Aula 1 2 - Estequiometria- Massa atômica, Massa molar e número de Avogadro

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Estequiometria: Massa atômica, Massa 
molar e número de Avogadro
Apresentação
Existem alguns conceitos de grande importância para o estudo da química. Além do nome e do 
símbolo do elemento químico, o seu número de massa é muito importante para que se possa 
descobrir a massa molar de um composto. 
Nesta Unidade de Aprendizagem, conheceremos as massas de átomos e moléculas e o que 
acontece quando ocorrem alterações químicas. 
Bons estudos.
Ao final desta Unidade de Aprendizagem, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
Definir massa atômica.•
Identificar número de Avogadro.•
Reconhecer a massa molar.•
Desafio
Quando falamos em massa atômica, rapidamente, lembramo-nos da tabela periódica e do valor 
contido nela. A massa atômica de cada elemento não se repete e está em ordem crescente na 
tabela. Porém, alguns elementos possuem mais de uma massa atômica, e alguns não apresentam 
número de massa inteiro. 
Defina: 
1. Como são denominados esses elementos. 
2. Indique, no mínimo, dois exemplos desses elementos. 
3. Calcule a massa atômica média dos dois elementos que você citou.
Infográfico
Existem diversas maneiras de expressar o número de massa de um elemento. O desenho abaixo 
mostra um pouco dessa relação.
 
Conteúdo do livro
Definir as massas de átomos e moléculas é fundamental para o entendimento das reações químicas, 
a fim de verificar a lei das conservações da massa.
No capítulo Estequiometria Massa Atômica, Massa Molar e Número de Avogadro, da obra Química 
Geral e Orgânica você aprenderá como consultar a tabela periódica para chegar ao valor da massa 
de átomos, moléculas e de íons e como usar medidas de massa para avaliar quantos átomos, 
moléculas ou íons há em uma certa amostra de matéria. Aprenderá, também, o que são mol e massa 
molar, dois conceitos importantíssimos para a química.
Bons estudos!
 
Conteúdo:
QUÍMICA 
GERAL 
ORGÂNICA
Andressa Christiane 
Habekost Weber
Estequiometria, massa 
atômica, massa molar e 
número de Avogadro
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 � Definir massa atômica.
 � Identificar número de Avogadro.
 � Reconhecer a massa molar.
Introdução
A massa de um corpo pode ser determinada pela comparação com uma 
massa padrão conveniente. Para determinar, por exemplo, a massa do 
corpo de uma pessoa, normalmente se utiliza como padrão o quilograma 
(kg). Se a balança indicar 80 kg, isso quer dizer que a massa dessa pessoa é 
80 vezes maior que o padrão escolhido: 1 kg. Por esse motivo é importante 
escolher um padrão conveniente para a medida que se quer efetuar. 
Seria inconveniente, por exemplo, utilizar o quilograma como padrão 
para determinar a massa de uma formiga, pois, nesse caso, o adequado 
seria a medida de miligrama (mg).
Assim como nas atividades do dia a dia, a medida de massa também 
é muito importante nas atividades em laboratório, como nas indústrias. 
Essa atividade é utilizada para saber antecipadamente as quantidades de 
reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de pro-
dutos. A previsão das quantidades só é possível por meio de cálculos das 
massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. 
Muitas vezes é necessário determinar também o número de átomos 
ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para 
isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos. Como átomos 
e moléculas são entidades muito pequenas para serem quantificadas em 
massa isoladamente utilizando uma balança, foi estabelecido um padrão 
para comparar sua massa. 
Neste capítulo, você conhecerá os padrões de massa utilizados no 
estudo da matéria, bem como suas relações. Você acompanhará o de-
senvolvimento dos conceitos de massa atômica, número de Avogadro 
e massa molecular.
Massa atômica
A massa de objetos macroscópicos é uma grandeza que pode ser medida com 
o auxílio de uma balança. O resultado da medida pode ser expresso em uma 
unidade conveniente, tal como miligrama (mg), grama (g), o quilograma (kg) 
ou a tonelada (t). Essas unidades de medida representam uma relação entre si:
1 kg = 10³ g
1 mg = 10–3 g
1 t = 10³ kg
Quando você expressa a massa de um corpo, ou objeto, algumas medidas 
são mais convenientes que outras. Assim, por exemplo, não é muito sensato 
expressar a massa de um caminhão em miligramas, a massa de uma pessoa 
em toneladas ou a massa de um grão de areia em quilogramas.
