 = MM = 98g ===( 2 H+ ; Eq-g H2SO4 = 98 g = 49,0 g/Eq-g
					 2
HH3CCOO = MM = 60g ====( 1 H+ ; Eq-g Ac. Acético = 60,0 g = 60,0 g/Eq-g
							 1
Obs: Nem todos os ácidos possuem todos os hidrogênios ionizáveis (H+) que aparecem na molécula. Observar na família do fósforo com seus anions fosfatos.
3.1.c) Equivalente-grama das bases.
	Razão entre a massa molecular total da base e o número de hidroxilas (OH– ) da molécula. Temos como regra mono, di ou bi, tri e treta bases.
	Eq-g base = MM (g) = g/Eq-g
		 nº OH – 
Exemplo:
Ca(OH)2 = MM = 74,1g ==( MM = 74,1g ==( 2 OH – ; Eq-g Ca(OH)2 = 74,0 g = 37,0 g/Eq-g
								 	 2
3.1.d) Equivalente-grama dos sais(1) e óxidos.
	Razão entre a massa molecular total do sal ou do oxido e o número de cargas totais(2) da molécula.
	Eq-g base = MM (g) = g/Eq-g
		 nº cargas totais (+) 
			 ou totais (-)
Exemplo:
Ca+2 O– 2 = MM = 56,0 g ==( 2 e+ ou 2 e – ; Eq-g CaO = 56,0 g = 28,0 g/Eq-g
							 2(2)
Al2 +3 (SO4)3 – 2 = MM = 342,0 g ==( 6 e+ ou 6 e – ; Eq-g Al2(SO4)3 = 342,0 g = 57,0 g/Eq-g
								 6(2)
Na2+1 SO4 2 – . 2 H2O = MM = 178,0 g ==( 2 e+ ou 2 e– ; Eq-g Na2SO4 = 178,0 g = 89,0g/Eq-g
			 				 2(2)			 	 
Obs: 
(1) – Os sais podem ser anidros (sem moléculas de água em sua fórmula molecular) ou hidratados (conter varias moléculas de água em sua fórmula molecular). Os sais que são hidratados, o número de moléculas de água são somadas a MM da substância.
(2) – Nota-se que o valor das cargas foi multiplicado pela atomicidade (ou número do índice) do íon. Ou melhor quando os sais ou óxidos possuem cargas iguais, elas se mantém no valor e quando as cargas são diferentes, elas se multiplicam.
3.1.e) Equivalente-grama do agente redutor ou substância redutora 
	É a razão entre a massa molar (MM1) da substância que possui o elemento que sofreu oxidação (perdeu elétrons) pelo produto entre a sua variação do NOX (), multiplicado pelo numero de átomos (atomicidade, índice, X), desse elemento na substância redutora ainda como reagente, por uma molécula na reação, expresso em gramas (g), ou seja, o numero total de elétrons perdidos como reagente.
Exemplo:
		3 H2 S – 2 + 8 HNO3 --------------------( 3 H2 S+6O4 + 8 NO + 4 H2O
		 | 				 |
 |					 |
 – 2 ----------------Oxidação-------------------( + 6
oxidação S ∆ ox = 8 
	 X S = 1  . X = 8 . 1 = 8 
 
o “S” sofreu oxidação, portanto o H2S é o agente redutor e cada átomo de enxofre perdeu (cedeu) 8 elétrons na reação.
Eq-g redutor H2S = MM = 34 = 4,25g 
	  . X 8	
3.1.f) Equivalente-grama do agente oxidante ou substância oxidante
	É a razão entre a massa molar ou molécula-grama (mM1) da substância que possui o elemento que sofreu redução (ganhou elétrons), pelo produto entre a sua variação de NOX ( ), multiplicado pelo numero de átomos (atomicidade, índice, X ) desse elemento que aparece na substância oxidante ainda como reagente por uma molécula na reação, expresso em gramas ( g ), ou seja, o numero total de elétrons ganhos como reagente.
Exemplo:
		 3 H2S + 8 HNO3 --------------------( 3 H2SO4 + 8 NO + 4 H2O
			 |					 | 		
 	 |					 |
 + 5 -------------redução-----------------------( + 2 
	
o “N” sofreu redução, portanto o HNO3 é o agente oxidante e cada átomo de nitrogênio ganha (recebe) 3 elétrons
				
Redução N ∆ red. = 3 
 X N = 1  . X = 3 . 1 = 3 
Eq-g oxd HNO3 = MM = 63 = 21,0g 
	  . X 3 . 1 	
Observações: não há necessidade de balancear a reação de redox completamente para o calculo de equivalente-grama.
Resumo das formas de cálculo do equivalente-grama das substâncias químicas:
Eq-g Ácidos: massa molecular dividido pelo nº de Hidrogênios ionizáveis.
Eq-g Bases: massa molecular dividido pelo nº de Hidroxilas na molécula.
Eq-g de Sais: massa molecular total (com ou sem aguas) pelo total de cargas (iguais se mantem e diferentes, o produto entre elas).
Eq-g de Óxidos: massa molecular pelo total de cargas (iguais se mantem ou diferentes, o produto entre elas).
Eq-g de Agentes Oxidante ou Redutor: massa molecular total (com ou sem aguas) pelo produto entre a variação de elétrons do átomo e sua atomicidade maior.
3.1.g) Número de equivalente-grama(e1) 
	Relaciona-se com o Equivalente-grama de uma molécula (itens 3.1), ou seja, indica uma unidade de valor químico na qual possui um valor que condiz com uma quantidade de “moléculas” que contem dentro desse valor uma massa (g) de um soluto sólido qualquer ou dentro de um volume (L) qualquer de uma solução Normalidade. Sendo esse “número de equivalente-grama”, é reagente com outro mesmo “numero de equivalente-grama” de outro soluto (e = e’ ), mostrando que a reação está em equilíbrio. Mas isso não significa que as massas (g) entre os solutos estão iguais.
	Essa informação do nº de equivalente-grama é essencial em uma reação química entre os reagentes, pois eles devem reagir em valores de nº de equivalente-grama iguais (e = e’) ajudando em cálculos de quantidades de soluto na amostra e também no preparo de soluções desse soluto.
	Com isso entendemos que o número de equivalente-grama do soluto(e) em uma massa (m1) qualquer desse soluto, pode ser calculado pelo quociente da razão da massa (g) do soluto pesado pelo seu equivalente-grama (Eq-g1 calculado) do soluto (elemento químico, acido, base, sais, óxidos, agente redutor, agente oxidante), expresso em numero de equivalente-grama (Eq. 3.N). E também poderá ser o produto entre a concentração Normalidade real da solução e um volume (L) qualquer dessa solução (Eq. 2.N). 
Vamos entender melhor como se calcula o nº de equivalente-grama (e) nessas duas formas diferentes dependo da situação em que se encontra o soluto.
3.1.g.a) Número de equivalente-grama (e1) em uma massa (g) de soluto puro qualquer
	Se o soluto estiver como sólido, possui então uma massa (g) qualquer desse soluto, é como já sabemos calcular o Eq-g de um soluto, a razão entre eles, nos fornece o (e1 ) do soluto na massa (g) em questão.
 			 Eq. 3.N 
						
