Exercícios de soluções e estequiometria resolvidos

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EXERCÍCIOS SOLUÇÕES E ESTEQUIOMETRIA 
 
 
 
Exercício 1. Para preparar uma solução aquosa de HCl 0,05 mol/L será empregada uma 
solução de HCl concentrado de densidade 1,19 g/mL e porcentagem em massa de 
38,32%. 
a) Calcular a concentração, em g/L, e a molaridade da solução aquosa concentrada 
de HCl. 
 
Para converter a concentração de %(m/m) para g/L devemos partir da densidade da 
solução, convertendo os valores conhecidos. Sabe-se que para cada 100g de solução 
temos 38,32g de HCl. Então, convertemos a massa de solução em volume de solução: 
 
 
 
Conhecemos, agora, o volume equivalente aos 100g de solução. A massa de HCl contida 
é a mesma, ou seja, existem 38,32g de HCl em 84,0336 mL de solução. Basta, então, 
fazer uma regra de três para 1000 mL e teremos a concentração em g/L da solução 
concentrada: 
 
 
 
 
Para o cálculo da molaridade devemos lembrar que esta é uma relação de um número de 
móis por litro de solução. Como já conhecemos a massa de HCl por litro de solução 
concentrada, basta converter esta massa em número de móis (MM HCl = 36,5 g/mol): 
 
 
 
Com isto chegamos à concentração molar da solução concentrada de HCl (12,5 mol/L). 
 
V
m
d 
d
m
V  mL
mLg
g
V 0336,84
/19,1
100

mLsoluçãoxgHCl
mLsoluçãogHCl
1000___
0336,8432,38

 Lgx /456
molHCl
molg
g
MM
m
n 5,12
/5,36
456

b) Qual o volume de HCl concentrado necessário para preparar 500 mL do ácido 
diluído? 
 
Como o que será realizado nesta etapa é um procedimento de diluição, podemos 
empregar a fórmula da diluição (M1.V1 = M2.V2). Conhecemos a concentração da solução 
final (0,05 mol/L) e o volume de solução final que se deseja preparar (500 mL). Também 
conhecemos a concentração da solução inicial de HCl (12,5 mol/L). Então, é só substituir 
na equação: 
 
 
 
O volume de solução concentrada necessária é de 2,00 mL. 
 
c) O HCl diluído foi, posteriormente, padronizado por meio de alíquotas de 5,00 mL de 
solução padrão de Na2B4O7.10H2O a 20,00 g/L (MM= 381,44 g/mol) em duas 
titulações cujos volumes de HCl consumidos foram 10,55 e 10,60 mL. Que reação 
química ocorreu durante as titulações? Qual a molaridade real da solução aquosa 
do ácido diluída? Qual o fator de correção da solução preparada? 
 
Para iniciar a solução deste tópico devemos conhecer as relações estequiométricas entre 
os reagentes. Isto se dá pela equação abaixo: 
 
 
 
Pelas relações estequiométricas sabemos, então, que a cada 381,44g de bórax são 
necessários 73g de HCl para promover a neutralização. O próximo passo é calcular a 
quantidade de bórax contida nas alíquotas que foram empregadas na titulação (5,00 ml de 
solução a 20g/L): 
 
 
 
A massa de bórax contida nas alíquotas é de 0,1g. Com este valor e conhecendo a 
estequiometria da reação, podemos calcular a massa de HCl requerida: 
2211 VMVM 
1
22
1
V
VM
M

 mL
Lmol
mLLmol
M 00,2
/5,12
500/05,0
1 


OHBOHNaClHClOHOBNa 2332742 542210. 
gg 7344,381 
mLsoluçãoxgbórax
mLsoluçãogbórax
00,5_
100020

 gx 1,0
 
 
 
Agora convertemos esta massa de HCl em número de móis, para podermos calcular a 
molaridade real da solução: 
 
 
Como conhecemos os volumes consumidos de solução nas duas titulações, calculamos 
as concentrações molares e depois calculamos o valor médio: 
 
 
 
 
 
 
De posse do valor da concentração real da solução (valor médio), é possível calcular o 
fator de correção da mesma: 
 
 
 
Exercício 2. Que massa de carbonato de sódio 80,0% puro será necessária para reagir 
completamente com 50,00 mL de ácido nítrico de densidade 1,03 g/mL e 1,200 mol/L? 
 
