Relações estequiométricasArquivo

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aula
05
2ª Edição
Francisco das Chagas Dantas de Lemos
Francisco Gurgel de Azevedo
Glicia Maria Galvão Damasceno
Medidas e Transformações QuímicasD I S C I P L I N A
Relações Estequiométricas
Autores
Governo Federal
Presidente da República
Luiz Inácio Lula da Silva
Ministro da Educação
Fernando Haddad
Secretário de Educação a Distância – SEED
Ronaldo Motta
Universidade Federal do Rio Grande do Norte
Reitor
José Ivonildo do Rêgo
Vice-Reitor
Nilsen Carvalho Fernandes de Oliveira Filho
Secretária de Educação a Distância
Vera Lúcia do Amaral
Secretaria de Educação a Distância- SEDIS
Coordenadora da Produção dos Materiais
Célia Maria de Araújo
Coordenador de Edição
Ary Sergio Braga Olinisky
Projeto Gráfico
Ivana Lima
Revisores de Estrutura e Linguagem
Eugenio Tavares Borges
Marcos Aurélio Felipe
Pedro Daniel Meirelles Ferreira
Lemos, Francisco das Chagas Dantas de.
Medidas e transformações químicas : interdisciplinar / Francisco das Chagas Dantas de Lemos, Francisco 
Gurgel de Azevedo, Glícia Maria Galvão Damasceno – Natal[RN] : EDUFRN Editora da UFRN, 2006.
232 p.
ISBN 84-7273-276-4
1. Química. 2. Segurança no laboratório. 3. Transformações químicas. 4. Separação de misturas. 
I. Azevedo, Francisco Gurgel de. II . Damasceno, Glícia Maria Galvão. III. Título.
CDU 54
RN/UF/BCZM 2006/06 CDD 540
Revisoras de Língua Portuguesa
Janaina Tomaz Capistrano
Sandra Cristinne Xavier da Câmara
Ilustradora
Carolina Costa
Editoração de Imagens
Adauto Harley
Carolina Costa
Diagramadores
Mariana Araújo Brito
Adaptação para Módulo Matemático
Thaisa Maria Simplício Lemos
Imagens Utilizadas
Banco de Imagens Sedis (Secretaria de Educação a Distância) - UFRN
Fotografias - Adauto Harley
MasterClips IMSI MasterClips Collection, 1895 Francisco Blvd, 
East, San Rafael, CA 94901,USA.
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2ª Edição
12ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
Apresentação
ma das partes essenciais no estudo de Química são os cálculos estequiométricos. 
Eles constituem a única maneira de se calcular as quantidades de matéria que 
participam de uma transformação química, por isso é um assunto muito importante, 
tanto na área de pesquisa quanto na indústria.
Você já estudou o conceito de moléculas, mol e suas relações com a massa molar de 
um composto. Também aprendeu a determinar os coeficientes estequiométricos de uma 
equação química. Esses conhecimentos são necessários porque formam uma seqüência dos 
assuntos que serão abordados nesta aula.
Através de exemplos e atividades sugeridas, você estudará diversas maneiras de cal-
cular as quantidades de reagentes consumidas ou de produtos formados em uma reação 
química. Com isso, aprenderá a determinar o reagente limitante de uma reação e a calcular 
o seu rendimento.
U
cálculos 
estequiométricos
São cálculos que 
envolvem estequiometria. 
Estequiometria é a parte 
da química que estuda 
quantitativamente os mols, 
as massas e os volumes 
dos reagentes e dos 
produtos que participam 
de uma reação.
Objetivos
1
2
A partir de uma equação balanceada você deverá saber 
calcular as quantidades das substâncias que dela parti-
cipam.
Conhecendo as massas das substâncias que participam 
da reação, você deverá saber determinar o reagente limi-
tante e o rendimento centesimal de uma reação química.
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2ª Edição
2 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Relações Estequiométricas 
em uma Equação Química
omo sabemos, as reações químicas são representadas através de equações que 
estando balanceadas, os seus coeficientes correspondem ao número de mols 
de reagentes e produtos participantes da reação. Isso torna possível calcular a 
quantidade, tanto em mols como em massa, das substâncias produzidas ou consumidas em 
uma reação.