Exemplo:
1 – Qual será o (e1) existente em 45,0g de cloreto de sódio? (dados: MM NaCl ; 58,5g ; k = 1)
			Eq-g1 = MM1 ===( 58,5 = 58,5 g
			 k	 1
			e1 = m1 (g) ==( 45,0 g = 0,7692 e =( nos referimos a nº equivalente pois é menor que
			 Eq-g1 58,5 Eq-g 		 1 Eq-g do NaCl p.a. (mas poderia ser maior que)
3.1.g.b) Número de equivalente-grama (e1) de um soluto puro em um volume (L) qualquer de uma solução de concentração real Normalidade.
	Se o soluto estiver dissolvido em uma solução de Normalidade real (e/L), teremos que o produto entre a concentração real e o volume (L) usado dessa solução, contém o nº equivalente-grama desse soluto no volume usado. Então:
							 Eq. 2.N
Exemplo:
1 – Qual o (e) que há em 15,0 mL de uma solução de NaCl a 0,7692 e/L ou N?
e NaCl = ??
N NaCl = 0,7692 e/L (aqui há 45,0g de NaCl dissolvidos em 1.000 mL de solução)
V NaCl = 15,0 mL = 0,015L
		e NaCl = N (e/L) x V(L) =
		e NaCl = 0,7692 (e/L) x 0,015(L) = 0,01154 e / 15 mL(1)
Obs: 
(1) – Se observarmos por outro lado, dentro dos 15,0 mL de solução há uma massa (g) de NaCl p.a. que condiz com o (e) da solução, então temos 0,675g de NaCl em 15,0 mL da solução a 0,7692N. Para uma reação química entende-se que, o que será igual na reação química é o nº de equivalente-grama entre os reagentes (e = e’), sendo que a massa (g) que cada nº equivalente-grama carrega é diferente.
3.2 – O preparo da solução de concentração Normalidade
	O processo de preparo de soluções temos três formas de preparar as soluções: 
a) A solubilização de um soluto solido puro conforme item 2.1:
b) A solubilização/diluição um soluto liquido puro em solvente adequado, conforme o item 2.2. 
c) A diluição de um volume conhecido de uma solução padrão secundaria mais concentrada, conforme o item 2.2.
	Alguns requisitos necessários para o preparo da solução:	
Normalidade que se deseja (Normalidade teórica);
Volume, em litros, da solução que se deseja preparar;
Necessitamos também de alguns dados relativos aos solutos para o calculo da concentração Normalidade:
	Sólido: Pureza (%P)				Liquido: Pureza (%P)
		 Massa molecular total* (MM)		 Massa molecular (MM)
		 Equivalente-grama (Eq-g)			 Equivalente-grama (Eq-g)
							 Densidade (g/mL)
(*) – solutos hidratados (com moléculas de H2O na sua formula) terão suas quantidades de moléculas de água somada a MM da substancia total.
3.2.1 – Cálculos para o uso de solutos sólidos no preparo da solução
	Como primeiro passo calculamos a massa do soluto, m1, em gramas, necessário, visto que já devemos ter definido a Normalidade, o volume (L) da solução desejada e seu equivalente-grama. Se rearranjarmos a Eq. 4, isolando a massa, m1, teremos
	N = m1 ====( 								 Eq. 5.N
 Eq-g1 x V(L)
Nota: como normalmente trabalhamos com solutos químicos que não são 100% puros, devemos fazer a correção da massa, m1, para 100%, em gramas, calculada através da pureza expressa no rotulo do frasco, por simples regra de 3:
		m1 calculada -------------( % pureza no rotulo do soluto
 m1 corrigida (----------- 100% soluto puro
se substituirmos a Eq. 5.N nessa regra de 3, em m1 calculada, temos uma única equação para o calculo da massa do soluto já corrigida para 100% de pureza, em gramas. 
		
												 Eq. 6.N
												 
3.2.2 – Cálculos para uso de solutos líquidos no preparo da solução
	O uso da Eq. 6.N também se faz inicialmente para o cálculo da massa do soluto. 
	Devemos converter a massa, m1, calculada pela Eq. 6.N e já corrigida pela pureza a 100%, em volume, mL, através da densidade do soluto (g/mL) utilizando a formula:
												 Eq. 1.G
			
Se substituirmos na massa, m1, da Eq. 1.G, a informação da Eq. 6.N e rearranjar a equação, teremos uma equação geral que dará o resultado do volume do soluto já corrido para 100% de pureza, em mL.
												 Eq. 7.N		
3.2.3 – Exemplos de preparo de soluções Normalidade, solutos sólidos e soluto líquidos
1 - Calcular quantos gramas são necessários para preparar 500 mL de solução de NaOH a 0,500N (dados: %P = 97,0%)
	MM NaOH = 40g
	%P NaOH = 97%
	V sção = 500 mL = 0,5L
	N t = 0,500N
	Eq NaOH = 40g/Eq
	m1 = N x Eq x V x 100 								 Eq. 6.N
			%P
	m1 = 0,500 x 40 x 0,5 x 100 = 10,3100g de NaOH
			97
2 – Calcular quantos gramas são necessários para preparar 1.000mL de uma solução de sulfato de sódio di-hidratado a 0,250N. (dados: % Pureza = 95%)
	MM Na2SO4 . 2H2O = 178g
	%P Na2SO4 . 2H2O = 95%
	V sção = 1.000 mL = 1,0L
	N t = 0,250N
	Eq Na2SO4 . 2H2O = 178 / 2 = 89g/Eq
	m1 = N x Eq x V x 100 								 Eq. 6.N
			%P
	m1 = 0,250 x 89 x 1,0 x 100 = 23,4210g de Na2SO4 . 2 H2O
			95
3 – Qual o volume, mL, necessário de ácido sulfúrico para preparar 1.000mL de solução a 0,350N.(dados: %P = 98% ; d = 1,84 g/mL)
	MM H2SO4 = 98g
	%P H2SO4 = 98%
	V sção = 1.000 mL = 1,0L
	N t = 0,350N
	Eq H2SO4 = 98 / 2 = 49,0 g/Eq
	V1 = N x Eq x V x 100 									Eq. 7.N
			%P x d1
	V1 = 0,350 x 49 x 1,0 x 100 = 9,5 mL de H2SO4
			98 x 1,84
3.2.3.a) Lista de exercícios preparo de soluções Normalidade, soluto sólido anidro e hidratado e soluto líquido (com respostas)
1 – Resumidamente explique como se calcula o Equivalente-grama das substâncias químicas conforme sua função química (Elemento químico, Ácidos, bases, sais, óxidos, Ag. Oxidante e Ag. redutor). Dê dois exemplo de cada.
2 – Descreva uma preparação genérica pratica de uma solução aquosa para soluto solido e para um soluto liquido. 
3 – Determinar qual a massa (g) de soluto que foram usados para preparar as soluções seguintes: (manter 4 decimais na resposta).
2,0L de Nitrato de Prata 0,250N %P = 98% (R: 86,7347g)	 
500 mL de Sulfato de Cobre II pentahidratado 0,200 N %P = 95% (R: 13,1316g) 
250 mL de Hidróxido de Bário 0,010 N %P = 96,5% (R: 0,2215 g)	 
250 mL de Cromato de Potássio 0,300 N %P = 98% (R: 7,4235 g)
500 mL Fosfato de Amônio 0,050 N %P = 96% (R: 1,2935g) 
4– Se preparar 250 mL de solução aquosa de Cloreto de calcio hexahidratado a 0,350 N, qual será a massa (g) pesada do soluto? (%P = 95,6%) (R: 10,0222g)
5 – Foi utilizado uma massa de 36,0g de KOH para preparar 250 mL de solução aquosa, qual a concentração Normal da solução? (R: 2,5714 N)
 6 – Deseja-se preparar as soluções abaixo, quais as quantidades em mL, necessárias de cada soluto? (manter uma decimal na resposta)
1,0 L de Acido Clorídrico 0,050 N (d HCl = 1,19 g/mL ; %P = 37%) (R: 4,1mL)
500 mL de Acido Nítrico 0,350 N (d HNO3 = 1,42 g/mL ; %P = 69,3%) (R: 11,2mL)
2,0 L de Acido Acético 0,500 N (d HCH3COO = 1,050 g/mL ; %P = 99%) (R: 57,7mL)
500 mL de Acido Sulfúrico 0,500 N (d H2SO4 = 1,84 g/mL ; %P = 98%) (R: 6,8mL)
250 mL de Acido Perclórico 0,100 N (d HClO4 = 1,675 g/mL ; %P = 70%) (R: 2,1mL)
250mL de Acido Fosfórico 0,350 N (d H3PO4 = 1,700g/ml ; %P = 85%) (R: 2,0mL)
7 – Qual o volume (L) em que devem estar dissolvidos 6,2375g de sulfato de cobre (II) pentahidratado, a fim de que a solução seja decinormal? (R: 0,500L)
8 – Deseja-se preparar 500 mL uma solução de permanganato de potássio com 0,050 N, qual será a massa do soluto utilizada? (dados: Eq-g = MM/5 ; %P = 100%). (R: 0,7900g) 
9 – Deseja-se preparar 500 mL de uma solução de ácido fosforoso a 0,0250 N. Calcule a massa do soluto necessária para preparar a solução. (dado: %P = 95,0%). (R: 0,5395g) 
3.2.3.b) Exercícios para entregar. Preparo de soluções Normalidade 
1 – O que significa dizer a um químico que uma solução aquosa de cloreto de sódio é 0,800 N?
2 – As soluções abaixo foram preparadas conforme as técnicas de preparo de soluções para obter as concentrações Normalidade desejada. Qual a massa (g) ou o volume (mL) do soluto utilizado nos preparos?
2.000 mL de Ácido fosfórico a 0,5500 N (d = 1,700g/mL ; %P = 85%) 
250 mL de hidróxido de potássio a 0,1250 N (%P = 95%)
100 mL de ácido acético a 0,050N (d = 1,050 g/mL ; %P = 99%) 
1000 mL de cloreto de cálcio di-hidratado a 0,150 N (%P = 98%)
500 mL de nitrato de prata a 0,150 N (%P = 98,0%)
3 – Pesou-se as seguintes massas dos solutos abaixo, calcule a concentração Normal de cada solução:
	