Para expressar a massa dos átomos, entidades muitíssimo menores que 
o grão de areia, os cientistas escolheram uma unidade mais adequada que o 
grama ou que seus múltiplos e submúltiplos: a unidade de massa atômica (u) 
(ATKINS; JONES, 2018).
Átomos são pequenos demais para serem manipulados individualmente e, 
portanto, para ter sua massa determinada em balanças comuns. No final do 
século XIX, os cientistas começaram a desenvolver um aparelho denominado 
espectrômetro de massas, que permite a comparação da massa de átomos 
(e também de íons e de moléculas) com unidade previamente estabelecida.
As unidades utilizadas no dia a dia para realizar medições não são as 
mais adequadas para a massa de átomos, pois são unidades grandes demais 
para expressar tais grandezas. Os cientistas escolheram um dos isótopos do 
elemento químico carbono e atribuíram a ele o valor 12 (exato) para comparar 
a massa dos átomos. Como podemos constatar, foi escolhido algo inerente ao 
universo macroscópico, algo da mesma ordem de grandeza da massa dos áto-
mos. Por uma simples questão de conveniência, que tem a ver com o complexo 
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro2
funcionamento dos espectrômetros de massa, se escolheu como unidade de 
massa atômica (u) um doze avos da massa do isótopo do carbono número de 
massa 12, isto é, da massa do ¹²C. Essa unidade de medida para a massa 
de átomos é denominada unidade de massa atômica. A unidade de massa 
atômica é definida como sendo igual a da massa de um átomo do isótopo 
¹²C (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Você sabe que os átomos de um elemento químico apresentam o mesmo 
número atômico, isto é, mesmo número de prótons. Entretanto, alguns elemen-
tos químicos existem na natureza sob forma de mais um isótopo, sendo que 
os isótopos de um elemento químico têm o mesmo número de prótons (pois 
são do mesmo elemento), mas diferentes números de nêutrons, o que acarreta 
diferentes números de massa. De todos os elementos químicos conhecidos, 
apenas 20 existem na natureza sob a forma de um único tipo de átomo, ou 
seja, esses 20 elementos apresentam dois ou mais isótopos naturais. Dentre 
eles estão o flúor, o sódio, o alumínio, o fósforo, o manganês, o cobalto, o iodo 
e o ouro. Em um espectrômetro de massa, pode-se determinar experimental-
mente a massa dos átomos desses elementos e ainda de outros elementos que 
têm isótopos (ATKINS; JONES, 2018). Os resultados das medidas de alguns 
elementos são mostrados no Quadro 1.
Fonte: Adaptado de Lide (2003).
Átomo Massa atômica (u)
Flúor 18,998403
Sódio 22,989769
Alumínio 26,981538
Fósforo 30,973762
Manganês 54,938050
Cobalto 58,933200
Iodo 126,904468
Ouro 196,966552
Quadro 1. Massa atômica de elementos químicos que são encontrados na natureza
3Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
O fato de a massa de um átomo de flúor ser 19 u significa que seus átomos 
têm massa 19 vezes maior que da massa de um átomo de ¹²C. Analogamente, 
um átomo de sódio tem massa 23 vezes maior que da massa de um átomo 
de ¹²C, e assim por diante. Portanto, a massa atômica é a massa de um átomo. 
Por conveniência, ela costuma ser expressa em unidade de massa atômica 
(CHANG; GOLDSBY, 2013).
É importante, contudo, não confundir o conceito de número de massa 
com o de massa do átomo. O número de massa não tem unidade, pois se trata 
da soma dos números de prótons e de nêutrons presentes em determinado 
átomo. A massa do próton é definida experimentalmente, constituindo uma 
propriedade física de determinadocorpo.
Entretanto, você deve estar se perguntando se há alguma diferença no 
tratamento dos elementos que existem na natureza sob forma de dois ou mais 
isótopos dos que não têm. Vamos à resposta para essa pergunta.