Inicialmente define-se a estequiometria da reação: 
 
 
 
O próximo passo é definir a quantidade de HNO3 contido no volume (50 mL) e 
concentração (1,200 mol/L) propostos: 
 
 
 
Converte-se, então, a quantidade de móis em massa equivalente: 
xgHClgbórax
gHClgbórax


1,0__
7344,381 gHClx 01914,0
molHCl
molg
g
MM
m
n 4102433,5
/5,36
01914,0 
Lmol
mLL
molHCl
V
n
M /04970,0
)55,10(01055,0
102433,5 4
1 



Lmol
mLL
molHCl
V
n
M /04946,0
)55,10(01060,0
102433,5 4
2 



Lmol
LmolLmol
Mmédia /04958,0
2
/04946,0/04970,0



9916,0
/05000,0
/04958,0

Lmol
Lmol
M
M
f
teórica
real
223332 22 COOHNaNOHNOCONa 
gg 126106 
V
n
M  molLmolmLLVMn 06,0/200,1)50(05,0 
 
 
 
 
Calcula-se a quantidade estequiométrica de carbonato consumido por esta quantidade de 
ácido: 
 
 
 
Agora sabemos que são necessários 3,18 g do carbonato puro para reagir completamente 
com o ácido nítrico. Contudo, o carbonato disponível é apenas 80% puro. Isto quer dizer 
que será necessário pesar um pouco mais de carbonato para que, retirando as 
impurezas, restem os 3,18 g requisitados. Para tal, opera-se uma regra de três inversa: 
 
 
 
 
Exercício 3. No laboratório de controle de qualidade de uma fábrica de vinagre, foi feita a 
dosagem de ácido acético no vinagre produzido, usando exatamente o mesmo 
procedimento utilizado no laboratório. Na titulação de duas alíquotas de vinagre diluído 
foram consumidos 21,85 mL de solução de NaOH 0,1077 mol/L. Supondo que pela 
legislação o vinagre deve ter de 3 a 6% de ácido acético, você recomendaria a liberação 
do lote de vinagre analisado? Explicar. 
Para a análise de ácido acético em vinagre foram empregadas: 
- pipeta de 10,00 mL para diluição; 
- balão volumétrico para diluição do ácido = 100,00 mL; 
- pipeta de 25,00 mL para alíquotas nas titulações; 
- densidade do vinagre produzido = 1,102 g/mL. 
 
Inicialmente é necessário compreender que a amostra original de vinagre passou por 
processo de diluição antes da análise. Isto se dá para minimizar o consumo de reagentes 
e o erro analítico de uma amostra concentrada. Como uma alíquota de 10,00 mL de 
vinagre foi diluída a 100 mL em balão volumétrico, gera-se um fator de diluição de 10x. 
378,3/6306,0 gHNOmolgmolMMnm
MM
m
n 
223332 22 COOHNaNOHNOCONa 
3218,3
78,3_
126106
COgNax
gxg
gg



32975,3
%100_
%8018.3
COgNax
xg
g



Este fator multiplica os resultados encontrados nas alíquotas de 25,00 mL, justamente 
para compensar este efeito de diluição. Em resumo, o valor encontrado na titulação 
refere-se à diluição, e não à amostra original. Partimos da equação balanceada: 
 
 
Note que a estequiometria da reação é 1:1, ou seja, para cada mol do ácido é requerido 
um mol da base. Desta forma, se determinarmos o número de móis consumidos da base 
este valor corresponderá ao próprio número de móis do ácido presente na alíquota: 
 
 
Como a relação estequiométrica é equimolar, o valor encontrado corresponde ao próprio 
número de móis do ácido acético. É possível converter este número de móis em massa 
equivalente: 
 
 
Esta massa está contida em um volume de alíquota de 25,00 mL. Convertemos, então, 
para 100 mL (% m/v): 
 
 
 
Contudo, esta é a concentração do ácido na diluição da amostra original de vinagre (10 
mL para 100 mL de diluição). Isto quer dizer que a amostra original é 10x mais 
concentrada: 0,5648%(m/v) x 10 (fator de diluição) = 5,648%(m/v). Muito embora o 
enunciado do problema não especifique o tipo de relação percentual desejado no 
resultado final, em observância à resposta que acompanhava o mesmo constata-se que 
se trata de percentual em massa (% m/m). Para executar a conversão bastadividir a 
concentração %(m/v) pela densidade da solução (1,102 g/mL). Desta forma será obtida a 
concentração %(m/m): 5,648%(m/v) / 1,102 g/mL = 5,13%(m/m). Este é o resultado final. 
A explicação é a de que como o resultado se apresenta dentro da faixa de especificação, 
o produto pode ser considerado apto à comercialização 
 
 
 
 
OHCOONaCHNaOHCOOHCH 233 
V
n
M  molLmolmLLVMn 3103532,2/1077,0)85,21(02185,0 
COOHgCHmolgmolMMnm
MM
m
n 3
3 1412,0/60103532,2  
mLCOOHgCHx
mLxg
mLg
100/5648,0
100___
251412,0
3


 
 
Exercício 4. Uma solução aquosa de HCl concentrada apresenta densidade 1,175 g/mL e 
35,20% em massa de soluto. Calcular: 
a) Qual a concentração em g/L e molaridade do soluto na solução? 
 
