Calculadora de Molaridade

O que é a molaridade?

A molaridade é a concentração de uma solução em termos do número de moles do soluto em 1 dm3 (1 litro) da solução.
Quais são as unidades de molaridade?

As unidades de molaridade são M ou mol/L. Diz-se que uma solução de 1 M é “um molar”.
O que é uma toupeira?

Uma toupeira é a quantidade de qualquer coisa que tenha o mesmo número de partículas que 12 g de carbono-12. Isto equivale aproximadamente a 6,02×1023, também referido como o Número de Avogadro. Assim, 1 molécula de hidrogénio gasoso (H2) contém 6,02×1023 moléculas, e 1 molécula de glucose (C6H12O6.) também contém 6,02×1023 moléculas, mas como H2 é uma molécula muito mais simples, 1 molécula de H2 terá uma massa muito menor (a massa molar) do que 1 molécula de C6H12O6.
O que é massa molar?

A massa molar é a massa em gramas de 1 molar de uma molécula em particular.
Como encontrar massa molar

Uma molar de sódio (Na) é 22,99 g, e 1 molar de cloro é 35,45 g. Para o cloreto de sódio (NaCl) estão numa proporção de 1:1 pelo que a massa molar de NaCl é 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol.
Para um composto como água (H2O), 1 mole de hidrogénio (H) é 1,008 g/mol e 1 mole de oxigénio (O) é 15,9994 g/mol. Assim, a massa molar de H2O é (2 x 1,008) + 15,9994 = 18,0154 g/mol.
Como é que a molaridade se relaciona com a concentração?

Duas soluções que têm a mesma molaridade terão o mesmo número de moléculas do produto químico por litro, mas que provavelmente conterão massas diferentes desse produto químico por litro para o conseguir. Enquanto que duas soluções com a mesma concentração terão a mesma massa da substância química por litro de solução, mas é provável que tenham números diferentes de moléculas dessa substância química por litro. Desde que seja conhecida alguma informação adicional, um valor pode ser deduzido do outro utilizando as equações abaixo.

Equações de molaridade

Para calcular a molaridade ou para calcular valores relacionados (incluindo volume, massa, massa molar e concentração) a partir da molaridade, são utilizadas as seguintes equações.

Exemplo de cálculos de molaridade e concentração

O cenário em que a maioria dos cientistas de laboratório encontrará este tipo de cálculo é quando inventam soluções seguindo um procedimento operacional padrão (SOP) ou um artigo científico. Aqui, a solução utilizada é tipicamente definida pela sua concentração molar (M). Por exemplo;
Precisa de fazer uma solução de NaCl 0,5 M, tendo decidido que quer 2 litros de NaCl quanto NaCl deve adicionar?

1. Primeiro deve calcular o número de moles nesta solução, reordenando a equação
   No. Moles (mol) = Molaridade (M) x Volume (L)
   = 0.5 x 2
   = 1 mol
2. Para NaCl, a massa molar é 58,44 g/mol
   Agora podemos usar a equação de rearranjo
   Massa (g) = Não. Moles (mol) x Massa molar (g/mol)
   = 1 x 58,44
   = 58,44 g
   Então, para fazer 2 litros de uma solução 0,5 M de NaCl, seria necessário adicionar 58,44 g de NaCl.

Arranjar a equação não é necessário, pois a ferramenta calculadora fá-lo-á por si.
Se acrescentar 58,44 g de NaCl a 2 L de água, poderia também expressar este valor em termos da sua concentração
Concentração (g/L) = Massa (g) / Volume (L)
= 58,44 / 2
= 29,22 g/L
Termos relacionados

– massa de um átomo desse elemento que tipicamente reflecte a massa do núcleo (protões mais neutrões). Por exemplo, o hidrogénio é 1, que costumava ser medido em unidades de massa atómica (AMU), mas agora é tipicamente expresso em Daltons (Da).
– soma dos pesos atómicos de todos os átomos que aparecem numa dada fórmula molecular. Por exemplo, a glucose tem uma fórmula molecular de C6H12O6, o peso molecular de C é 12 Da, H é 1 Da e O é 16 Da. Portanto, a massa molecular de glucose é = (6 x 12) + (12 x 1) + (6 x 16)
= 72 + 12 + 96
= 180 Da
Numericamente, isto é o mesmo que massa molar, diferindo apenas nas unidades em que são expressas.
– valores para massas atómicas e portanto moleculares são normalmente obtidos em relação à massa do isótopo 12C (carbono-12), contudo “relativo” é geralmente omitido no título. Escrito correctamente, os valores relativos não têm unidades.
– soma dos pesos atómicos de todos os átomos que aparecem numa dada fórmula empírica. A fórmula empírica indica a proporção de átomos de cada elemento de uma molécula em vez do número real. Por exemplo, a glucose (fórmula molecular C6H12O6) teria portanto a fórmula empírica CH2O, o peso molecular de C é 12 g, H é 1 g e O é 16 g. Portanto, a massa da fórmula de glucose é
= (1 x 12) + (2 x 1) + (1 x 16)
= 12 + 2 +16
= 30 g
Para moléculas como H2O, onde a fórmula já está na sua forma mais simples, a massa da fórmula e a massa molecular são as mesmas.
– semelhante à molaridade, contudo o cálculo da normalidade utiliza o número de moléculas equivalentes e não o número de moléculas. As unidades são N ou eq/L. A normalidade só é geralmente utilizada quando uma substância tem mais do que uma subespécie que pode participar numa reacção especificada, tal como um próton para reacções ácido/base, um electrão para reacções de oxidação/redução, ou em reacções de precipitação. Por exemplo, o ácido sulfúrico (H2SO4) tem dois prótons ionizáveis (H+) que podem participar na neutralização de uma base como o hidróxido de sódio (NaOH)
H2SO4(aq) + 2 NaOH → 2 Na+(aq) + 2 H2O + SO42+(aq)
Se uma solução de ácido sulfúrico for 1 M, então é 2 N expresso como normalidade. Diz-se que uma solução de 2 N é “duas normais”.
– semelhantes à molaridade, contudo o cálculo da molaridade utiliza a massa em vez do volume do solvente utilizado, tornando-a independente da temperatura, ao contrário da molaridade. As unidades são m ou mol/kg.