	
	Soluto
	% Pureza
	massa ( g )
	Vol. Solução
	a)
	Carbonato de sódio
	100,0
	30,0538
	250 mL
	b)
	Sulfato férrico amoniacal .12 H2O
	93,0
	5,1012
	250 mL
	c)
	Cloreto de alumino hexahidratado
	96,0
	8,3076
	100 mL
	d)
	Dicromato de sódio
	100,0
	13,3526
	250 mL
4 – Preparou-se 250 cm3 de uma solução de acido sulfúrico a uma concentração Normal de 0,150N. Qual o volume de ácido utilizado no preparo? (dados: densidade 1,84g/cm3 ; %P = 96%)
5 – Qual a concentração Normalidade de uma solução aquosa de HCl de 100,0 mL de solução onde foi utilizado volume de 3,6 mL do ácido concentrado? (dados: d = 1,074 g/mL ; %P = 37,0). 
6 – Qual a massa (g) de ácido oxálico di-hidratado que foi usado para preparar 250 mL de uma solução aquosa de Normalidade a 0,500 N? (%P = 100%).
4 – Considerações para o Preparo de Soluções concentração MOLARIDADE, ou concentração em quantidade de matéria, (mol/L)
As soluções de concentração Molar são as utilizadas recentemente em reações químicas durante o processo da titulação direta ou indireta, a qual tem a mesma importância de participação na pesquisa de quantificação de algum tipo de espécie química presente em uma amostra qualquer, como acontecia com as soluções de concentração Normalidade.
A necessidade de conhecer e ter a concentração exata e correta das soluções padrões molares está relacionada à garantia de uma análise de quantificação correta, pois é essa solução que irá lhe mostrar o quanto existe de espécie química na amostra. Não somente a padronização correta da solução padrão lhe beneficia da quantificação da espécie química, as técnicas que envolvem um bom trabalho e um conhecimento generalizado da rotina e de assuntos relacionados à química básica também contribuem com a garantia da quantificação das espécies químicas na exatidão e precisão dos resultados.
Devemos lembrar também que, se estamos querendo determinar a quantidade de certa espécie química presente em uma mostra qualquer, então a solução de concentração Molaridade (mol/L) irá reagir em quantidade de matéria, mol, com a mesma quantidade de espécie química pura que há na amostra, ou seja, número de mols da solução padrão Molar (n) é igual ao número de mols da espécie química pura na amostra (n’).
Ok.., mas ainda temos algumas considerações, conceitos e boas informações para se chegar nessa igualdade molar entre as substâncias (n = n’).
Vamos então definir o que é uma solução de concentração Molaridade e como se preparar uma solução com qualquer valor de concentração que necessite.
4.1 – Conceito da solução Molaridade
	 Indica o número de mols ou o número de quantidade de matéria (n1) do soluto (sólido ou liquido a 100% puro(1) ), dissolvido em um volume padrão de solução, o litro (L). Deve-se manter de preferência, 4 casas decimais após a vírgula como resultado mais preciso para as analises. 
									
									 Eq. 1.M	
											
	
 
Se rearranjarmos a Eq. 1M, teremos que o numero da quantidade de matéria (n1) pode ser calculado por:
		
 ==(	quando se usa soluções aquosas (item 4.1.3) Eq. 2.M
 
 ==( quando se usa massa da substância (item 4.1.2) Eq. 3.M
		
		
Se substituirmos a Eq. 3.M na Eq. 1.M, temos:
 
											 Eq. 4.M
Todas as soluções preparadas na concentração Molar serão consideradas com concentração teórica, duvidosa. Por isso a necessidade de padronizar ou fatorar estas soluções preparadas.
(1) – Toda solução em concentração Molaridade tem que a reação química quantitativa exige que a solução padrão esteja com seu soluto a 100% de pureza, dissolvido na solução.
4.1.1 – Número da quantidade de matéria do soluto (n)
	Relaciona-se como o mol da molécula, a massa Molar, lembrando que “mol” (a dúzia do químico) é a quantidade da massa molecular total da substância expressa em gramas a cada 1 mol.
	Indica uma unidade de medida química na qual possui um valor que condiz com uma quantidade de “moléculas” ou a “quantidade de matéria” que está dentro de uma massa (g) de um soluto sólido qualquer ou dentro de um volume (L) qualquer de uma solução Molar. Sendo esse “número de mols”, reagente com outro mesmo “numero de mols” de outro soluto (n = n’ ), mostrando que a reação está em equilíbrio molar. 
	Não vamos confundir “nº de mols” da reação entre os reagentes com a “quantidade de mols” que ocorre proporcionalmente entre os reagentes para o balanceamento da reação que na maioria dos casos são diferentes.
4.1.2 – Número da quantidade de matéria de um soluto 100% puro (qualquer) em uma massa (g) desse soluto.
	Indica o valor da razão entre a massa (g) desse soluto 100% puro pela sua massa molecular total (hidratado ou anidro). Esse valor é usado para indicar o quanto de nº mols de outro soluto é necessário para reagir estequiometricamente em uma reação química.
					 Eq. 3.M
Exemplo:
1 – Qual o número da quantidade de matéria (n) que há em 8,0 g de NaOH p.a.?
n NaOH = ???
m NaOH = 8,0g
MM NaOH = 40 g/mol
		1 mol NaOH =====( 40g
		n mols NaOH ====( 8,0g
	n mols NaOH = 1 x 8,0 g = 0,2 mols =( chamamos de nº de mols pois é menor que 1 mol do 
			 40 g / mol			NaOH p.a. e que contém exatamente 8,0g de NaOH
4.1.3 – Número da quantidade de matéria de um soluto liquido qualquer, 100% puro em um volume (L) qualquerde uma solução de concentração real Molar.
	Indica o valor do produto entre a concentração Molar real da solução e um volume qualquer, em litros, dessa solução, Eq. 2.M. Esse valor indica o nº de mols do soluto puro que está contido no volume usado, e que terá sua reação química com um nº de mols igual com a outra solução (n = n’) ou mesmo com o nº de mols na massa do soluto puro (Eq. 3.M).
 							 Eq. 2.M
Exemplo:
1 – Qual o nº quantidade de matéria (n) presente em 15,0 mL de uma solução de NaOH a 0,2000M?
n NaOH = ???	
M NaOH = 0,200M (aqui está dissolvido 8,0g de NaOH p.a. em 1.000mL de solução)
V NaOH = 15,0 mL = 0,015 L
	n = M (mol/L) x V(L)									
	n = 0,2000 mol / L x 0,015 L = 0,0030 mols / 15,0 mL (1) ==( chamamos de nº de mols, pois é menor que o nº de mols na solução de 1,0 molar de NaOH.
Obs.:
(1) – Se observamos de outra forma, dentro de 15,0 mL de solução há uma massa (g) de NaOH p.a. que condiz com o (n) da solução, então temos 0,120g de NaOH em 15,0 mL da solução a 0,200M. Com isso os 0,0030 mols de NaOH será exatamente o mesmo nº de mols com o outro reagente, e não a igualdade de massa em gramas entre eles. É assim que a reação química rege seus fundamentos.
4.2 – O preparo da solução concentração Molaridade (mol/L)
	Na técnica de preparo de soluções temos duas formas de preparo: 
4.2.1) A solubilização de um soluto sólido puro, conforme o item 2.1
4.2.2) A solubilização de um soluto líquido puro, conforme o item 2.2. 
4.2.3) A diluição de um volume conhecido de uma solução padrão secundaria mais concentrada, conforme o item 2.2.
	Alguns requisitos para preparar a solução:	
Molaridade que se deseja (Molaridade teórica);
Volume, em litros, da solução que se deseja preparar;
São necessários alguns dados relativos ao soluto para preparar a determinada solução:
	Sólido: Pureza (%P)				Liquido: Pureza (%P)
		 Massa molecular total(*) (MM)		 Massa molecular (MM)
		 			 Densidade (d) (g/mL)
(*) – solutos hidratados terão suas quantidades de moléculas de água somada a MM da substancia.
4.2.1 – Cálculo para soluto sólidos puros no preparo das soluções
	Como primeiro passo calculamos a massa do soluto, m1, em gramas, necessária, visto que já devemos ter definido a concentração Molaridade e o volume (L) da solução desejada.
Se rearranjarmos a Eq. 4.M, teremos que:
		M = m1 ====( 		 Eq. 5.M
 MM1 x V(L) 
Nota: Como normalmente trabalhamos com solutos que não são 100% puros, devemos fazer a correção da massa calculada através da pureza expressa no rotulo do frasco, por simples regra de 3:
		m1 calculada ------------------( % pureza do soluto no rotulo
		m1 corrigida 100% (-------------- 100% pureza do soluto
 se substituirmos a Eq 5.M nesse calculo de regra de 3, em m1 calculada, teremos uma equação única que dará o resultado da massa (g) do soluto já corrigido para 100% pureza:
								 Eq. 6.M
4.2.2 – Cálculo para solutos líquidos puros no preparo das soluções
	O uso da Eq. 6.M também se faz inicialmente para o cálculo da massa do soluto.
	Devemos converter a massa, m1, calculada na Eq. 6.M em volume, mL, através da densidade (d) do soluto (g/mL) utilizando a formula:
			 		 Eq. 1.G
Se substituirmos a Eq. 6.M na Eq. 1.G, e rearranjar a equação, teremos uma equação geral que dará o resultado do volume do soluto, em mL, já corrigido para 100% puro:
												 