Os elementos químicos que apresentam apenas um isótopo natural têm a 
massa atômica igual ao seu único isótopo natural. Por exemplo, o ouro tem 
massa atômica de 197. Esse número é o arredondamento do valor experimental 
de 196,966552 u. Os isótopos de um mesmo elemento apresentam comporta-
mento químico semelhante, o qual depende unicamente do número atômico. 
Cada substância é formada por elementos que contam com certa composição 
de isótopos. Como os isótopos têm reatividades muito semelhantes, ou a 
maioria apresenta reatividade muito próxima ou equivalente, a composição 
isotópica geralmente se mantém em diversos materiais. Desse modo, quando 
se avalia a massa atômica de determinado elemento químico, considera-se a 
média ponderada da massa de cada isótopo natural proporcionalmente à sua 
abundância (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002). 
Veja um exemplo: a massa atômica do boro (18 u) é dada pela média da 
ocorrência de seus isótopos na natureza, em que temos aproximadamente 20% 
de 10B e 80% de ¹¹B. Matematicamente temos o seguinte raciocínio:
Massa atômica = (0,2 × 10) + (0,8 × 11) = 10,8 u
ou
Massa atômica = = 10,8 u
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro4
Você pode observar que, conhecendo a massa atômica, é possível deter-
minar a abundância relativa de alguns isótopos. É o que mostra o exemplo a 
seguir. Logo após, veja mais um exemplo da determinação da massa atômica 
do neônio a partir de seus isótopos. 
Determine a abundância relativa de cada isótopo (porcentagem isotópica) do ele-
mento gálio, cuja massa atômica é de 69,7 u. Os isótopos naturais desse elemento 
são, respectivamente, 69Ga e 71Ga.
Solução:
69x + 71y = 69,7 u (x e y correspondem as abundâncias relativas).
x + y = 100 (a soma correspondente a 100%); logo, x = 100 – y.
Resolvendo o sistema, encontramos:
Assim, x = 65% de 69Ga e y = 35% de 71Ga.
Determine a massa atômica do neônio a partir dos isótopos 20Ne, 21Ne e ²²Ne. Suas 
massas atômicas são 20,00; 21,00 e 22,00 u, respectivamente, e sua abundancia é: 
isótopos 20Ne = 90,92%, 21Ne = 0,26 e ²²Ne = 8,82%.
5Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Solução:
Como o elemento químico neônio (Ne) é constituído de três isótopos, sua massa 
atômica é determinada calculando-se a média ponderada das massas atômicas dos 
seus isótopos. Assim, temos:
Como a massa atômica dos elementos químicos é um valor que já foi 
descoberto cientificamente, ele pode ser consultado na tabela periódica. 
A Figura 1 mostra a localização deste para alguns elementos químicos.
Figura 1. Na tabela periódica, você encontra o número atômico e a massa atômica dos 
elementos.
Fonte: Adaptado de Chang e Goldsby (2013) e Paul Stringer/Shutterstock.com.
6 7 8
C
Carbono
12.011
N
Nitrogênio
14.007
O
Oxigênio
15.999
Número atômico do elemento
Massa atômica do elemento (u)
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro6
Massa molecular 
As moléculas são formadas por átomos unidos por meio de ligações covalentes. 
Dessa maneira, a massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos 
átomos que a constituem. 
Veja o exemplo da molécula de água e do ciclopentano. 
Massas atômicas: H = 1 u; O = 16 u; C = 12 u
Utilize a tabela periódica para consultar os valores de massas atômicas.
Número de Avogadro e mol
Boa parte das explicações para fenômenos químicos envolvem conhecer o 
número das entidades microscópicas (nível atômico) participantes, tais como 
átomos, moléculas, íons e fórmulas unitárias. Nem sempre a massa é a grandeza 
que nos informa de modo direto o número de entidades microscópicas presen-
tes em uma amostra (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002). Preste atenção no 
exemplo a seguir: duas amostras, ambas de massa 414 g dos líquidos incolores 
água e álcool comum (C2H6O), representadas na Figura 2. 
7Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Figura 2. Diferença entre volumes de substâncias de mesma massa. 
Fonte: Adaptado de Brady, Russel e Holum (2002) e Fedorov Ivan Sergeevich/Shutterstock.com.
