preparo e armazanagem

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MEU COLÉGIO - ANGLO
Lucas Scardoa de Souza
Armazenagem de soluções 
COSMÓPOLIS 
2019
MEU COLÉGIO - ANGLO
Lucas Scardoa de Souza
Armazenagem de soluções 
Projeto de pesquisa apresentado no técnico em química do Anglo – Meu Colégio, a ser utilizado como diretrizes para manufatura do trabalho bimestral.
.
COSMÓPOLIS 
2019
Sumário 
Introdução..............................................................................................................4
 Armazenagem
2.1 Ácidos
2.2 Base
2.3 Sais
Preparo de soluções
3.1 Ácidos
3.2 Base
3.3 Sais
Conclusão
 5. Referências bibliográficas.....................................................................................9
1.INTRODUÇÃO
	A pergunta mais importante na montagem de um laboratório é: “Onde posso estocar os produtos químicos?” A resposta correta é no almoxarifado. O laboratório, de pesquisa ou de ensino, não deve ser utilizado para estocagem de produtos. Nesses locais deve-se manter somente o indispensável para consumo rápido, as maiores quantidades devem ser mantidas em um almoxarifado e este deve possuir condições adequadas de armazenamento.
Produtos químicos não podem ser estocados de forma simples, como organizados em ordem alfabética ou numérica e pronto. Eles devem receber atenção especial. Em primeiro lugar, é necessário separá-los e guardá-los com base em suas compatibilidades. Incêndio, explosão e formação de gases tóxicos são algumas das consequências indesejáveis ​​quando produtos químicos incompatíveis colidem.
	Deve-se guardar no laboratório somente quantidades mínimas de produtos químicos. Em se tratando de reagentes líquido, manter 1 ou 2 litros no máximo. Para sais não perigosos 1 Kg e para sais reativos ou tóxicos limitar-se a algumas gramas. Quantidades maiores devem ser estocadas apropriadamente no almoxarifado.
Outro ponto importante a ressaltar é a existência de incompatibilidade entre alguns produtos químicos. Portanto, ao armazenar tais produtos, deve-se ter o cuidado de fazê-lo de forma a evitar, por exemplo, colocar produtos oxidante próximo a solvente orgânico ou pirofóricos próximos a inflamáveis. 
2. ARMAZANAGEM
Ao armazenar substâncias químicas, considerar:
-  Sistema de ventilação.
-  Sinalização correta.
-  Disponibilidade de equipamentos de proteção individual e equipamentos de proteção coletiva.
-  área administrativa separada da área técnica e da armazenagem.
-  Somente para quantidades limitadas 
-  Os armários devem ser confeccionados em materiais não combustíveis, comportas em vidro para possibilitar a visão de seu conteúdo 
-  Refrigeração ambiental caso a temperatura ambiente ultrapasse a 38 ºC 
-  O laboratório deve possuir um sistema de identificação das substâncias armazenadas, como por exemplo um sistema de fichas contendo informações a respeito da natureza das substâncias, volume, incompatibilidade química, dentre outras
-  Preparar documento informativo sobre o uso, manipulação e disposição dos produtos químicos perigosos, e divulgá-lo para todas as pessoas que trabalham no laboratório. 
-  Metais reativos (sódio, potássio) são estocados com segurança, em pedaços pequenos, imersos em hidrocarbonetos (hexano, benzeno, etc) secos. 
-  Adquirir, sempre, a quantidade mínima necessária às atividades do laboratório. Produtos químicos faltando rótulo ou com a embalagem violada não devem ser aceitos. 
-  Utilizar no laboratório somente produtos químicos compatíveis com o sistema de ventilação e exaustão existente. 
-  Selar as tampas dos recipientes de produtos voláteis em uso com filme inerte, para evitar odores ou a deterioração do mesmo, se estes forem sensíveis ao ar e/ou umidade. 