												Eq. 7.M
	
	A solubilização dos solutos calculados acima devem seguir os procedimentos de preparo de diluição dos itens 2.1 e 2.2 acima. As soluções preparadas devem ser armazenadas corretamente nos frasco de vidro âmbar ou plásticos: alcalinas em frascos plásticos opalescentes; ácidos e sais em frasco de vidro âmbar ou plásticos opalescentes.
	Todas as soluções devem ser identificadas com uma etiqueta que contenha as informações principais sobre a solução. A etiqueta é a mesma do item 2.2.2.
(nome e formula da substancia, concentração, fator de correção, data de preparo, validade da solução e do fator de correção, periculosidade, temperatura de armazenagem, quem preparou). 
4.2.3 – Exemplos de preparo de soluções Molaridade com soluto sólido e soluto líquido
1 – Calcular quantos gramas são necessários para preparar 500 mL de solução de NaOH a 0,500M. 
(dados: %P = 97,0%)
MM NaOH = 40g
%P NaOH = 97%
V sção = 500 mL = 0,5L
M t = 0,500M
	m1 = M x MM x V(L) x 100 					 		Eq. 6.M
			%P
	m1 = 0,500 x 40 x 0,5 x 100 = 10,3100g de NaOH
			97
2 – Calcular quantos gramas são necessários para preparar 1.000mL de uma solução de sulfato de sódio di-hidratado a 0,250M. (dados: % Pureza = 95%).
MM Na2SO4 . 2H2O = 178g
%P Na2SO4 . 2H2O = 95%
V sção = 1.000 mL = 1,0L
M t = 0,250N
	
	m1 = M x MM x V(L) x 100 							Eq. 6.M
			%P
	m1 = 0,250 x 178 x 1,0 x 100 = 46,8421g de Na2SO4 . 2 H2O
			95
3 – Qual o volume, mL, necessário de ácido sulfúrico para preparar 1.000mL de solução a 0,350M.(dados: %P = 98% ; d = 1,84 g/mL)
MM H2SO4 = 98g
%P H2SO4 = 98%
d1 = 1,84g/mL
V sção = 1.000 mL = 1,0L
M t = 0,350M
	
	V1 = M x MM x V(L) x 100 = 0,350 x 98 x 1,0 x 100 = 19,0 mL de H2SO4	 Eq. 7.M
			%P x d1 98 x 1,84
4.2.4.a) Lista de Exercícios de preparo de soluções Molaridade, com solutos sólidos anidros e hidratados, líquidos. (com respostas).
1 – Calcular a massa ou volume do soluto das substancias abaixo, para se preparar: 
300 mL de tiocianato de amônio 0,300 M (%P = 96%)(R: 7,1250g)
100 mL de acetato de sódio 0,250 M (%P = 100%) (R: 2,0500g)
250 mL de fosfato de sódio 0,150 M (%P = 97%) (R: 6,3402g)
500 mL de cromato de potássio 0,500 M (%P = 95%) (R: 51,0526g)
500 mL de permanganato de potássio 0,02 M (%P = 100%) (R: 1,5800g)
2 – Qual a Molaridade de uma solução que se utiliza 25,0g de KCl dissolvidos em 250 mL de água? (R: 1,34 M)
3 – Qual a Molaridade de uma solução de Na2CO3 sabendo que se utilizou 42,0 g em 700 mL de água? (R: 0,5660 M )
4 – Para preparar uma solução de carbonato de potassio á 0,3000 M, qual a massa (g) necessária em 350 mL de solução? (R: 14,4900 g)
5 – Uma solução de NaOH á 0,3500 M usou uma massa de 42,0g da base para preparar a solução, qual o volume, em litros, dessa solução preparada? ( R: 3,0 L)
4.2.4.b) Lista de Exercícios para entregar: Preparo de soluções Molaridade, com solutos sólidos anidros e hidratados, e líquidos.
1 – Calcular a massa ou volume do soluto das substancias abaixo, para se preparar: 
250 mL de acido sulfúrico 0,350 M (%P = 98%; d = 1,84g/mL) 
500 mL de acido fosfórico 0,312 M (%P = 85% ; d = 1,69g/mL) 
2.500 mL de acido nítrico 0,335 M (%P = 70% ; d = 1,42g/mL) 
1.500 mL de acido clorídrico 0,125 M (%p = 37% ; d = 1,19g/mL) 
500 mL de Hidróxido de Lítio 0,250 M (%P = 93%) 
2 – Uma solução de carbonato de sódio foi preparada usando 2,5673g do sal em 0,100L de solução. Qual a Molaridade da solução? 
3 – Para preparar 450 L de uma solução de H2SO4 á 0,3000 M, qual a quantidade de acido necessária ?(dados: d acido = 1,84 g/mL ; %P = 95%) 
4 – O acido cítrico (C6H8O7) é utilizado em indústrias de alimentos como conservante ou mesmo acidular os produtos. Em uma dada indústria de refrigerante é adicionado 2,4 kg do acido para cada 100 L do refrigerante. A concentração molar do acido em um lata de 350 mL será? 
– Dissolvem-se 490 mL de acido fosfóricoem água suficiente para 2,0 L de solução. (%P = 85% ; d = 1,69g/mL). Qual a Molaridade da solução? 
4.2.5 – Prática 1.0 de laboratório: Preparo de solução Molaridade com solutos sólidos e líquidos, ácido e base.
5 – PROCESSO DO SISTEMA DE TITULAÇÃO 
	Conceito – é um processo analítico clássico em que uma solução padrão misturada a outra solução desconhecida por um sistema de gotejamento e agitação constante, onde envolve uma reação química, (tendo como vidraria básica o uso da bureta, erlen ou béquer), na qual se descobre a concentração real de uma solução preparada ou a quantidade de um elemento/espécie química “constituinte/analito” em uma amostra qualquer (analise quantitativa titulométrica). Como visto na figura abaixo.
Informação básica da titulação = através do volume (mL ou Litro) gasto de uma solução padrão titulante (que esta na bureta), calcula-se os valores requeridos do material pesquisado titulado (que esta no erlen), uma solução desconhecida ou espécie química na amostra.
 