414.0 414.0
Água Álcool
Como a densidade da água é 1,0 g/cm³ e a do álcool é 0,8g/cm³, o volume 
da amostra de água é menor. O fato de essas amostras terem a mesma massa 
não garante que o número de entidades (neste caso, moléculas) em ambas seja 
o mesmo. Cálculos mostram que no caso da água existem 13,8 · 1024 moléculas 
no interior do frasco, enquanto no caso do álcool existem 5,4 · 1024 moléculas. 
Em geral, a uma mesma massa de cada uma das diferentes substâncias estão 
associados números distintos de entidades que compõem essas diferentes 
substâncias. Isso porque cada uma dessas entidades (átomos, moléculas, 
íons, fórmulas unitárias, entre outras) tem massas distintas (BETTELHEIM 
et al., 2012). 
Neste momento, você deve estar se perguntando por que é tão importante 
em química conhecer o número de entidades presentes em uma amostra. Se 
faz importante porque permite comparar amostras, interpretar fenômenos e 
fazer previsões acerca de fenômenos.
Qualquer amostra de uma substância contém um número extremamente 
grande de entidades da qual a substância é feita. Essa amostra está associada 
a uma determinada massa, expressa em gramas. Torna-se então necessário 
um fator de conversão que relacione unidade de massa atômica (medida de 
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro8
massa para entidades individuais → micro) com o grama (medida de massa 
para um grande número de entidades → macro). O número 6,022 · 10²³ 
(obtido experimentalmente por meio de numerosos experimentos com gases, 
cristais e processos de galvanoplastia) é o fator de conversão entre o grama, 
que corresponde ao nível macroscópico, e a unidade de massa atômica, que 
corresponde ao nível microscópico (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Assim, podemos dizer que:
1 g = 6,022 · 10²³ u
Esse número foi descoberto por Lorenzo R. A. C. Avogadro e foi denomi-
nado número de Avogadro (constante de Avogadro) em homenagem ao cientista. 
Ele foi o primeiro a conceber a ideia de que uma amostra de um elemento, 
com massa em gramas numericamente igual a sua massa atômica, apresenta 
sempre o mesmo número de átomos (ATKINS; JONES, 2018). Generalizando, 
temos que, em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, 
para qualquer elemento, existem 6,022 · 10²³ átomos.
Generalizando para substâncias moleculares, temos que: 
Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular, para qualquer 
substância molecular existem 6,022 · 10²³ moléculas.
Veja os exemplos:
Dentre as grandezas mencionadas, a química tem particular interesse na 
grandeza quantidade de matéria. O Quadro 2 mostra as sete Unidades de Base 
do Sistema Internacional de Medidas (SI).
9Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Fonte: Adaptado de Chang e Goldsby (2013).
Grandeza Unidade Símbolo
Comprimento Metro m
Massa Quilograma kg
Tempo Segundo s
Corrente elétrica Ampère A
Temperatura Kelvin K
Intensidade luminosa Candela Cd
Quantidade de matéria Mol mol
Quadro 2. Unidades de Base do Sistema Internacional de Medidas (SI)
A maioria dessas unidades de medida já são familiares a você. Entretanto, 
perceba que a grandeza de quantidade de matéria, ou seja, o mol, não é utili-
zada no dia a dia, a não ser que você seja químico. O mol é definido como a 
quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares 
quanto forem os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12. Como em 
12 g de ¹²C existem 6,022 · 10²³ u, podemos generalizar que mol é a quantidade 
de matéria que contém 6,022 · 10²³ u (KOTZ et al., 2016). Assim:
1 mol = 6, 022 · 10²³ u
Essa relação vale para átomos, moléculas, íons e outros, ou seja, quantidades 
de mols contêm um número idêntico de unidades,sejam elas átomos, moléculas, 
íons, etc. Essa ideia tão simples constitui o cerne de toda a estequiometria e 
é a base de todo raciocínio quantitativo em química. 
1 mol de átomos = 6, 022 · 10²³ átomos
1 mol de moléculas = 6, 022 · 10²³ moléculas
1 mol de íons = 6, 022 · 10²³ íons
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro10
Sempre que nos referimos a mol, devemos indicar ao que de mols se quer 
referir. Quando se diz “um mol de oxigênio”, por exemplo, temos uma ambi-
guidade, pois pode se interpretar como um mol de átomos de oxigênio ou de 
moléculas de oxigênio. Para evitar essa confusão, costuma-se associar a fór-
mula química com a unidade mol. Assim não há ambiguidade de escrevermos 
1 mol O2 para representar um mol de moléculas de oxigênio. 