Para converter a concentração de %(m/m) para g/L devemos partir da densidade da 
solução, convertendo os valores conhecidos. Sabe-se que para cada 100g de solução 
temos 35,20g de HCl. Então, convertemos a massa de solução em volume de solução: 
 
 
 
Conhecemos, agora, o volume equivalente aos 100g de solução. A massa de HCl contida 
é a mesma, ou seja, existem 35,20g de HCl em 85,106 mL de solução. Basta, então, fazer 
uma regra de três para 1000 mL e teremos a concentração em g/L da solução 
concentrada: 
 
 
 
 
Para o cálculo da molaridade devemos lembrar que esta é uma relação de um número de 
móis por litro de solução. Como já conhecemos a massa de HCl por litro de solução 
concentrada, basta converter esta massa em número de móis (MM HCl = 36,5 g/mol): 
 
 
 
Com isto chegamos à concentração molar da solução concentrada de HCl (11,33 mol/L). 
 
b) Qual o volume (em mililitros) dessa solução aquosa concentrada de HCl que se 
deve diluir com água destilada para obter 250,00 mL de HCl 0,350 mol/L? 
Como a solução concentrada teve sua concentração molar determinada (11,33 mol/L), 
podemos calcular pela fórmula da diluição: 
 
V
m
d 
d
m
V  mL
mLg
g
V 106,85
/175,1
100

mLsoluçãoxgHCl
mLsoluçãogHCl
1000___
106,8520,35

 Lgx /60,413
molHCl
molg
g
MM
m
n 33,11
/5,36
60,413

mL
Lmol
mLLmol
V
M
VM
VVMVM 72,7
.33,11
250.350,0
1
1
1
1
22
12211 






O resultado final é de 7,72 mL da solução concentrada para produzir a solução solicitada. 
 
c) Qual a concentração molar resultante da mistura de 30 mL de HCl 0,150 mol/L com 
55 mL de outra solução aquosa de HCl 0,500 mol/L e 85 mL de outra solução 
aquosa do mesmo ácido a 0,425 mol/L? 
 
Como se trata de uma mistura de várias soluções da mesma substância, podemos 
considerar como se fosse uma diluição destes vários componentes, que unidos darão 
origem a uma solução com um volume total e molaridade correspondente. Pode-se 
calcular da seguinte forma: 
 
 
 
 
 
Lembrando que o volume total corresponde à soma dos volumes das alíquotas 
misturadas (30 mL + 55 mL + 85 mL = 170 mL ou 0,17 L). A concentração da solução 
resultante da mistura é, então, de 0,400 mol/L. 
 
Exercício 5. Um químico recebeu uma solução aquosa de HCl com densidade de 1,19 
g/mL e 38,0% em massa de soluto. 
 
a) Qual a concentração molar do HCl na solução acima? 
 
Para chegar à concentração molar da solução proposta, o ideal é seguir os mesmos 
passos do item (a) do exercício anterior, convertendo de % (m/m) para g/L e depois para 
molaridade. Para converter a concentração de %(m/m) para g/L devemos partir da 
densidade da solução, convertendo os valores conhecidos. Sabe-se que para cada 100g 
de solução temos 38,0g de HCl. Então, convertemos a massa de solução em volume de 
solução: 
 
 
 
T
TTT
V
VMVMVM
MVMVMVMVM 2332211332211
)()()(
)()()(


1
111
.400,0
17,0
)085,0.425,0()055,0.500,0()03,0.150,0( 



 Lmol
L
LLmolLLmolLLmol
MT
V
m
d 
d
m
V  mL
mLg
g
V 03,84
/19,1
100

Conhecemos, agora, o volume equivalente aos 100g de solução. A massa de HCl contida 
é a mesma, ou seja, existem 38,0g de HCl em 84,03 mL de solução. Basta, então, fazer 
uma regra de três para 1000 mL e teremos a concentração em g/L da solução 
concentrada: 
 
 
 
 
Para o cálculo da molaridade devemos lembrar que esta é uma relação de um número de 
móis por litro de solução. Como já conhecemos a massa de HCl por litro de solução 
concentrada, basta converter esta massa em número de móis (MM HCl = 36,5 g/mol): 
 
 
 
Com isto chegamos à concentração molar da solução concentrada de HCl (12,3896 
mol/L). 
 
b) Que volume deste ácido deveria ser utilizado para a preparação de 2,5 L de 
solução de 0,15 mol/L de HCl? 
 