5.1 – Princípios do sistema de TITULAÇÃO 
	De uma forma generalizada a titulação envolve uma reação química estequiométrica entre o que esta na bureta (Titulante) e o que está no erlen (Titulado). 
	Como vimos anteriormente à concentração de solução que foi preparada e que pode ser usadas na quantificação de uma amostra desconhecida, uma solução desconhecida, ou uma espécie química dentro de uma amostra qualquer.
	Como o conceito do processo prático da titulação é o mesmo para o uso de diferentes tipos de soluções preparadas e também aos tipos de reações químicas que existem. 
	
	Esquema generalizado do processo de titulação é representado abaixo na figura 5.1.
5.2 – Utilização da técnica de TITULAÇÃO
a) Padronização (fatoração) das soluções preparadas, que se tornarão padrão secundaria ou terciária, independente de sua concentração elaborada. (item 7).
b) Analises Químicas Quantitativas Titulométricas (Volumetria/Titrimetria), independente do tipo de reação química que ocorrerá entre as substâncias reagentes (Apostila 3).
	Toda técnica de titulação deve ser feita no mínimo em triplicata (3 x a amostra pesquisada) ou mais replicas, e no final tirar a média aritmética dos valores (sempre se lembrando da ação de precisão e exatidão do analista e método). 
5.3 – Indicadores 
	Como toda análise química ocorre reações químicas, devemos ter uma forma de visualizar essas reações, às vezes sem a ajuda de equipamentos eletroeletrônicos, o ponto exato final ou aproximado em que a reação termina. 
	Com a ajuda dos indicadores que são sais orgânicos ou inorgânicos fracos (ácidos, alcalinos ou sais) que dissolvidos em H2ODI ou em álcool especifico, com concentrações de 0,1% a 5,0% (m/v), são usados para auxiliar no termino de uma reação química entre os reagentes.
	Suas cores se alteram conforme o meio de reação da solução ou o tipo de reação química que está ocorrendo. As alterações que ocorrem na estrutura da molécula de um indicador orgânico são muito complexas, e envolvem certos grupos cromóforos orgânicos presentes na molécula que refletem a cor-luz não absorvida pelo composto (cor-luz emitidas pela luz branca decomposta e cor-tinta a cor dos sólidos/líquidos que emitem a cor-luz não absorvida), e nos indicadores inorgânicos a emissão da cor fica a cargo do metal presente na molécula e seu arranjo geométrico espacial e ligações, por isso a iluminação difusa sobre o processo da titulação é aconselhável para visualizar as cores com um fundo branco sob o erlen.
	
Os indicadores são divididos em função da sua atuação do tipo de reação química:
5.3.a) Indicadores auto-indicadores: 
	São soluções de solutos coloridos que no final da titulação um pequeno excesso desta solução já indica o termino da reação. (Ex. Permanganato de Potássio: solução rosa claro; Dicromato de potássio: solução verde do cromo (III)).
5.3.b) Indicadores de contato: 
	São indicadores que estão em meio à solução, não faz parte na reação dos reagentes e não interferem na reação, ficam só esperando o momento certo de se mostrarem eficazes na reação. Terão suas cores alteradas devido a alguma condição ocorrida no meio da reação, essa modificação é na configuração estrutural da molécula orgânica e é bem complexa a alteração. São subdivididos em:
5.3.b.1 – de neutralização: 
	A cor altera-se de acordo com o pH do meio da reação, são sensíveis as concentrações de H+ e de OH– disponíveis no meio. São todos de natureza orgânica. Cada tipo de indicador abrange uma pequena faixa de pH com as alterações de cores. Há algumas misturas de vários indicadores ácido-base que podem ser líquidas ou solidas, os universais que podem abranger uma grande faixa do pH, alguns para faixa menores ou mesmo melhorar a alteração das cores e as tradicionais fitas de pH (piscina ou aquário). Ver tabela abaixo, 453.b.1.a. Um exemplo de indicador orgânico é o extrato de repolho roxo que consegue abranger toda a faixa de pH, 0 – 14 com ótimas alterações de cores nas soluções. 
Tabela 5.3.b.1.a – Exemplos de indicadores ácido-base mais comuns
	Indicador ácido-base
	Faixa de pH
	Coloração
	
	
	
	Meio acido
	Meio alcalino
	
	Fenolftaleína
	8,2 – 9,4
	Incolor (< 8,2)
	Rosa claro a rosa magenta (> = 8,2)
	
	Alaranjado de metila
	3,1 – 4,4
	Vermelho - alaranjado (< = 3,1)
	Alaranjado (> = 4,4)
	
	Vermelho de metila
	4,4 – 6,2
	Rosa –avermelhado (< = 4,4)
	Amarelo (> = 6,2)
	de 4,4 – 6,0 vermelho-alaranjado
	Tornassol
	6,0 – 8,0
	Vermelho (< = 6,0)
	Azul (> = 8,0)
	
	Azul de Bromotimol
	6,0 – 7,6
	Amarelo (< = 6,0)
	Azul (> = 7,6)
	6,0–verde–7,6 
5.3.b.2 – de complexação ou metalocrômicos 
	São sais orgânicos com afinidade e que se ligam momentaneamente aos metais livres em solução. Possuem uma cor quando ligado ao metal e alteram a cor quando ficam livres. Também dependem do pH do meio da solução, o tamponamento é mais correto, devido ao tipo de metal a ser pesquisado. (Calcon, Murexida, negro de Erio-cromo-T, etc)
5.3.b.3 – de precipitação 
	São sais na maioria inorgânicos pelo fato de formarem precipitados coloridos em decorrência ao excesso da solução titulante no meio da reação, que terá afinidade com o catíon ou com o aníon disponível do tipo de indicador usado. Há também os sais orgânicos de precipitação com fluorescência sobre o precipitado formado (adsorção) (Método de Fajans da precipitação). Os indicadores também são influenciados pelo pH do meio da reação para formação do ppt. (cromato de potássio, sulfato ferroso amoniacal x 12 H2O, amarelo tartrazina, fluoresceína sódica, eosina, etc).
5.3.b.4 – de oxido-redução 
	São sais orgânicos que possuem diferentes cores na forma reduzida e oxidada, alteram-se devido ao potencial redox de cargas dos reagentes no meio da reação. São sistemas reais de óxido redução uma vez que possuem um comportamento que depende apenas da mudança de potencial do sistema (E0) e não da mudança de concentração dos reagentes. (Orto-fenantrolina; amido; azul de metileno; difinilamina; etc)
6 – Padrão Primário (pp) 
	Como foram preparadas soluções de concentrações diferentes, essas soluções deverão ser confirmada sua concentração correta. Para isso temos a necessidade de que “alguma coisa” na química faça essa veracidade dessa concentração correta.
	Para isso temos os que chamamos de padrão primário (pp), que são alguns sais orgânicos ou inorgânicos (acido, alcalino ou neutro), que foram classificados conforme algumas exigências da IUPAC/UIQPA (International Union Pure Applied Chemistry). Os padrões primários (pp) são os definem a padronização/fatoração de algumas soluções preparadas. 
	Os padrões primários (pp) foram classificados e são classificados com o mínimo de 5 exigências da IUPAC aos sais que são:
Quimicamente puro, > 99,98% (fácil obtenção e purificação no laboratório).
Quimicamente estável (não higroscópio, pulverulento,não volátil, não oxidável ao ar ou CO2, sem alteração química na secagem de 80 – 250 °C).
Totalmente solúvel em água ou no solvente utilizado.
Massa molecular alta, para evitar erro relativo na pesagem.
Que reaja estequiometricamente com a solução preparada.
	Os padrões primários são separados de acordo com os reagentes envolvidos e também conforme o meio da reação:
sais ácidos, que padronizam soluções alcalinas (neutralização) 
sais alcalinos, que padronizam soluções acidas (neutralização) 
sais de sais, que padronizam soluções de sais (precipitação, oxido-redução, complexação)
	Os padrões primários podem atuar de duas formas na padronização/fatoração, diretamente com a reação ou indiretamente com a reação primeiro gerando o elemento que padronizará a solução desejada, exemplo: 
	 a) na padronização da solução de Na2S2O3 a reação entre os sais K2Cr2O7 e o KI em meio acido, liberará I2 na reação para padronizar a solução Na2S2O3 tendo o amido como indicador de final de reação.
	Exemplos de padrão primário (pp) mais comuns: 
	NaCl ; HK(C8H4O4) ; Na2CO3 ; K2Cr2O7 + KI ; KIO3 + KI ; As2O3 ; H2C2O4 ; Ac. Benzóico C6H5COOH ; Hidrogenoiodato de potássio KH(IO3)2 ; Ac. Sulfâmico NH2SO2OH ; Ac. Succínico H2(CH2COO)2 =C4H6O4
7 – Fator de Correção (FC)
	Como o nome já diz fator de correção, este irá corrigir algo que está fora de uma faixa normalmente de uso. É uma informação que será gerada somente depois da padronização/fatoração das soluções preparadas. É um numero adimensional determinado pelo quociente da razão entre a concentração real da solução padrão secundária que foi padronizada e a concentração teórica dessa solução que foi solicitada a ser preparada, ou seja:
												Eq. 2.G
				