A definição SI do mol diz que a massa de exatamente 1 mol de carbono-12 
é exatamente 12 g. O carbono natural, no entanto, não é carbono-12 puro, mas 
uma mistura de isótopos com 98,90% de ¹²C e 1,10 de ¹³C. A massa atômica 
média na mistura é 12,011 u, que é a massa atômica do carbono apresentada nas 
tabelas periódicas. A massa de um número de Avogadro desta massa atômica 
média será assim 12,011 g. Em outras palavras, para o carbono natural, 1 mol 
de C equivale a 12,011 g de C. Vale a pena enfatizar a generalização desse 
raciocínio para todos os elementos da tabela periódica (CHANG; GOLDSBY, 
2013). Assim, um mol de qualquer elemento tem a massa em gramas nume-
ricamente igual à massa atômica do elemento.
Como o conhecimento da massa atômica de um elemento nos permite 
determinar a massa de um mol dessa mesma substância, ficamos com um 
procedimento conveniente para obter, em laboratório, qualquer quantidade 
desejada de mols de um elemento. O instrumento necessário é, nesse caso, 
uma balança. Suponha você, por exemplo, que necessite de 1 mol de átomos de 
magnésio (Mg) para realizar um experimento. A massa atômica do magnésio 
é 24,305 u. Logo, a massa de um mol de Mg é 24, 305 g. Da mesma forma 
você pode obter, consultando na tabela periódica as massas atômicas, a massa 
de 1 mol de enxofre (S), que é 32,066 g.
O conceito de mol é fundamental na química quantitativa. É essencial 
para que possamos converter mols para massa e massa para mols. A análise 
dimensional mostra que isso pode ser feito da seguinte forma: 
Acompanhe a seguir alguns exemplos de conversões, utilizando o número 
de Avogadro e mol.
11Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Qual massa em gramas é representada por 0,35 mol de alumínio (Al)? 
Solução:
Usando a massa atômica de alumínio, em que u equivale a g, você pode determinar 
que 0,35 mol de Al tem uma massa de 9,5 g. Não esqueça que um mol de qualquer 
elemento tem a massa em gramas numericamente igual à massa atômica do elemento. 
Além da aplicação da fórmula, pode-se resolver este problema por uma regra de 
três simples. Teríamos:
27,0 g de Al ― 1 mol de Al
x g de Al ― 0,35 mol de Al
x = 9,5 g de Al
Se você medir a massa de 16,5 g de carbono, qual é a quantidade em mol presente 
nessa amostra?
Solução:
Na massa de 16,5 g de C teremos a quantidade de 1,37 mol de C.
Aplicando a regra de três, temos:
12,01 g de C ― 1mol de C
16,5 g de C ― x mols de C
x = 1,37 mols de C
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro12
Considere dois elementos da mesma coluna vertical da tabela periódica: chumbo e 
estanho.
Responda:
a) Qual massa do chumbo, em gramas, é equivalente a 2,50 mols de chumbo (Pb, 
número atômico = 82)?
b) Que quantidade de matéria de estanho (Sn), em mols, é representada por 36,6 g 
de Sn? Quantos átomos de estanho há na amostra?
Solução:
Você sabe a quantidade de chumbo e a massa do estanho. Você também conhece, a 
partir da tabela periódica, as massas atômicas do chumbo (207,2 u) e do estanho (118,7 u). 
Os valores de massa atômica podem ser convertidos em gramas, que correspondem 
à massa de 1 mol de cada substância, assim temos 207,2 g de Pb e 118,7 g de Sn. 
Para responder o segundo problema (b), vamos necessitar do número de Avogadro 
(6,022 · 10²³ átomos). Mais uma vez não esqueça que um mol de qualquer elemento 
tem a massa em gramas numericamente igual à massa atômica do elemento.
a) Converta a quantidade de chumbo em mols para massa em gramas.
Assim, 2,5 mols de Pb são equivalentes a 518 g de Pb.
b) Converta a massa de estanho em mols. Para isso também podemos utilizar uma 
regra de três simples. 