-  Não armazenar produtos químicos em prateleiras elevadas; garrafas grandes devem ser colocadas no máximo a 60 cm do piso. 
-  Não armazenar produtos químicos dentro da capela, nem no chão do laboratório. 
-  Se for utilizado armário fechado para armazenagem, que este tenha aberturas laterais ou na parte superior, para ventilação, evitando-se acúmulo de vapores. 
-  Observar a compatibilidade entre os produtos químicos durante a armazenagem; e reservar locais separados para armazenar produtos com propriedades químicas distintas (corrosivo, solvente, oxidante, pirofosfóricos, reativo). Não colocar, por exemplo, ácidos próximos a bases; hidróxido de amônio deve ser colocado em armário ventilado, preferencialmente separado de outros produtos. 
-  As áreas (prateleiras) ou os armários de armazenagem devem ser rotulados de acordo com a classe do produto que contém. 
-  Manter na bancada a quantidade mínima necessária de produtos químicos. No caso de mistura de produtos, lembrar que a mesma possui o nível de risco do componente mais perigoso. 
-  Considerar de risco elevado os produtos químicos desconhecidos. 
Os cilindros de gases devem ser armazenados em locais específicos:
-  Área coberta, sem paredes e bem ventilado. 
-  Rede elétrica com inspeção periódica 
-  Os cilindros devem ser armazenados em posição vertical e amarrados com corrente 
-  Observar a compatibilidade
Tabela de incompatibilidade
	
Substâncias
	Incompatível com
	Acetileno
	Cloro, bromo, flúor, cobre, prata, mercúrio
	Acetona
	Bromo, cloro, ácido nítrico e ácido sulfúrico.
	Ácido Acético
	Etileno glicol, compostos contendo hidroxilas, óxido de cromo IV, ácido nítrico, ácido perclórico, peróxidios, permanganatos e peróxidos, permanganatos e peroxídos, ácido acético, anilina, líquidos e gases combustíveis.
	Ácido cianídrico
	Álcalis e ácido nítrico
	Ácido crômico [Cr(VI)]
	Ácido acético glacial, anidrido acético, álcoois, matéria combustível, líquidos, glicerina, naftaleno, ácido nítrico, éter de petróleo, hidrazina.
	Ácido fluorídrico
	Amônia, (anidra ou aquosa)<="" p="">
	Ácido Fórmico
	Metais em pó, agentes oxidantes.
	Ácido Nítrico (concentrado)
	Ácido acético, anilina, ácido crômico, líquido e gases inflamáveis, gás cianídrico, substâncias nitráveis.
	Ácido nítrico
	Álcoois e outras substâncias orgânicas oxidáveis, ácido iodídrico, magnésio e outros metais, fósforo e etilfeno, ácido acético, anilina óxido Cr(IV), ácido cianídrico.
	Ácido Oxálico
	Prata, sais de mercúrio prata, agentes oxidantes.
	Ácido Perclórico
	Anidrido acético, álcoois, bismuto e suas ligas, papel, graxas, madeira, óleos ou qualquer matéria orgânica, clorato de potássio, perclorato de potássio, agentes redutores.
	Ácido pícrico
	amônia aquecida com óxidos ou sais de metais pesados e fricção com agentes oxidantes
	Ácido sulfídrico
	Ácido nítrico fumegante ou ácidos oxidantes, cloratos, percloratos e permanganatos de potássio.
	Água
	Cloreto de acetilo, metais alcalinos terrosos seus hidretos e óxidos, peróxido de bário, carbonetos, ácido crômico, oxicloreto de fósforo, pentacloreto de fósforo, pentóxido de fósforo, ácido sulfúrico e trióxido de enxofre, etc
	Alumínio e suas ligas (principalmente em pó)
	Soluções ácidas ou alcalinas, persulfato de amônio e água, cloratos, compostos clorados nitratos, Hg, Cl, hipoclorito de Ca, I2, Br2 HF.