													
												Eq. 3.G
	O FC é supostamente interpretado como a “porcentagem total de erros” cometidos pelo analista do preparar até a padronização da solução que foi solicitada.
	O FC aceito no mercado químico comercializado deverá estar compreendido entre 0,9900 a 1,0100 nas soluções preparadas, ou seja, 1,0000 + / - 1,0 % do valor teórico da concentração da solução. 
	O fator de correção depois de descobrir a real concentração da solução preparada é expresso com 4 casas decimais após a vírgula, uma maior precisão.
	Nos laboratórios de controle de fabricas ou laboratórios de análise que preparam suas próprias soluções titulantes, o FC poderá ser qualquer valor encontrado, o ideal é que mantenha o menor erro possível. Lembrando que se a solução tiver FC muito mais que 1,0100 gasta-se menos solução e se estiver muito menos que 0,9900 gastará mais solução rapidamente, mas isso não impossibilita o uso dessas soluções, só não poderiam ser comercializadas no mercado químico.
	Este fator de correção, como o nome já diz, irá corrigir a concentração da solução preparada para a concentração correta, pois na titulação a bureta somente lhe entrega um valor fixo e não a concentração da solução e poderá ser usado de duas formas nos cálculos das análises, Nunca nas duas situações, o FC deve ser usado somente em uma delas, como é apresentado abaixo:
7.1 – Condições da aplicação do FC em cálculos analíticos 
Exemplo: Uma solução foi preparada com concentração de 0,5000 N ou M e obteve-se um FC de 0,9500, portanto:
1ª condição: se e valor de FC for multiplicado a concentração teórica corrige a concentração para a real concentração da solução.
		Ex: 0,500 M x 0,950 = 0,4750 M
2ª condição: e se valor de FC for multiplicado ao volume gasto indica qual o volume exatamente corresponde a concentração teórica da solução.
		Ex.: 15,0 mL x 0,9500 = 14,25 mL da solução de concentração teórica de 0,500M
	Essas condições são devidas a informação da bureta, pois ela lhe entrega um volume fixo, você é que precisa corrigir as informações das concentrações corretas. Por isso a necessidade da informação estar colocada na etiqueta corretamente, que deverá sempre ser usado nos cálculos.
	A importância do valor, informação do FC, no calculo quando do uso da solução padronizada em análises químicas que envolvem quantidades de espécies químicas, causa erros grandes nos desvios analíticos. 
	Ok, agora que vimos os principais conceitos para se preparar qualquer concentração de solução Molaridade, qual o principio genérico da titulação, que tipo de indicador pode ser usado, o que é padrão primário, o que é e seu uso do fator de correção, podemos então entender o que é a padronização/fatoração de solução que tanto se comentou para a química quantitativa.
			
8 – PRINCÍPIO DA TITULAÇÃO E PROCESSO DA PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES CONCENTRAÇÃO MOLARIDADE
	O principio da titulação é o mesmo visto no item 5.	
	O processo de padronização para soluções Molaridade também envolve reação químicas de igualdade entre os reagentes, mas uma explicação a parte se faz necessário.
	Sabemos que nas reações químicas, elas só ocorrem corretamente quando o balanceamento está correto, ou seja, os coeficientes de balanceamento dos reagentes e produtos, que indicam a quantidade de mols de cada um, estão colocados corretamente. Esse processo de balanceamento na reação, aqui, para o principio da titulação de MOLARIDADE é fundamental aos cálculos que iremos ver. Então devemos relembrar como se faz um balanceamento de reação química como conceito básico a explicação.
	Na Molaridade, portanto envolve uma reação química estequiométrica entre os mols das soluções reagentes, designamos as duas soluções que se envolvem na reação como, uma sendo a solução da substância requerida, a que estamos pesquisando a espécie química (req) e a outra como sendo a solução da substância dada, a solução padronizada (dado). Também sabemos que na maioria das reações molares, os coeficientes de balanceamento não são os mesmos valores em proporção (1:1, 1:2, 2:5....etc), mas mesmo assim chega-se ao “principio da equivalência molar” entre eles, ou seja, o número de mols ou a quantidade de matéria (n) entre os reagentes serão iguais . 
	Para que essa igualdade seja atingida, a proporcionalidade de mols que ocorre na reação é usada para igualar as substâncias envolvidas na reação. Portanto o balanceamento correto na reação é fundamental para o cálculo da equação Eq. 8.M. Como se trata de uma reação de concentração em Molaridade, podemos dizer que existe uma razão molar em quantidade de mols para as substâncias reagirem e é esses valores do coeficiente de balanceamento que nos interessa. 
	Durante uma análise de uma espécie química qualquer dentro de uma amostra qualquer (líquida ou solida) podemos chamar essa espécie química de substância requerida da análise e a solução de concentração Molaridade que irá quantificar essa espécie química, de substância dada. 
	Como sabemos na matemática, para igualar os lados de uma igualdade de valores diferentes, devemos multiplicar os lados pelos valores trocados de lado, só assim igualaremos os lados. Então concluímos que uma reação em Molaridade, temos a seguinte igualdade ocorrendo:
											 	Eq. 8.M
	Se rearranjarmos a equação Eq. 8.M e isolarmos o nº de mols do requerido, que indica a espécie química que está sendo pesquisada, teremos a equação de uso geral para a aplicação a qualquer análise de qualquer espécie química a ser pesquisada.
												Eq. 9.M
	Como vimos o conceito de uma solução Molaridade no item preparação (item 3.1), usaremos as mesmas equações já vistas anteriormente para aplicar o principio da reação da equivalência molar.
								