Os coeficientes das equações químicas informam a proporção entre as moléculas do 
sistema reacional, estejam elas no estado sólido, líquido ou gasoso. Como as moléculas são 
entidades muito pequenas, em qualquer amostra de uma substância química, há sempre 
uma grande quantidade delas, por isso trabalharemos com o mol.
Do ponto de vista macroscópico, podemos considerar os coeficientes como indicadores 
de proporção entre a quantidade em mols dos participantes de uma reação.
A idéia envolvida é simples. Consultando a tabela periódica, chegamos às massas molares 
(MM) dos participantes e, de posse delas, montamos a relação matemática desejada.
Como exemplo, podemos considerar a equação de formação da amônia (NH3):
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Proporção: 1 mol MM de N2 = 28,00 g 3mols MM de H2 = 2,00 g 2 mols
MM de NH3 = 
17,00 g
Grandezas 
envolvidas:
Massa
28,00 g
Massa
3 x 2,00 g
Massa
2 x 17,00 g
Quando em uma reação química, pelo menos uma das substâncias encontra-se no 
estado gasoso, podemos utilizar a Lei Volumétrica de Gay-Lussac, a qual foi estabelecida 
a partir de uma série de experiências. Obteve-se que, nas mesmas condições de pressão e 
temperatura (1 atm = 760 mmHg, 0 ºC = 273 K) (CNTP), 1 mol de um gás (desprezando os 
desvios da idealidade) ocupa um volume de 22,414 L. Dizemos então, que o volume molar 
(volume ocupado por 1 mol) de um gás é 22,414 L. Nos cálculos realizados, esse valor será 
aproximado para 22,41 L.
Assim, a partir de uma equação química, podemos estabelecer relações, tais como: 
massa – massa e massa – mol. E, quando existem gases envolvidos: massa – volume e 
mol – volume.
Considerando ainda o exemplo da formação da amônia, podemos ter a relação volume 
– volume – massa:
C(NH3)A amônia é uma substância que participa 
como princípio ativo 
de produtos de limpeza 
utilizados como 
desinfetantes.
Joseph-Louis Gay-
Lussac
(1778-1850), cientista 
francês que contribuiu 
para as bases da Química 
com a Lei Volumétrica.
CNTP
CNTP, TPN ou CN são 
siglas utilizadas para 
designar as condições 
normais de temperatura e 
pressão.
32ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
A maioria dos problemas envolvendo cálculos estequiométricos é resolvida 
seguindo os seguintes passos.
Passo 1
Verificar se a equação está dada no problema. Caso não seja dada, você terá 
que montá-la, partindo dos reagentes e produtos da reação.
Passo 2
Balancear a equação.
Passo 3
Determinar as massas molares das substâncias.
Passo 4
Escrever as relações e executar os cálculos das massas, volumes ou mols 
solicitados.
Exemplo 1
O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível para automóveis e outros fins, 
queima de acordo com a reação:
C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
a) Quantos gramas você deverá usar de oxigênio para queimar 1,80 mols de C2H5OH de 
acordo com a equação?
b) Se você queimar 9 g de C2H5OH, quantos gramas de CO2 serão produzidos na combustão?
Resolução
Sabendo que: MM do álcool etílico(C2H5OH) = 46,00 g/mol;
MM do oxigênio (O2) = 32,00 g/mol;
MM do gás carbônico (CO2) = 44,00 g/mol.
 N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Proporção: 1 mol 3mols 2 mols
Grandezas 
envolvidas:
Volume
22,41 L
Volume
3 x 22,41L
Massa
2 x 17,00 g
4 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Atividade 1
A aspirina (C9H8O4) é preparada pela reação do ácido salicílico (C7H6O3) com 
anidrido acético (C4H6O3), de acordo com a reação:C7H6O3(s) + C4H6O3(l) → C9H8O4(s) + C2H4O2(l)
Quantos gramas de ácido salicílico devem ser usados para preparar dois 
comprimidos de aspirina, de 65,00 mg cada um?
Resposta: 0,099 g.