	Amônia
	Bromo, hipoclorito de cálcio, cloro, ácido fluorídrico, iodo, mercúrio e prata, metais em pó, ácido fluorídrico.
	Amônio Nitrato
	Ácidos, metais em pó, substâncias orgânicas ou combustíveis finamente divididos
	Anilina
	Ácido nítrico, peróxido de hidrogênio, nitrometano e agentes oxidantes.
	Bismuto e suas ligas
	Ácido perclórico
	Bromo
	 acetileno, amônia, butadieno, butano e outros gases de petróleo, hidrogênio, metais finamente divididos, carbetos de sódio e terebentina
	Carbeto de cálcio ou de sódio
	Umidade (no ar ou água)
	Carvão Ativo
	Hipoclorito de cálcio, oxidantes
	Cianetos
	Ácidos e álcalis, agentes oxidante, nitritos Hg(IV) nitratos.
	Cloratos e percloratos
	Ácidos, alumínio, sais de amônio, cianetos, ácidos,
metais em pó, enxofre,fósforo, substâncias orgânicas oxidáveis ou combustíveis, açúcar e sulfetos.
	Cloratos ou percloratos de potássio
	Ácidos ou seus vapores, matéria combustível, (especialmente solventes orgânicos), fósforo e enxofre
	Cloratos de sódio
	Ácidos, sais de amônio, matéria oxidável, metais em pó, anidrido acético, bismuto, álcool pentóxido, de fósforo, papel, madeira.
	Cloreto de zinco
	Ácidos ou matéria orgânica
	Cloro
	Acetona, acetileno, amônia, benzeno, butadieno, butano e outros gases de petróleo, hidrogênio, metais em pó, carboneto de sódio e terebentina
	Cobre
	Acetileno, peróxido de hidrogênio
	Cromo IV Óxido
	Ácido acético, naftaleno, glicerina, líquidos combustíveis.
	Dióxido de cloro
	Amônia, sulfeto de hidrogênio, metano e fosfina.
	Flúor
	Maioria das substâncias (armazenar separado)
	Enxofre
	Qualquer matéria oxidante
	Fósforo
	Cloratos e percloratos, nitratos e ácido nítrico, enxofre
	Fósforo branco>        
	Ar (oxigênio) ou qualquer matéria oxidante.
	Fósforo vermelho
	Matéria oxidante
	Hidreto de lítio e alumínio
	Ar, hidrocarbonetos cloráveis, dióxido de carbono, acetato de etila e água
	Hidrocarbonetos (benzeno, butano, gasolina, propano, terebentina, etc.)
	Flúor, cloro, bromo, peróxido de sódio, ácido crômico, peróxido do hidrogênio.
	Hidrogênio Peróxido
	Cobre, cromo, ferro, álcoois, acetonas, substâncias combustíveis
	Hidroperóxido de cumeno
	Ácidos (minerais ou orgânicos)
	Hipoclorito de cálcio
	Amônia ou carvão ativo.
	Iodo
	Acetileno, amônia, (anidra ou aquosa) e hidrogênio
	Líquidos inflamáveis
	Nitrato de amônio, peróxido de hidrogênio, ácido nítrico, peróxido de sódio, halogênios
	Lítio
	Ácidos, umidade no ar e água<="" p="">
	Magnésio (principal/em pó)
	Carbonatos, cloratos, óxidos ou oxalatos de metais pesados (nitratos, percloratos, peróxidos fosfatos e sulfatos).
	Mercúrio
	Acetileno, amônia, metais alcalinos, ácido nítrico com etanol, ácido oxálico
	Metais Alcalinos e alcalinos terrosos (Ca, Ce, Li, Mg, K, Na)
	Dióxido de carbono, tetracloreto de carbono, halogênios, hidrocarbonetos clorados e água.
	Nitrato
	Matéria combustível, ésteres, fósforo, acetato de sódio, cloreto estagnoso, água e zinco em pó.