			Titulante (req. ou dada): 					 
			[ M ] tte	
 			 V tte (em litros)		 n = m1 				 Eq. 3.M
			 (ou mL) MM1 
						 n = M x V 				 Eq. 2.M
										 
				 						 Eq. 9.M
Titulado (req. ou dada)	 		 
[M ] tdo ou [ % ] tdoV tdo (em mL ou L)
		 ou 
 m tdo (em g) 
	
	A atribuição do uso da condição substância REQUERIDA e substância DADA dependerá da definição na reação que ocorre entre os reagentes, quem é quem.
	Percebemos que durante uma análise química de uma espécie química, com a aplicação da técnica de titulação, temos duas situações na pratica. 
1ª Situação – MASSA versus SOLUÇÂO
	É quando a espécie química, a substância requerida, é uma massa a ser determinada e temos uma solução padrão Molaridade, a solução dada, para quantificá-la, dizemos que a situação é MASSA versus SOLUÇÃO.
	Como a base de cálculos está na Equação 9.M, devemos substituir as informações nela contida pela situação do problema, em que será o uso das equações Eq. 2.M e Eq. 3.M e também os coeficientes de balanceamento da reação ocorrida. Então substituindo as informações temos:
											 Eq. 9.M
	 Eq. 10.M (Eq. 2.M + Eq. 3.M)		 
2ª Situação – SOLUÇÂO versus SOLUÇÂO
	É quando a espécie química, a substância requerida, é uma solução aquosa desconhecida, que será determinada sua concentração real e temos uma solução padrão Molaridade, a solução dada, para essa determinação, dizemos que a situação é SOLUÇÃO versus SOLUÇÃO.
	Como a base de cálculos está na Equação 9.M, devemos substituir as informações nela contida pela situação do problema, em que será o uso da equação 2.M repetida e também os coeficientes de balanceamento da reação ocorrida. Então substituindo as informações temos:
					 			 Eq. 9.M
									 Eq. 11.M (Eq. 2.M + Eq. 2.M)
				 
8.1.b) Exemplo da aplicação desse conceito da igualdade molar e as equações, ver itens 9.3 e 9.4.
9 – Padronização ou FATORAÇÃO de solução MOLARIDADE
	Consiste em descobrir corretamente a concentração real da solução preparada, que será utilizada nas análises químicas quantitativas de titulometria. 
	O processo prático, uso da técnica da titulação (item 5), se gasta certo volume da solução preparada que reage estequiometricamente com a massa de um padrão primário (pp) ou volume de uma outra solução de concentração conhecida.
	Na padronização uma reação estequiométrica ocorre entre os reagentes e estão relacionados com a igualdade do número de mols (n) de ambas as substâncias. Como estamos tratando da Molaridade, o número de mols (n) entre as soluções reagentes, isto é, o número de mols (n) da solução titulante (tte) e o número de mols (n) da solução titulado (tdo), chega-se ao “principio da equivalência Molar” (item 8) entre eles, ou seja, o numero de mols (n) entre as substâncias serão iguais. 
Existem duas técnicas utilizadas na padronização:
Técnica direta se faz o uso de um padrão primário (em solução ou massa direta) que receberá a titulação da solução que foi preparada. (solução X massa do padrão primário), (item 9.2).
Técnica indireta se faz o uso de uma solução padrão secundária, já padronizado pela técnica direta, sobre um volume conhecido da solução preparada (solução aquosa desconhecida X solução padrão aquosa), (item 9.3).
9.1.1 – Denominação das soluções padronizadas Molaridade
	As soluções que serão padronizadas recebem a denominação conforme sua natureza e a técnica usada para padronizá-la.
9.1.1.a) Solução padrão primário
	Solução do próprio sal padrão primário, não necessita padronização. Sua forma e informação química já o classificam pela IUPAC como padrão primário (item 7), desde que seguida todas as recomendações de preparo.
9.1.1.b) Solução padrão secundário
	Qualquer solução preparada que foi padronizada pela técnica direta somente. (item 9.2).
9.1.1.c) Solução padrão terciária
	Qualquer solução preparada que foi padronizada pela técnica indireta (item 9.3). Sendo que essa solução não poderá padronizar nenhuma outra solução preparada. Mas essa solução pode ser transformada em solução secundária se for padronizada pela técnica direta em outra situação.
9.2 – Técnica Direta da Padronização para soluções MOLARIDADE
	Como foi dito anteriormente, qualquer solução preparada deverá ser padronizada ou fatorada, antes de ser utilizada nas análises quantitativas. 
	A técnica consiste no uso da massa de um padrão primário (pp) adequado a reação (item 7), que será calculado pela estequiometria da reação com a solução preparada, ainda de concentração desconhecida (somente a informação teórica do preparo), usando o principio da equivalência Molar, ou seja, número de mols da substância requerida (n req), será igual ao número de mols da substância dada (n dada) juntamente multiplicados pelos coeficientes de balanceamento respectivos trocados.
				 Eq. 9.M
 
lembrando que: 
		n = M x V(L) (para solução aquosa a ser padronizada/fatorada) Eq. 2.M
	 n = m1 (para soluto solido, padrão primário) 			 Eq. 3.M 
	 MM1
1º passo: Montar a reação entre os reagentes, balancear a reação para obter os coeficientes de balanceamento molar:
2º passo: Devemos definir depois do balanceado da reação quem é a substância requerida e quem é a substância dada. Como estamos trabalhando com um padrão primário solido que irá padronizar uma solução aquosa, a substância requerida nesse momento é o padrão primário, nesse caso uma massa em gramas será calculada. A igualdade de números de mols será com o uso da Eq. 3.M para o pp e da Eq. 2.M para a solução aquosa, e a Eq. 9.M na condição da reação entre eles, que obteremos a equação Eq. 10.M. 
			 Eq. 9.M
	
(*) O volume teórico ou pratico utilizado no cálculo (V(L)), vc deverá definir o quanto quer gastar supostamente da solução preparada, na titulação ou poderá ser os 3/5 da capacidade da bureta utilizada na titulação, o volume será expresso em litros (L).
	A equação 9.M será rearranjada para se calcular a massa necessária do padrão primário (m req). Depois de calculado a massa do pp, esta será pesada em balança analítica, em erlen 250 mL, adicionando 50 a 100 mL de água destilada, gotas do indicador adequado e deve ser aplicada a técnica da titulação, com um gasto de certo volume da solução para essa massa pesada.
Obs.: (1)- para as massa de pp menores que 0,2000g (200 mg) calculada, deve-se preparar uma solução mais concentrada, ou seja, a massa calculada será multiplicada por 10 e avolumadas para 100 mL em b. v., com isso alíquotas volumétricas fixas retiradas dessa solução terão sempre a mesma massa de pp.
3º passo: Depois de efetuada a titulação pratica entre os reagentes, deve-se calcular a concentração molar real da solução. O uso da Eq. 9.M se faz necessário novamente com a substituição pelas Eq. 2.M , Eq. 3.M e os coeficientes de balanceamento. Mas agora com as informações trocadas de substancia requerida (solução a ser padronizada) e substancia dada (massa do pp), 
							 				 			Eq. 9.M
	n req tte = M req tte x V(L) req tte (solução requerida a ser fatorada, titulante) 		Eq. 2.M
	
	n dada tdo = m1pp dada tdo (substancia dada, massa do padrão primário, titulado) Eq. 3.M
		 MM1pp dada tdo
									 Eq. 11.M
													
	
	A equação Eq. 11.M será rearranjada e isolando a Molaridade requerida real (M Req.) da solução, consegue calcular o desejado.
4º passo: Calcular o Fator de correção da solução padrão secundaria Molaridade: usar a Eq. 2.G.
		FC = [real] =
			[teórica]
5º passo: Transferir as informações da padronização da solução para a etiqueta do frasco que armazena a solução.
	