Determinadas as massas molares das substâncias, o próximo passo é fazer o balance-
amento da equação da reação.
Equação balanceada:
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2 CO2(g) + 3H2O(l)
a) Na equação balanceada, observamos que 1,00 mol de C2H5OH (46,00 g) reage com 3,00 
mols de O2 (3 x32,00 g). Podemos, então, dizer que se:
 1mol de C2H5OH → 46,00 g de C2H5OH
1,80 mol de C2H5OH → X
X = 82,80 g de C2H5OH
Se:
 46,00 g de C2H5OH → 96,00 g de O2
82,80 g de C2H5OH → Y g O2
Y = 172,80 g de O2
Resposta: 172,80 g de O2.
b) Voltando à equação balanceada, vemos que 1,00 mol de C2H5OH produz 2,00 mols de CO2. 
Com isso, temos a seguinte relação:
 46,00 g de C2H5OH → 2x (44,00 g) de CO2
9,00 g de C2H5OH → Z g de CO2
Z = 17,22 g de CO2
Resposta: 17,22 g de CO2.
52ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
Relação Massa – Volume e mol – Volume
Exemplo 2
Considere o mesmo enunciado do exemplo 1: O álcool etílico (C2H5OH) queima de 
acordo com a equação da reação:
C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
a) Que volume de oxigênio (O2), nas CNTP, pode ser utilizado para queimar 1,80 mols de 
C2H5OH, de acordo com equação da reação?
b) Se você queimar 9,00 g de C2H5OH, qual o volume de CO2 produzido na combustão, nas 
CNTP?
Resolução
Determinando-se as massas molares (MM) das substâncias envolvidas e fazendo o 
balanceamento da equação, obtém-se a equação balanceada:
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
a) Na equação balanceada, observamos que 1,00 mol de C2H5OH (46,00 g) reage com 3,00 
mols de O2 (3,00 x 22,41 L). Podemos, então, dizer que se:
1,00 mol de C2H5OH (46,00 g) → 3,00 mols de O2 (3 x 22,41 L de O2 nas CNTP)
1,80 mol de C2H5OH → X 
X = 121,01 L de O2 
Resposta: 121,01 L de O2. 
b) Voltando à equação balanceada, vemos que 1,00 mol de C2H5OH produz 2,00 mols de CO2. 
Com isso, temos a seguinte relação:
 46,00 g (1,00 mol de C2H5OH) → (2,00 mols) x 22,41 L de CO2
9,00 g de C2H5OH → Y L de CO2
Y = 8,77 L de CO2
Resposta: 8,77 L de CO2.
6 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Se o enunciado de um problema envolvendo reagentes gasosos não especificar 
as condições de ocorrência, deve-se considerar as CNTP.
Atividade 2
O processo de ferrugem ocorre de acordo com a reação:
4Fe(s)+ 3O2 (g) → 2Fe2O3 (s)
a) Que volume de oxigênio reagirá com o ferro, nas CNTP?
Resposta: 67,23 L de O2.
b) Calcule o volume de oxigênio que reagirá com 2 mols de Ferro.
Resposta: 33,62 L de O2.
Relação mol – massa
Exemplo 3
A indústria farmacêutica utiliza o hidróxido de alumínio, Al(OH)3, na maior parte dos 
antiácidos fabricados. A equação química balanceada da reação entre o ácido clorídico, HCl, 
substância presente no nosso estômago e o hidróxido de alumínio sólido, é:
Al(OH)3 (s) + 3HCl(sol) → AlCl3 (sol)+ 3H2O(l)
a) Se você quiser neutralizar 0,01 mol de hidróxido de alumínio, quantos gramas de ácido 
clorídrico deverá usar? 
b) Quantos mols de água são produzidos nessa reação, quando uma pessoa que sofre de 
acidez no estômago ingere 0,50 g de hidróxido de alumínio?
Antiácidos
São medicamentos 
utilizados para o combate 
à acidez estomacal.
72ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
Resolução
Sabendo que: MM Al(OH)3 = 78,00 g/mol;
MM AlCl3 = 133,50 g/mol;
MM HCl = 36,50 g/mol;
MM H2O = 18,00 g/mol.
a) Através da equação balanceada, podemos estabelecer a relação:
1,00 mol de Al(OH)3 → 3,00 x 36,50 g de HCl,
0,01 mol de Al(OH)3 → X g de HCl
X = 1,10 g de HCL
Resposta: 1,10 g de HCl.
b) Se 1,00 mol de Al(OH)3 , que corresponde a 78,00 g desse composto, é capaz de pro-
duzir, de acordo com a equação da reação, 3,00 mols de H2O, ou seja, 3 x 18,00 = 54 g de 
água, então:
78,00 g de Al(OH)3 → 3,00 mol de H2O
0,5 g de Al(OH)3 → Y mols de H2O
Y = 0,02 mol de H2O
Resposta: 0,02 mol de H2O.
Atividade 3
Um composto estável de cobre(I) pode ser produzido pela reação do íon 
cobre(II) com o íon iodeto, de acordo com a equação da reação balanceada:
2CuSO4(aq.) + 4KI (aq) → 2CuI (s) + I2 (S) + 2K2SO4 (aq.)
a) Que quantidade em mol de KI é necessária para produzir 48,00 g de CuI?
Resposta: 0,504 mol de KI
b) Que quantidade em mol de I2 se forma a partir de 0,0612 g de CuSO4?
Resposta: 0,0001917 mol de I2
8 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
O Que é o Reagente Limitante 
de uma Reação Química?
uando os reagentes são misturados em quantidades aleatórias, é natural que um 
deles acabe primeiro. Nesse momento a reação pára. O reagente que acabou é cha-
mado de reagente limitante da reação. Isso quer dizer que ele é a substância que se 
encontra em menor quantidade em relação à estequiometria da reação. O que significa isso?
Para que possa compreender melhor essa definição, podemos fazer a seguinte 
ilustração: “Suponha que você está preparando 10 ovos de chocolate caseiro para vender. 
Você usa uma metade com chocolate branco e outra metade com chocolate escuro. Ao 
terminar, você verifica que foram produzidas 10 metades de chocolate branco e apenas 9 
de chocolate escuro. Uma metade branca sobrará e a quantidade de metades de chocolate 
escuro limitará o número de ovos produzidos”.
Da mesma forma, nas reações químicas, quando um dos reagentes é consumido antes 
dos outros, elas cessam e no meio reacional ficarão os outros reagentes em excesso. O 
reagente que é completamente consumido numa reação é denominado reagente limitante, 
pois ele determina a quantidade de produtos formada. Vejamos alguns exemplos.
Exemplo 4
Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco, uma substância usada para 
recobrir paredes internas dos tubos de imagem de TV. A equação da reação é:
Zn(s) + S(s) → ZnS(s)
a) Quantos gramas de ZnS são formados, quando 36,00 g de Zn reagem com 19,50 g de S?
b) Qual é o reagente limitante da reação?
c) Quanto do reagente em excesso permanece sem reagir?
Resolução
Dados: MM do Zn = 65,40 g/mol; 
MM do S = 32,00 g/mol;
MM do ZnS = 97,40 g/mol.
Como foram dadas as quantidades dos dois reagentes, é preciso descobrir se um 
deles está em excesso. Admitindo que o Zn é totalmente consumido, poderemos calcular a 
quantidade de enxofre necessária para a reação:
Q
92ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
65,40 g (1mol) de Zn → 32,00 g (1mol) de S
36 g de Zn → X g de S
X = 17,61g de S
Comparando essa quantidade (17,61g) com a disponível de enxofre na reação (19,50 g), 
concluímos que o zinco é o reagente limitante. Conseqüentemente, o reagente em excesso 
é o enxofre. Portanto, para calcular a massa de enxofre em excesso, tomaremos por base a 
quantidade de zinco presente na reação. Assim:
65,40 g de Zn → 97,40 g de ZnS
36,00 g de Zn → Y g de ZnS
Y = 53,61g de ZnS
A massa de enxofre em excesso é: 19,50 – 17,61 = 1,89 g.
Respostas:
a) São formados 53,61 g de ZnS;
b) o reagente limitante é o zinco;
c) permanece sem reagir 1,89 g de enxofre.