	Nitrato de amônio
	Ácidos, cloratos, cloretos, chumbo, nitratos metálicos, metais em pó, compostos orgânicos, metais em pó, compostos orgânicos combustíveis finamente dividido, enxofre e zinco
	Nitrito
	Cianeto de sódio ou potássio
	Nitrito de sódio
	Compostos de amônio, nitratos de amônio ou outros sais de amônio.
	Nitro-parafinas
	Álcoois inorgânicos
	Óxido de mercúrio
	Enxofre
	Oxigênio (líquido ou ar enriquecido com O2)
	Gases inflamáveis, líquidos ou sólidos como acetona, acetileno, graxas, hidrogênio, óleos, fósforo
	Pentóxido de fósforo
	Compostos orgânicos, água
	Perclorato de amônio, permanganato ou persulfato
	Materiais combustíveis, materiais oxidantes tais como ácidos, cloratos e nitratos
	Permanganato de Potássio
	Benzaldeído, glicerina, etilenoglicol, ácido sulfúrico, enxofre, piridina, dimetilformamida, ácido clorídrico, substâncias oxidáveis
	Peróxidos
	Metais pesados, substâncias oxidáveis, carvão ativado, amoníaco, aminas, hidrazina, metais alcalinos.
	Peróxidos (orgânicos)
	Ácido (mineral ou orgânico).
	Peróxido de Bário
	Compostos orgânicos combustíveis, matéria oxidável e água
	Peróxido de hidrogênio 3%
	Crômio, cobre, ferro, com a maioria dos metais ou seus sais, álcoois, acetona, substância orgânica
	Peróxido de sódio
	Ácido acético glacial, anidrido acético, álcoois benzaldeído, dissulfeto de carbono, acetato de etila, etileno glicol, furfural, glicerina, acetato de etila e outras substâncias oxidáveis, metanol, etanol
	Potássio
	Ar (unidade e/ou oxigênio) ou água
	Prata
	Acetileno, compostos de amônia, ácido nítrico com etanol, ácido oxálico e tartárico
	Zinco em pó
	Ácidos ou água
	Zircônio (principal/em pó)
	Tetracloreto de carbono e outros carbetos, pralogenados, peróxidos, bicarbonato de sódio e água
2.1 ÁCIDOS
Ácidos podem ser guardados em frascos de vidro, pois, com exceção do HF, não reagem com ele. Já o HF, devido à capacidade de corroer o vidro, deve ser guardado em frascos plásticos. Atualmente há vários tipos de plástico que não são atacados por ácidos e, portanto, podem também ser usados para acondicioná-los.
	Os compostos de natureza redutora (por exemplo, acéticos e oxálicos), devem estar separados daqueles de natureza oxidante (como nítrico, sulfúrico e perclórico). O ácido perclórico, por sua vez, não deve ser armazenado em prateleiras de madeira conforme os demais. Sendo muitos reagentes fotossensíveis, deve-se evitar incidência de luz diretamente sobre os mesmos, e as prateleiras metálicas devem ser aterradas com um condutor, a fim de se evitar descargas estáticas.
2.2 BASE
	Bases também podem ser acondicionadas em frascos plásticos, mas não em frascos de vidro, pois reagem com ele (o SiO2 presente no vidro é um óxido ácido). Frascos de zinco, alumínio, estanho e chumbo também não podem ser usados.
2.3 SAIS
	 Os sais podem ser armazenados por família (por exemplo, cloretos, fluoretos, sulfatos, fosfatos, nitratos), o que acaba por facilitar a sua localização. No caso dos fluoretos, deve-se armazená-los em frascos de plástico, e os outros em vidro ou plástico.
3.PREPARO DE SOLUÇÕES
A primeira coisa a ser feita antes de preparar uma solução é fazer os cálculos, para saber quanto de cada reagente será necessário, quais vidrarias usar e assim por diante. Vamos ver aqui os tipos mais comuns de cálculos de concentrações.