Assim, 36,6 mols de Sn são equivalentes a 0,308 mols de Sn.
Para resolver a segunda questão, utilize o número de Avogadro para encontrar o 
número de átomos na amostra em mais uma regra de três.
Assim, na amostra de 0,308 mols há a quantidade de 1,86 · 10²³ átomos.
13Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Massa molar
A massa molar de qualquer substância (a massa de um mol da substância) 
é a massa molecular da substância expressa em gramas (BETTELHEIM 
et al., 2012). Veja um exemplo para compreender melhor esse conceito. 
A massa molecular da glicose, tem possui a fórmula molecular C6H12O6, é 
180 u, portanto, 180 g de glicose equivalem a 1 mol de glicose. Do mesmo 
modo, a massa molecular da ureia, (NH2)2CO, é 60,0 u e, portanto, um mol 
de ureia equivale a 60,0 g de ureia. Para átomos, um mol é a massa atômica 
expressa em gramas; 12 g de carbono (C) equivalem a um mol de átomos de 
carbono, 32,1 g de enxofre (S) equivalem a 1 mol de átomos de enxofre, e assim 
por diante. Como você pode perceber, o importante é que, para falar sobre 
a massa de um mol, precisamos conhecer a fórmula química da substância 
que estamos considerando. A forma mais usual de expressar a relação entre 
gramas e mol de uma substância é g/mol (KOTZ et al., 2016). Isso quer dizer 
que determinada quantidade em gramas está presente em um mol, como já 
visto nos exemplos anteriores.
Como a massa molar de determinada entidade química é a massa de um 
mol de unidades dessa entidade química, ela pode se referir a moléculas, 
átomos, íons, entre outros. Analise os exemplos: 
 � Para elemento químico – é a massa de um mol de átomos desse elemento. 
Massa molar do oxigênio (O) = 16 g/mol
 � Para substância molecular – é a massa de um mol de moléculas dessa 
substância.
Massa molar da água (H2O) = 18 g/mol
Massa molar amônia (NH3) = 17 g/mol
 � Para íons – é a massa de um mol desse íon.
Massa molar do íon sódio (Na+) = 23 g/mol
 � Para substância iônica – é a massa de um mol de fórmulas, ou seja, 
o conjunto de íons que compõem a fórmula usada para representar a 
substância.
Massa molecular do cloreto de sódio 
(NaCl) [Na+] [Cl-] = 58,5 g/mol
Massa molecular do fluoreto de cálcio 
(CaF2) [Ca
+] [F-]2 = 78,1 g/mol
 � Para substâncias metálicas – é a massa de um mol de átomos do elemento 
metálico na forma de substância.
Massa molar do Alumínio (Al) = 27 g/mol
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro14
Dessa forma, a expressão correta para se referir à massa de uma porção de 
substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar. 
Como vimos, na tabela periódica encontram-se os valores de massas atô-
micas dos elementos. Para converter esses valores na respectiva massa molar, 
basta substituir u (1 entidade) por g/mol (1 mol de entidades). A Figura 3 
mostra como é possível realizar essa conversão.
Figura 3. Massas atômicas e massas moleculares usando a tabela periódica. 
Fonte: Adaptado de Bettelheim et al. (2012) e attaphong/Shutterstock.com.
2
He
Hélio
4.003
82
Pb
Chumbo 
207.2
19
K
Potássio 
39.098
Massa atômica (Pb) = 
↓
Massa molar (Pb) = 
207,2 g/mol 
Massa atômica (He) = 
↓
Massa molar (He) = 
4,003 g/mol 
Massa atômica (k) = 
↓
Massa molar (k) = 
39,098 g/mol 
A partir de uma amostra que representa determinada massa de um elemento 
químico ou substância química e conhecendo sua massa molar, podemos de-
terminar quantos mols e quantas entidades químicas constituem essa amostra. 
Acompanhe o exemplo a seguir. Considere uma amostra igual à massa (m)em 
gramas de uma espécie química cuja massa molar seja igual à massa molar 
(M) (g/mol). Com esses dados, pode-se determinar o número de mol (n) que 
constitui essa espécie química, utilizando a seguinte relação matemática:
15Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Resumindo:
Os exemplos a seguir ilustram algumas das inúmeras possibilidades de 
cálculos viabilizados pelos conhecimentos das grandezas estudadas neste 
capítulo. 