Assim como no item (b) do exercício anterior, como a solução concentrada teve sua 
concentração molar determinada (12,3896 mol/L), podemos calcular pela fórmula da 
diluição: 
 
 
 
O resultado final é de 0,03027 L (ou 30,27 mL) da solução concentrada para produzir a 
solução solicitada. 
 
Exercício 6. Qual a densidade de uma solução aquosa a 53,4% (p/p) de NaOH (MM = 
40,00 g/mol), se 16,7 mL dessa solução diluída a 2,00 L resultam numa solução de NaOH 
0,169 mol/L? 
 
mLsoluçãoxgHCl
mLsoluçãogHCl
1000___
03,840,38

 Lgx /22,452
molHCl
molg
g
MM
m
n 3896,12
/5,36
22,452

L
Lmol
LLmol
V
M
VM
VVMVM 03027,0
.3896,12
5,2.150,0
1
1
1
1
22
12211 






Como neste exercício conhecemos a concentração da solução concentrada (53,4%p/p) 
mas não conhecemos a densidade, o procedimento é diferente dos exercícios anteriores. 
Para tal, foi ofertada a informação de uma solução (2,00 L a 0,169 mol/L) obtida a partir 
de um volume conhecido (16,7 mL) da solução concentrada. De posse destas 
informações conseguimos calcular a concentração molar da solução concentrada: 
 
 
 
Dispomos, agora, do número de móis de soda por litro de solução concentrada. Mas 
como precisamos correlacionar com a solução em %(p/p), é necessário converter esta 
concentração molar em g/L. Para tal, basta converter o número de móis em massa 
proporcional: 
 
 
 
Sabemos que para a solução concentrada existem, então, 809,58 g de soda para cada 
1000 mL desta. Calculamos agora o volume em que deverá estar contida a massa de 
53,4 g de soda, pois sabemos pelo enunciado do exercício que este volume 
corresponderá a 100 g de solução (53,4% p/p): 
 
 
Como os 53,4 g de soda estão contidos em 100 g de solução e também em 65,96 mL da 
mesma, significa que este é o volume ocupado por 100 g da solução. Como dispomos de 
massa e volume correspondentes, calculamos a densidade: 
 
 
 
Desta forma, determinou-se que a densidade da solução concentrada é de 1,516 g/mL. 
 
 
Exercício 7. Quantos mililitros de uma solução de ácido sulfúrico 3,00 mol/L são 
necessários para reagir com 435 g de um sólido contendo 23,2%(p/p) de nitrato de bário? 
 
1
1
1
1
22
12211 .2395,20
0167,0
2.169,0 





 Lmol
mL
LLmol
M
V
VM
MVMVM
gNaOHmolgmolMMnm
MM
m
n 58,809/00,402395,20 
mLsoluçãoxgNaOH
mLsoluçãogNaOH
_4,53
100058,809

 mLx 96,65
mLg
mL
g
V
m
d /516,1
96,65
100

Inicialmente, precisamos calcular a massa de nitrato de bário contida no sólido proposto: 
 
 
 
De posse desta massa de nitrato de bário, vamos à estequiometria da reação para 
determinar qual será a massa de ácido sulfúrico necessária: 
 
 
 
 
Determinamos, então, que para reagir completamente com os 100,92 g de nitrato debário 
contidos no sólido proposto serão necessários 37,893 g de ácido sulfúrico. Como o ácido 
está disponível na forma de uma solução a 3,00 mol/L, precisamos calcular qual volume 
desta solução será necessária. Sabemos que a massa molar do ácido sulfúrico é de 98 
g/mol. Então, uma solução a 1,00 mol/L contém 98 g do ácido para cada litro de solução. 
Numa solução a 3,00 mol/L está contida o triplo desta massa, ou seja, 294 g de ácido 
sulfúrico para cada litro de solução. Partindo-se desta relação, calculamos, então, o 
volume desta solução que conterá os 37,893 g do ácido requisitados: 
 
 
 
 
 
Determinamos, então, que serão consumidos 128,89 mL da solução de ácido sulfúrico a 
3,00 mol/L na reação completa com os 100,92 g de nitrato de bário (contidos no sólido 
proposto pelo enunciado). 
 
 
 
 
sólidogNOgBax
sólidogNOgBa
_435)(__
_100)(20,23
23
23


23)(92,100 NOgBax 
434223 2)( BaSOHNOSOHNOBa 
42893,37
92,100
98_261_
SOgHx
xgg
gg



)/00,3(89,128
893,37
)/00,3(1000__294
42
42
LmolsoluçãomLx
xSOgH
LmolsoluçãomLSOgH