É de fundamental importância a utilização de reagentes com formulação e concentração correta em qualquer prática biológica. Para isso, é necessário saber princípios teóricos importantes para que o laboratorista mais do que tenha uma ‘receita’ para o preparo de uma solução saiba como fazer uma solução de acordo com sua necessidade. 
Solução é uma mistura homogênea composta por: soluto e solvente. Soluto é o componente presente em menor quantidade enquanto o solvente está presente em maior quantidade. Quando dizemos que uma solução é aquosa é porque seu solvente é a água, assim como em uma solução oleosa o solvente é um óleo.
Para que uma reação ocorra, pode existir várias vias, como: via seca ou úmida (onde o solvente pode ser água ).
Uma solução pode ser insaturada, saturada ou supersaturada. Quando insaturada a proporção de soluto e solvente ainda é suficiente para que a solução se mantenha homogênea, ou seja, o soluto diluído no solvente. Uma solução Homogênea em equilíbrio e em seu limite máximo de soluto é chamada de saturada. Se continuarmos a acrescentar soluto em uma solução em algum momento ela começará a ter soluto em excesso sobrando no fundo do recipiente, tornando-se uma solução saturada.
Concentração é a quantidade de soluto, em relação ao solvente, presente em uma solução. Existem vários modos de expressar a concentração, pode ser em unidades físicas como porcentagem - Álcool 70% - ou a relação: peso do soluto por volume de solução - Solução KCl 15 g/litro – ou em unidades químicas, como Molaridade (M), Molalidade (m) ou Normalidade (N).
Solução padrão ou standard é aquela que possui concentração perfeitamente definida, isto é, com o grau de exatidão requerido para uma análise volumétrica.
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente ou a quantidade de solução.
C (concentração) = quantidade do soluto / quantidade de solvente ou quantidade de solução
A concentração (C) em quantidade de matéria pode ser expressa pela proporcionalidade direta entre o volume (V) da solução e a quantidade de matéria do soluto (n). Assim:
n= C.V
Em geral essa relação pode ser expressa em termos de massa por massa [2].
Concentração massa por massa ou percentual de massa é dada por:
C(%m.m-1)=  x 100
A concentração molar
ou quantidade de matéria (molaridade) de uma solução é a relação entre o numero de mols do soluto e o volume da solução (litros).
m = n/v
n=m/MM, substituindo o número de mols do soluto na fórmula da concentração molar, encontramos que:
m= C/MM
Quando se considera o valor exato de concentração de uma solução, esta pode apresentar-se das seguintes maneiras como uma solução-padrão ou uma substância grosseira [1].
A titulação consiste em determinar quantidades de substancias desconhecidas por meio de medidas volumétricas, fazendo reagir com solução de concentração conhecida ou padrão para que seja descoberta a concentração da solução desconhecida. Para que o desconhecido possa ser determinado, é preciso ser possível reconhecer em que ponto a reação termina, e saber exatamente o volume da solução padrão que foi utilizado.
A validade de um resultado analítico depende do conhecimento da quantidade de um dos reagentes usados. Se um titulante é preparado pela dissolução de uma quantidade pesada de reagente puro em um volume conhecido de solução, então sua concentração pode ser calculada. Nesse caso chamamos o reagente de padrão primário, porque é suficientemente puro para ser pesado e usado diretamente. [3]
Uma substância grosseira é a solução preparada com compostos que não possuem padrão primário. A sua concentração exata só será conhecida após a sua titulação ou pela determinação de sua padronização. Só após isso ela poderá ser usada como uma solução padrão.
Se conhecermos a concentração molar da solução padrão, sabemos que o volume dessa solução contém uma quantidade do reagente em questão igual ao produto da concentração pelo volume. Assim, pode-se determinar a quantidade de concentração da amostra desconhecida.