Exemplo 5
O etileno, C2H4, queima em presença do ar para formar CO2 e H2O. A equação balanceada 
dessa reação é:
C2H4 (g) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) +2H2O(g).
Quantos gramas de CO2 serão formados ao se inflamar uma mistura contendo 1,93 g 
de C2H4 e 5,92 g de O2?
Resolução
Dados: MM do C2H4 = 28,00 g/mol;
MM do O2 = 32,00 g/mol;
MM do CO2 = 44,00 g/mol;
MM da H2O = 18,00g/mol.
Resolvendo, temos:
 28,00 g de C2H4 → (3 x 32,00) g de O2
1,93 g de C2H4 → Z g de O2
Z = 6,62 g de O2
10 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Analisando esse resultado, concluímos que o reagente limitante nessa reação é o 
oxigênio, uma vez que só dispomos de 5,92 g para reagir com 1,93 g de etileno.
Pela equação balanceada, 3 mols (96,00 g) de O2 produzem 2 mols (88,00 g) de CO2, 
sendo assim, se:
 96,00 g de O2 → 88,00 g de CO2
 5,92 g de O2 → W g de CO2
W = 5,43 g de CO2
Resposta: Serão formados 5,43 g de CO2.
Atividade 4
O processo de ferrugem ocorre de acordo com a reação:
4Fe(s)+3O2 (g) → 2Fe2O3 (s)
Calcular a quantidade em gramas de Fe2O3 obtido, quando 100,00g de Fe 
reagem com 50,00 g de O2.
Resposta: 142,97 g de Fe2O3
Atividade 5
O carborundo é uma substância muito dura, podendo ser usada como abrasivo. 
Cientificamente, conhecido como carbeto de silício, SiC, é preparado pelo 
aquecimento da sílica, SiO2, com o carbono, C, a alta temperatura, segundo a 
reação:
SiO2 (s)+ 3C(s) → SiC(s)+ 2CO(g)
Quantos gramas de carborundo são produzidos quando 3,60 g de sílica reagem 
com 5,40 g de C?
Resposta: São produzidos 2,40 g de SiC.
Abrasivo
São substâncias muito 
duras capazes de arrancar 
partículas de outros 
corpos por atrito.
112ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
Rendimento Teórico
É o rendimento máximo que se pode obter de um produto de uma reação química. Em 
outras palavras, o rendimento teórico ou produção teórica de uma reação é a quantidade de 
produtos formados pela transformação completa do reagente limitante.
Nem sempre a quantidade de produto obtido, ao final da reação, corresponde ao 
valor teórico previsto. Podem ocorrer reações paralelas ou mesmo dificuldade de se isolar 
o produto formado da mistura reacional. Nesse caso, a quantidade de produto obtida é 
denominada Rendimento real.
Usaremos os resultados obtidos no exemplo 5 para calcularmos o rendimento centesi-
mal da reação de produção de gás carbônico (CO2), a partir da combustão do etileno (C2 H4).
Rendimento Centesimal
É uma medida da eficiência de uma reação, podendo ser definido como:
Rendimento centesimal =
rendimento real
rendimento teórico
× 100
12 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Rendimento centesimal =
3, 45 g
5, 43 g
× 100 = 63, 54%
Exemplo 7
O gás oxigênio, O2, pode ser obtido, em laboratório, através da reação de decomposição 
térmica do KClO3:
2 KClO3 (s) → 2KCl(s) + 3 O2 (g)
Se a decomposição de 2,50 g de KClO3 produziu 0,90 g de O2, determine o rendimento 
centesimal dessa obtenção.
Resolução
Dados: MM KClO3 =122,50 g/mol;
MM KCl = 74,50 g/mol;
MM O2 = 32,00 g/mol.