9.2.a) Exemplo da padronização técnica direta solução Molaridade
1 – Deseja-se padronizar uma solução de HCl a 0,150M usando como pp o carbonatode sódio p.a. (MM = 106g/mol). Deve-se usar 15,0 mL da solução acida como volume teórico do ácido para o calculo da mpp, 
	Dados do problema:
	M sção tte = 0,150M
	V (L) teórico sção tte = 0,015L
	MM pp = 106 g/mol
		
1º passo: Montar a reação balanceada, definir quem é o requerido e quem é o dado e calcular da massa do padrão primário (m pp):
	Reação: 2 HCl(aq) + 1 Na2CO3(s) -----------( 2 NaCl(aq) + 1 CO2(g) + 1 H2O
	 Subst. Dada (tte) subst. Requerida (tdo)
					Eq. 9.M								
			Eq. 10.M			
	
	mpp tdo = 0,150 M tte x 0,015 tte x 1/2			
	 106
 mpp tdo = 0,150 x 0,015 x 1/2 x 106 
				
	mpp tdo = 0,11925g (como a massa é menor que 0,2g (200mg), será multiplicada por 10x, pesada precisamente em balança analítica e preparada uma solução de 100 mL desse padrão em b.v.)
2º passo: A massa pesada precisamente do pp foi de 1,2043g. Da solução preparada de padrão primário, transferir volumetricamente 10,0 mL para três erlens separadamente, juntar 100 mL de H2O DI e gotas do indicador. Carregar e zerar a bureta com a solução de HCl preparada. Titular os erlens um de cada vez anotando o volume gasto em cada erlen. Na pratica foram gastos os seguintes volumes:
	Erlen
	Vol. aliquota (mL)
	Massa pp (g) em cada aliquota
	Vol. gasto HCl (mL)
	1
	10,0
	0,12043
	15,1
	2
	10,0
	0,12043
	15,2
	3
	10,0
	0,12043
	15,1
	Média 
	10,0
	0,12043
	15,1
3º passo: calcular a Molaridade real media da solução, usando a mesma equação de reação química, mas agora trocando as informações de requerido e dado.
		Reação: 2 HCl(aq) + 1 Na2CO3(s) -----------( 2 NaCl(aq) + 1 CO2(g) + 1 H2O
	 	
 subst. Requerida (tte) Subst. Dada (tdo) 
							 
					Eq. 9.M
										 																											 Eq.10.M
	
Como os volumes foram retirados sempre da mesma solução preparada, contém as mesmas massas na alíquota, podendo nesta situação tirar a média dos volumes gastos na titulação e calcular uma só Molaridade real:
M Req real = 	0,12043 x 2/1 = 0,150 
	 	 0,0151 x 106
4º passo: calcular o fator de correção da solução:
		FC = [M real] =								 Eq. 2.G
			[M teórica]			
		Fc = 0,150 = 1,0000
			0,150
5º passo: as informações da solução padronizada, como a concentração molar teórica e o FC ou a concentração molar real, devem ser transferidas para a etiqueta do frasco que armazena a solução. Esta solução passa a ser considerada solução padrão secundaria.
9.2.b) Lista de exercícios de Padronização técnica direta solução Molaridade (com respostas)
1 – Utilizando o sal Carbonato de sódio como padrão primário, calcule a massa necessária deste para padronizar as soluções já preparadas abaixo, podendo gastar supostamente 3/5 de uma bureta 25 mL para cada solução;
a) Acido sulfúrico 0,250 M (R: 0,3975g)
b) Acido clorídrico 0,150 M (R: 0,1192g)
c) Acido nítrico 0,350 M (R: 0,2782g)
d) Acido fosfórico 0,120 M (R: 0,2862g)
2 – Calcule a massa de padrão primário, biftalato ácido de potássio (KHC8H4O4, MM = 204,23 g/mol), necessário para padronizar as soluções já preparadas, abaixo, podendo supostamente gastar 3/5 de uma bureta de 50 mL para cada solução.
a) Hidróxido de sódio 0,230 M (R: 1,4092g)
b) Hidróxido de potássio 0,310 M (R: 1,8993g)
c) Hidróxido de lítio 0,150 M (R: 0,9190g)
3 – Um analista preparou 1.000 mL de uma solução aquosa de acido clorídrico a 0,3000 M. (dados: d = 1,19g/mL ; %P = 37%).
a) Qual o volume (mL) usado de acido no preparo da solução? (R: 26,5 mL)
b) Qual a massa (g) de pp necessária, carbonato de sódio, para padronizar a solução gastando 3/5 de uma bureta de 25 mL? (R: 0,2544g)
c) Qual será a Molaridade real e o fator de correção da solução preparada acima, se o analista obteve os resultados segundo o quadro abaixo, após ter aplicado a técnica da titulação? (R: 0,3200N ; 1,0667)
	Amostra
	m pp (g)
	Vol. Gasto (ml)
	1
	0,2300
	13,60
	2
	0,2445
	14,40
	3
	0,2497
	14,70
9.2.c) Lista de exercícios para entregar: Padronização técnica direta solução Molaridade
1 – Calcule a massa de padrão primário de Na2CO3 necessária para padronizar as soluções abaixo, gastando um volume de 15 mL da solução:
a) H2SO4 0,200N b) Ácido acético 0,300M 
c) HCl 0,500N d) Ácido fosfórico 0,200M 
2 – Calcule a massa de padrão primário de Biftalato ácido de potássio necessário para padronizar as soluções abaixo, gastando um volume de 15 mL da solução:
a) NaOH 0,300M b) Hidróxido de bário 0,050M 
c) KOH 0,100M d) Hidróxido de lítio 0,500M 
3 – a) Preparar 500 mL de uma solução aquosa de HCl 0,700 M, (dados: d ac. = 1,19 g/mL ; %P = 37%).
b) Padronizá-la usando carbonato de sódio e gastando 15,0mL de volume de acido como base de calculo. 
c) Usando teoricamente os resultados da tabela, calcule a Molaridade real média e o fator de correção da solução 
	Amostra
	Massa do pp
	mL gasto 
	1
	0,5565g
	15,1
	2
	0,5570g
	15,2
	3
	0,5520g
	14,9
9.2.d – Pratica de laboratório: Pratica 2.0 – Padronização de solução Alcalina Molaridade – Técnica Direta
9.2.e – Pratica de laboratório: Pratica 3.0 – Padronização de solução Acida Molaridade – Técnica Direta
9.3 – Técnica Indireta de PADRONIZAÇÃO para solução concentração MOLARIDADE
	Um tipo de procedimento de padronização usado quando não há o padrão primário no laboratório e o trabalho deve ser feito.
	Consiste no uso de uma solução padrão secundária aquosa, já padronizada pela técnica direta (item 6.2), que através do volume gasto desta solução padrão calcula-se a concentração molar real da outra solução preparada, ou seja, solução versus solução. A diferença de volumes gastos na titulação não deve ser maior que 0,1mL entre as amostras.
	O principio da equivalência molar também é entendido aqui como tendo agora duas soluções aquosas na igualdade das equivalências molares.
	Como estamos trabalhando com soluções aquosas, serão usados volumes das soluções, a igualdade de números de mols (n) será com o uso da Eq. 2.M, em ambos os lados da Eq. 9.M, então:
		n req = M req x V(L) req (solução preparada a ser fatorada) Eq. 2.M
	
		n dada = M dada x V (L)dada (solução padrão secundaria, já fatorada) Eq. 2.M
		
					 Eq. 9.M
		Eq. 11.M	
	
A Eq. 11.M será rearranjada e isolado a Molaridade requerida real da solução desconhecida.
1º passo: Montar a reação entre os reagentes, e obter os coeficientes de balanceamento da reação e definir quem é a substância requerida e quem é a substância dada.
2º passo: Substituindo as informações tiradas do problema e da reação balanceada, na Eq. 11.M, calcula-se a concentração desejada. 
=( OBS.: Deve ser observado que na Eq. 11.M acima, que a concentração da solução já padronizada é a real, ou seja, o FC desta já foi utilizado na multiplicação da concentração teórica. Se fosse utilizado à concentração teórica e o FC da solução padronizada (dada) a equação passa a ser:
 	 Eq. 11a.M
					
3º passo: Calcular o fator de correção da solução preparada, com o uso da Eq. 2.G.
			FC = [real] =
				 [teórica]
4º passo: Transferir as informações da solução padrão secundaria para a etiqueta do frasco que armazena a solução. Sendo essa uma solução padrão terciária que não poderá padronizar outra solução.
OBS.: as Eq. 11.M e a Eq.11a.M são idênticas no uso da pratica e teoria, depende das informações que serão fornecidas.
9.3.a) Exemplo padronização técnica indireta solução Molaridade
1 – Deseja-se padronizar uma solução preparada de NaOH a 0,250M através de uma solução padrão