O acetileno, C2H2, é um gás usado como combustível em maçaricos para soldar metal. 
Um mecânico comprou um bujão de acetileno, no qual há 13 kg dessa substância. 
Responda:
a) Qual é a massa molar do acetileno? 
b) Quantas moléculas do gás o mecânico comprou?
Solução:
a) Consultando a tabela periódica, você encontra a massa atômica do carbono, que 
é 12 u, e do hidrogênio, que é 1 u. Assim, a massa molecular do C2H2 é 26 u, o que 
implica uma massa molar de 26 g em 1 mol, ou seja, 26 g/mol.
b) Em 26 g de C2H2 (1 mol) há 6,022 · 10²³ moléculas. Assim, com a aplicação de uma 
regra de três, temos: 
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro16
Temos 27,5 g de fluoreto de sódio, NaF, que é a forma de íons fluoreto mais usada em 
pastas e géis dentais. Como converter essa quantidade de NaF em mols?
Solução:
Massa do NaF = 23,0 (Na) + 19,0 (F) = 42 u. Assim, cada mol de NaF tem massa de 
42,0 g, o que nos permite usar o fator de conversão 1 mol NaF = 42,0 g de NaF. Assim, 
teremos:
Quantos mols de átomos de nitrogênio e oxigênio há em 21,4 mols do explosivo 
trinitrotolueno (TNT), que tem a fórmula química C7H5N3O6?
Solução:
A fórmula molecular C7H5N3O6 nos diz que cada molécula de TNT contém três 
átomos de nitrogênio e seis átomos de oxigênio. Também nos diz que cada mol de 
TNT contém três mols de átomos de N e seis mols de átomos de O. Portanto, temos 
os seguintes fatores de conversão: 1 mol de TNT = 3 mols de átomos de N e 1 mol de 
TNT = 6 mols de O. Vamos à solução do problema. 
O número de mols de átomos de N em 21,4 mols de TNT é:
O número de mols de átomos de O em 21,4 mols de TNT é:
Observe que a resposta é com três algarismos significativos porque o número de 
mols é para três algarismos significativos. A proporção de mols de átomos de O para 
mols de TNT é um número exato. 
17Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
Um estudante fez as preparações necessárias para uma experiência que utilizará 
como matéria-prima 0,115 mol de fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2. Quantos gramas de 
Ca3(PO4)2 ele mediu?
Solução:
O problema pode ser expresso alternativamente como: 
0,115 mol Ca3(PO4)2 ↔ ? g Ca3(PO4)2
Você precisa utilizar aqui a razão de mols para gramas implicada pela fórmula química 
do Ca3(PO4)2, cujo valor é 310,18 g, logo: 
1 mol de Ca3(PO4)2 ↔ 310,18 g de Ca3(PO4)2
Multiplicamos o valor dado 0,115 mol de Ca3(PO4)2 pela razão g/mols obtida pela 
fórmula química de Ca3(PO4)2. Assim, temos:
Ou seja:
0,115 mol Ca3(PO4)2 ↔ 35,7 g Ca3(PO4)2
O estudante vai necessitar de um pouco mais de um décimo de 310 g. 
Você tem 16,5 g de ácido oxálico, H2C2O4.
a) Qual quantidade de matéria em mol é representada por 16,5 g de ácido oxálico?
b) Quantas moléculas de ácido oxálico estão em 16,5 g de ácido?
c) Quantos átomos de carbono estão em 16,5 g de ácido oxálico? 
Solução:
Você sabe a massa e a fórmula do ácido oxálico. A massa molar do composto pode 
ser calculada com base na fórmula. Para resolver o problema, utilize as seguintes 
informações.
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro18
 � A massa molar de um composto é a soma dos átomos constituintes.
 � Parte (a): use a massa molar para converter massa para quantidade de matéria 
em mol.
 � Parte (b): utilize o número de Avogadro para calcular o número de moléculas em 
16,5 g.
 � Parte (c): a partir da fórmula você sabe que há dois átomos de carbono em cada 
molécula. 
Vamos à solução do problema.
a) Mols representados por 16,5 g. Calculemos primeiro a massa molar do ácido oxálico:
Massa molecular do H2C2O4 = 90,04 g/mol.