Se 2 mols de KClO3 produzem 3 mol de O2, então:
 2 x 122,50) g de KClO3 → (3 x 32,00) g de O2
2,50 g → X
X = 0,98 g
Assim, calcularemos o rendimento percentual, dividindo o rendimento real (0,90 g) 
pelo rendimento teórico (0,98 g), multiplicado por 100:
Rendimento percentual =
0, 90 g
0, 98 g
× 100 = 91, 84%
Exemplo 6
Na reação ocorrida do exemplo 5, constatamos que a quantidade de CO2 formada foi 
5,43 g. Esse é o rendimento teórico da reação. Suponhamos que foram obtidos apenas 3,45 
g de CO2, então, o rendimento centesimal será:
132ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
Atividade 6
A aspirina, C9H8O4, é obtida pela reação do ácido salicílico, C7H6O3, com anidrido 
acético, C4H6O3; a equação não balanceada da reação é:
C7H6O3(s) + C4H6O3(l) → C9H8O4(s) + C2H4O2(l)
a) Qual a quantidade de aspirina produzida na reação entre 37,00 kg de ácido 
salicílico e 25,00 kg de anidrido acético?
Resposta: 44,12 kg de aspirina.
b) Qual é o reagente limitante dessa reação?
Resposta: Anidrido acético.
c) Se para as quantidades descritas no item “a” forem obtidas 36,40 kg de 
aspirina, qual o rendimento percentual da operação?
Resposta: 82,50 %.
Não esqueça! Para os cálculos que envolvem estequiometria, é necessário que 
a equação da reação esteja balanceada.
Resumo
Nesta aula, foram apresentados os conceitos básicos para o estudo das relações 
quantitativas em uma reação química, ou seja, o estudo da estequiometria 
das reações químicas. Foram também discutidas as relações de massa, em 
rendimento teórico e rendimento centesimal das reações.
14 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Auto-avaliação
Explique por que a quantidade dos produtos formados numa reação é determinada 
somente pela quantidade do reagente limitante presente na reação.
Forneça uma explicação para o fato de que numa reação química o rendimento real 
é sempre menor do que o rendimento teórico.
O anidrido ftálico, C8H4O3, usado na indústria de plásticos, é obtido pela oxidação 
controlada do naftaleno, C10H8, através da reação:
C10H8(s) + O2(g) → C8H4O3(s) + CO2(g) + H2O(l)
a) balancear a equação da reação pelo método de transferência de elétrons;
Resposta: Os coeficientes da reação balanceada são respectivamente: 2, 9, 2, 4 e 4.
b) qual é o reagente limitante dessa reação, quando 100,00 kg de anidrido são oxidados por 
115,00 kg de oxigênio?
Resposta: naftaleno.
c) qual é o rendimento percentual dessa produção, se a quantidade de anidrido ftálico obtida 
for 81,00 kg?
Resposta: 70%.
Um composto estável de cobre(I) pode ser produzido pela reação do íon cobre(II) 
com o íon iodeto. A equação da reação é:
CuSO4(aq.) + KI (aq.) → CuI(s) + I2 (S) + K2SO4(aq.)
a) balancear a reação pelo método de transferência de elétrons;
Resposta: Os coeficientes da reação balanceada são respectivamente: 2, 4, 2, 1 e 2.
b) quantos gramas de KI são necessários para produzir 180,00 g de CuI?
Resposta: 313,70 g de KI.
1
2
3
4
152ª Edição Aula 05 Medidas e Transformações Químicas
c) qual é o rendimento percentual da produção de CuI se a quantidade de CuI obtida foi de 
156,00 g?
Resposta: 49,72 %.
d) que massa de I2 é formada a partir de 0,153 g de CuSO4?
Resposta: 0,12 g de I2.
ATKINS, Peter; JONES Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. Tradução de Ignez Caracelli; Julio Zukerman-Schpector; Robinson Luiz 
Camillo; Francisco C. D. Lemos; Regina Helena de Almeida Santos; Maria Tereza do Prado 
Gambardella; Paulo Celso Isolani; Ana Rita de Araújo Nogueira; Elma Neide V. M. Carrilho. 
Porto Alegre: Bookman, 1999.
BRADY, James E.; RUSSEL, Joel W.; HOLUM, John R. Química: a matéria e suas 
transformações. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos e Científicos, 2002. v. 1.
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Referências
16 Aula 05 Medidas e Transformações Químicas 2ª Edição
Anotações