Algumas reações, porém, não envolvem mudanças perceptíveis a olho nu. Nesses casos, temos que adicionar um indicador, que muda de cor no momento em que a reação termina indicando o ponto final da titulação. Uma solução bem tratada torna-se uma solução padronizada, tendo assim um valor de concentração confiável.
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES COM RELAÇÃO À QUANTIDADE DE SOLUTO DISSOLVIDO
 As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas, de acordo com a quantidade de soluto dissolvido. Para defini-las, é preciso lembrar que a solubilidade de um soluto é a quantidade máxima da substância que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma dada temperatura. 
Solução insaturada: contém, numa certa temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura. 
Exemplo: a solubilidade do acetato de sódio é igual a 123,5g / 100g de água a 20oC. Uma solução que contém 80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água a 20oC é uma solução insaturada. 
Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade nesta temperatura. Uma solução saturada pode (ou não) apresentar corpo de fundo (excesso de soluto precipitado). 
Exemplo: 123,5 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20oC. Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável).
Uma solução supersaturada pode ser obtida por aquecimento de uma solução saturada com corpo de fundo, seguido por resfriamento lento para evitar a precipitação do excesso de soluto. Exemplo: 124,0 g de acetato de sódio dissolvidos em 100 g de água a 20oC.
TABELA - Grau de exatidão de vidrarias
	VIDRARIA
	POUCO EXATO
	MUITO EXATO
	Becker
	x
	
	Pipeta volumétrica
	
	x
	Pisceta
	x
	
	Balão volumétrico
	
	x
	Bureta
	
	x
	Proveta Graduada
	
	x
	Balança analítica 
	
	x
	Pipeta volumétrica
	
	X
	Pipeta Pasteur 
	x
	
	Tubo de ensaio
	x
	
PREPARANDO PELA CONCENTRAÇÃO
Concentração em gramas por litro, Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expressa em gramas, e o volume (V), da solução, em litros:
C (g/L) = m (g) / V (L) 
Exemplo: O hipoclorito de sódio, NaClO, produz uma solução alvejante quando dissolvido em água. A massa de NaClO contida numa amostra de 5,00 mL de alvejante foi determinada como sendo igual a 150 mg. Qual é a concentração (em gramas por litro) do hipoclorito de sódio nesta solução?
Dados: 
V = 5,00 mL = 0,00500 L
 m = 0,150 g 
C = 0,150 g / 0,00500 L C = 30,0 g/L
PREPARANDO PELA MOLARIDADE
Identifique o peso molecular do composto em uso.
O peso molecular do composto será estado em gramas por mol ({\displaystyle {\frac {g}{mol}}}) na lateral do recipiente químico. Se não for possível encontrar esse valor no recipiente, você poderá procurá-lo na internet. 
O peso molecular representa a massa em gramas de um mol do composto.
Por exemplo: o peso molecular do cloreto de sódio (NaCl) é igual a 58,44 g/mol.
Determine o volume da solução a ser preparada em litros. 
É bastante simples preparar uma solução de 1 litro pelo fato de que a molaridade será dada em moles/litro; no entanto, pode ser necessário preparar mais ou menos dependendo da forma como a solução será utilizada. O volume final será útil para calcular a quantidade em gramas necessárias para o preparo da solução molar.[5]
Por exemplo: prepare uma solução de 50 mℓ de NaCl em nível 0,75 molar.
Para converter mℓ em ℓ, divida o valor por mil: 0,05 ℓ.
Calcule a quantidade em gramas necessária para o preparo da solução molar desejada. 
Para calcular esse valor, você usará a equação {\displaystyle {\text{valor em gramas}}={\text{volume desejado}}\times {\text{molaridade desejada}}\times {\text{peso molecular}}}. Lembre-se de que o volume desejado precisa estar expresso em litros, a molaridade em moles por litro e o peso molecular em gramas por mol. 