Agora calculemos a quantidade de matéria em mols. A massa molar é utilizada em 
todas as conversões de massa para mols. Assim, temos:
b) Número de moléculas. Utilize o número de Avogadro para encontrar o número de 
moléculas do ácido oxálico em 0,183 mol de ácido.
c) Número de átomos de carbono. Uma vez que cada molécula contém dois átomos 
de carbono, o número de átomos de carbono em 16,5 g do ácido é:
Uma forma de analisar se sua resposta está correta é analisando a massa do ácido 
oxálico e comparando-o com a sua massa molecular. Como a massa do ácido oxálico 
é de 16,5 g, muito menor que a massa de um mol, certifique-se de que sua resposta 
reflete isso. O número de moléculas do ácido deve ser muito menor que um mol de 
moléculas.
19Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
BETTELHEIM, F. A. et al. Introdução à química geral. Rio de Janeiro: Cengage Learning, 2012.
BRADY, J. E.; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3. 
ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v. 1.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.
KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 3. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
LIDE, D. R. CRC Handbook of chemistry and physics. 84. ed. Boca Raton: CRC Press, 2003.
Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro20
Encerra aqui o trecho do livro disponibilizado para 
esta Unidade de Aprendizagem. Na Biblioteca Virtual 
da Instituição, você encontra a obra na íntegra.
Conteúdo:
Dica do professor
Massa atômica, mol, número de Avogadro são conceitos fáceis, mas, às vezes, não são muito bem 
compreendidos. O vídeo preparado para esta Unidade tem o objetivo de colaborar para o 
entendimento desses termos.
Aponte a câmera para o código e acesse o link do vídeo ou clique no código para acessar.
https://fast.player.liquidplatform.com/pApiv2/embed/cee29914fad5b594d8f5918df1e801fd/e6665fe36bc16d330a30ae8ef691af54
Exercícios
1) O cloro possui dois isótopos de massa atômica 35 u e 37 u, com porcentagens, 
respectivamente, iguais a 75% e 25%. Qual a massa atômica média do elemento Cl? 
A) 26,25 u.
B) 36 u.
C) 35,5 u.
D) 3550 u.
E) 9,25 u.
2) Um elemento químico genérico X tem três isótopos com massas atômicas 1, 2 e 3 com 
porcentagens de 50, 30 e 20%, respectivamente. A massa atômica média do elemento X é: 
A) 1,70 u.
B) 3 u.
C) 33,33 u.
D) 0,6 u.
E) 2,70 u.
3) O número de mols em 6,4 g de gás oxigênio é: 
A) 0,4 mol.
B) 0,2 mol.
C) 0,1 mol.
D) 10 mol.
E) 5 mol.
4) Em um determinado tratamento de água, utilizou-se 0,355 mg de cloro (Cl2) por litro de 
água. Qual o número de moléculas de cloro utilizadas por litro? Dado: peso atômico do cloro 
= 35,5 u. 
A) 3,01 x 1018.
B) 3,01 x 1019.
C) 5 x 10-6.
D) 6,02 x 1018.
E) 6,02 x 1023.
5) O peso atômico do cloro é 35,457. O fato de esse número não ser inteiro indica que: 
A) No núcleo do átomo de cloro devem existir outras partículas além de prótons e nêutrons.
B) O cloro se apresenta na natureza como uma mistura de isótopos.
C) Há um erro experimental na determinação dos pesos atômicos.
D) O número de Avogadro não é um número inteiro.
E) O peso atômico leva em conta o peso dos elétrons.
Na prática
Apesar de a radioatividade ter efeitos nocivos, possui amplas aplicações benéficas na medicina. 
Atualmente, mais de uma centena de isótopos radioativos são usados nas mais diversas áreas da 
medicina, chegando ao ponto de inaugurar uma nova área de trabalho e pesquisa, denominada de 
Medicina Nuclear.
 
Saiba +
Para ampliar o seu conhecimento a respeito desse assunto, veja abaixo as sugestões do professor:
ROSENBERG, J.L.; EPSTEIN, L.M.; KRIEGER, P.J. Química geral. 
Coleção Schaum.
Conteúdo interativo disponível na plataforma de ensino!