Por exemplo: se quiser preparar 50 mℓ de uma solução de NaCl em nível 0,75 molar (peso molecular de 58,44 g/mol), você pode calcular a quantidade em gramas de NaCl necessário.
{\displaystyle {\begin{aligned}{\text{valor em gramas}}&=0,05\ {\text{l}}\times 0,75\ {\frac {\text{mol}}{\text{l}}}\times 58,44\ {\frac {\text{g}}{\text{mol}}}\\&=2,19\ {\text{gramas de NaCl}}\end{aligned}}}VALOR EM GRAMAS = 0,05 1 X 0,75 Mol/L X 58,44 g/ Mol = 2,19g de NaCl
Ao cancelar todas as unidades, você restará com gramas de composto
Pese a massa do composto.
Usando uma balança devidamente calibrada, pese a massa necessária de composto. Coloque um prato de pesagem sobre ela e tare-a antes de continuar. Acrescente o composto até ter chegado à quantia correta.
Limpe a balança depois de usá-la.
Por exemplo: pese 2,19 gramas de NaCl.
Dilua o pó no volume de líquido apropriado. 
A maioria das soluções estará diluída em água a menos que especificado de outro modo. O volume de líquido a ser usado será o mesmo que nos cálculos da massa do composto. Misture juntamente a água e o composto até dissolver o pó por completo.
Rotule claramente a solução com a molaridade e o nome do composto para fácil identificação futura.
Por exemplo: usando um cilindro graduado (equipamento de medição para volume), meça 50 mℓ de água e misture-a com os 2,19 g de NaCl.
Misture bem até que o pó esteja inteiramente dissolvido.
PREPARANDO PELA DILUIÇÃO
Determine a concentração de cada solução.
 Ao diluir soluções, você deve conhecer a concentração da solução-padrão e também o valor que deseja que a sua apresente. Esse método é útil para diluir soluções altamente concentradas em outras, com menor concentração.[7]
Por exemplo: prepare 75 mℓ de uma solução-padrão de NaCl a 1,5 M a partir de uma a 5 M. A solução-padrão terá concentração de 5 M e, nesse caso, você a diluirá até chegar à desejada, de 1,5 M.
Determine o volume da solução a ser preparada. 
Você deve também definir o volume total de solução que deseja fazer. Calcule a quantidade que precisa ser acrescida para diluir a solução e chegar à concentração e ao volume finais.[8]
Por exemplo: prepare 75 mℓ de uma solução-padrão de NaCl a 1,5 M a partir de uma a 5 M. Nesse exemplo,
você terá um volume final de 75 mℓ de solução.
Calcule o volume da solução que será acrescida à solução final.
 Para determinar a quantia de solução que deve ser diluída, você fará uso da fórmula {\displaystyle V_{1}C_{1}=V_{2}C_{2}}. {\displaystyle V_{1}} representa o volume da solução em uso e {\displaystyle C_{1}} representa sua concentração; {\displaystyle V_{2}}, por sua vez, representa o volume final desejado, e {\displaystyle C_{2}} representa a concentração final da solução.[9]
Para calcular o volume de solução desejado, a equação será rearranjada a fim de encontrar {\displaystyle V_{1}}: {\displaystyle V_{1}={\frac {V_{2}C_{2}}{C_{1}}}}V1 = V2 X C2
 	 C1
Por exemplo: prepare 75 mℓ de uma solução-padrão de NaCl a 1,5 M a partir de uma a 5 M.
{\displaystyle V_{1}={\frac {V_{2}C_{2}}{C_{1}}}={\frac {0,075\ {\text{l}}\times 1,5\ {\text{M}}}{5\ {\text{M}}}}=0,0225\ {\text{l}}} V1 = V2 X C2 = 0,075 1 X 1,5 M = 0,02551 1
 	 C1 	 5M
Converta o valor em litros para mililitros, multiplicando-o por mil: 22,5 ml
Subtraia o volume da solução-padrão a partir do volume final desejado.
 Ao diluí-la, é importante que você o esteja fazendo com o volume final. Ao subtrair o 
volume da solução-padrão a ser acrescido, você garante que a diluição seja feita da forma apropriada.
Por exemplo: você quer um volume final de 75 mℓ e acrescentará 22,5 mℓ de solução-padrão. Logo, 75 - 22,5 = 52,5 mℓ. Esse volume representa a quantia de solução de diluição a ser usada.
Combine o volume calculado da solução-padrão com o volume da solução de diluição. 
Com um cilindro graduado (equipamento de medição para volume), meça o volume da solução-padrão e misture-a com o volume da solução de diluição.
Por exemplo: meça 22,5 mℓ da solução-padrão de NaCl a 5 M e dilua-a em 52,5 mℓ de água. Misture bem.
Rotule o recipiente indicando a concentração e o composto: NaCl a 1,5 M.
Lembre-se de que, se você estiver diluindo um ácido em água, é importante sempre acrescentar o ácido à água, e não o contrário.
OBSERVAÇÕES
Acrescente ácido à água. Ao diluir ácidos fortes, sempre coloque o ácido na água, e não o contrário. Quando água e ácido se misturam, a reação é exotérmica (libera calor) e pode até mesmo ser explosiva quando iniciada no sentido inverso. 
Sempre que precisar lidar com ácidos, lembre-se bem de todos os detalhes relacionados às precauções de segurança.
Uma solução ácida tem uma alta concentração de íons de hidrogênio (H+) maior do que a da água pura.
Quanto mais forte o ácido, mais facilmente ele se dissocia e gera íons H+. Por exemplo, o ácido clorídrico (HCl) em solução aquosa se dissocia completamente em íons de hidrogênio e de cloro, então ele é considerado um ácido forte. Por outro lado, os ácidos do suco de tomate ou do vinagre não se dissociam completamente em solução aquosa e são considerados ácidos fracos. De maneira semelhante, bases fortes como o hidróxido de sódio (NaOH) se dissociam completamente na água, liberando íons de hidróxido (ou outros tipos de íons básicos) que podem absorver os íons de H+.
Soluções básicas tem uma concentração de H+ menor do que a da água pura.
Tomar os devidos cuidados sempre na pesagem dos sais.
4.CONCLUSÃO
Os produtos químicos, devido às suas propriedades, muitas vezes desconhecidas por não especialistas, podem reagir entre si de modo violento, resultando, por exemplo, em uma explosão, ou podendo produzir gases altamente tóxicos ou inflamáveis. Por essa razão, toda e qualquer atividade que necessite de transporte, do armazenamento, da utilização (manuseio) ou do descarte devem ser executados de tal maneira que as substâncias não entrem acidentalmente em contato com outras que lhes são incompatíveis.
Soluções químicas simples podem ser feitas facilmente em casa ou no ambiente de trabalho de diversas formas. Quer esteja fazendo uma solução à base de um composto em pó ou diluindo uma solução líquida, você pode determinar facilmente as quantidades corretas de cada componente e da solução a serem usados.
Os experimentos químicos realizados aprimoraram mais o nosso conhecimento, tanto na parte de segurança laboratorial quanto no processo da realização da tarefa e pudemos observar na aula prática a formação de precipitados, a combustão e formação de óxidos, mudança de cor e formação de novos compostos.
5. BIBLIOGRAFIA
http://falandodeprotecao.com.br/produtos-quimicos-como-armazenar/
http://www.fiocruz.br/biosseguranca/Bis/lab_virtual/armazenamento_de_produtos_quimicos.html
https://agracadaquimica.com.br/armazenamento-correto-de-acidos-e-bases/
https://pt.wikihow.com/Preparar-Solu%C3%A7%C3%B5es-Qu%C3%ADmicas