Apostila Cálculos Químicos de Fórmulas e Estequiométricos

Prévia do material em texto

CÁLCULOS QUÍMICOS, DE 
FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
 
 
1 
 
10 
 
 
 
 
MÓDULO 
 
 
Grandezas Químicas 
 
Unidade de massa atômica (u) 
 
Pelo fato dos átomos serem muito pequenos 
para serem pesados ou vistos, utilizamos uma unidade 
relativa para identificar a massa de um dado átomo. Esse 
valor relativo de massa chama-se unidade de massa 
atômica. 
A unidade de massa atômica foi estabelecida 
utilizando-se um elemento padrão e atribuindo a ele uma 
massa arbitrária. A massa dos elementos registrada em 
nossa tabela periódica atual tem como elemento padrão 
o isótopo mais estável do Carbono que possui 12 unidades 
de massa atômica (12u). Sendo assim, dividindo o carbono 
em 12 partes idênticas, observa-se que 1 parte desse todo 
equivaleria a uma massa igual a 1/12 do C-12 e esta massa 
transformou-se na unidade de referência chamada 
unidade de massa atômica, a qual corresponde a 1,66.10-
24 gramas. 
 
 
 
A massa dos demais elementos foi estabelecida 
de maneira relativa a massa de 1/12 C-12, observando-se 
quantas vezes um elemento possui massa maior que uma 
unidade de massa atômica. Por exemplo: 
 
O átomo de S tem 32u, pode-se dizer então que a massa 
atômica do S é 32 vezes maior que a massa de 1/12 do C-
12. 
 
Massa Atômica (MA) 
 
Massa atômica é o número que indica quantas 
vezes a massa de um átomo de um determinado elemento 
é maior que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. 
Comparando-se a massa de um átomo de um 
determinado elemento com a unidade de massa atômica 
(1u), obtém-se a massa desse átomo. Exemplo: 
Quando dizemos que a massa atômica do átomo de 32S é 
igual a 32 u, concluímos que: 
 
• a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 
u; 
• a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 
vezes a massa de 1/12 do átomo de C-12; 
• a massa de um átomo de 32S é igual a 2,7 vezes a 
massa de um átomo de C-12. 
 
 
CUIDADO!!! 
Não confunda número de massa com massa atômica. 
 
✓ Número de massa (simbolizado por A), 
corresponde à soma dos números de prótons e 
de nêutrons de um átomo. O número de massa 
é, portanto, inteiro, maior que zero e desprovido 
de unidade 
✓ Massa atômica é a massa de um átomo. Para 
expressar corretamente essa grandeza devemos 
utilizar um número (que normalmente não é 
inteiro) acompanhado de uma unidade que, por 
conveniência, é a unidade de massa atômica (u). 
 
 
Observação: O aparelho utilizado na determinação da 
massa atômica chama-se espectrômetro de massa. A 
medida é feita com grande precisão e o processo de 
determinação da massa do átomo é comparativo com o 
padrão, ou seja, o átomo de carbono-12. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
2 
MÓDULO 
10 
Massa Atômica de um Elemento 
 
A maioria dos elementos apresenta isótopos. O 
cloro, por exemplo, é constituído por uma mistura de 2 
isótopos de massas atômicas, respectivamente, 35 e 37. 
 
 
 
A massa atômica do cloro é dada pela média 
ponderada das massas isotópicas: 
 
 
 
Portanto: 
 
Massa Atômica de um elemento é a média 
ponderada das massas atômicas dos 
isótopos naturais desse elemento. 
 
Sendo assim, a massa atômica de um elemento 
hipotético A, constituído dos isótopos naturais A1, A2, ...., 
An, pode ser calculada por: 
 
 
 
Exemplo: 
 
Quando dizemos que a massa atômica do elemento cloro 
é 35,5 u, concluímos que: 
 
• cada átomo do elemento cloro possui massa, em 
média, de 35,5 u; 
• cada átomo do elemento cloro possui massa, em 
média, 35,5 vezes maior que 1/12 da massa do C-
12. 
 
Massa Molecular (MM) 
 
Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A 
massa dessas moléculas é a soma das massas atômicas 
dos átomos constituintes. 
Como as moléculas são formadas por um grupo 
de átomos ligados entre si, o padrão usado como base 
para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo 
usado para os átomos: a unidade de massa atômica (u). 
Exemplo: 
 
C6H12O6 (C=12, H=1, O=16) 
MM = 6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16 
MM = 72 + 12 + 96 
MM = 180 u 
 
Significado: Cada molécula de C6H12O6 possui massa de 
180 u, ou seja, 180 vezes maior que 1/12 do carbono-12. 
Portanto: 
 
Massa Molecular é a soma das massas atômicas 
dos átomos que constituem a molécula. 
 
ou ainda... 
 
Massa Molecular é o número que indica quantas 
vezes a massa de uma molécula é mais pesada 
que 1 u, ou seja, 1/12 do átomo de C-12. 
 
Vejamos outro exemplo: 
 
Quando dizemos que a massa molecular da água H2O é 18 
u, concluímos que: 
 
• a massa de uma molécula H2O é igual a 18 u; 
• a massa de uma molécula H2O é 18 vezes mais 
pesada que 1/12 do átomo de carbono-12; 
• a massa de uma molécula de água é 1,5 vezes 
mais pesada que um átomo de C-12. 
 
Observação – Os compostos iônicos são denominados de 
massa-fórmula. 
Por exemplo: NaCl – MF = 58,5 u 
Por comodidade, utilizamos massa molecular tanto para 
os compostos moleculares como para os iônicos. 
 
Constante de Avogadro (NA) 
 
Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 
g de alumínio e 40 g de cálcio. Experimentalmente 
verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada 
uma das amostras, é o mesmo, embora elas possuam 
massas diferentes. Porém, quantos átomos existem em 
cada uma dessas amostras? Várias experiências foram 
realizadas para determinar esse número conhecido como 
número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a: 
 
6,02 . 1023 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
3 
MÓDULO 
10 
Assim, o número de Avogadro é o número de 
átomos em x gramas de qualquer elemento, sendo x a 
massa atômica do elemento, portanto existem: 
 
• 6,02 · 1023 átomos de C em 12 g de C (MAC = 12 u); 
• 6,02 · 1023 átomos de Al em 27 g de Al (MAAl = 27 u); 
• 6,02 · 1023 átomos de Ca em 40 g de Ca (MACa = 40 u). 
 
Conceito de Mol 
 
Segundo a União Internacional da Química Pura 
e Aplicada (IUPAC), mol é a quantidade de matéria que 
contém tantas entidades elementares quantos são os 
átomos de carbono-12 contidos em 12 g do C-12. 
Constante de Avogadro é o número de átomos de 
C-12 contidos em 12 g de C-12 e seu valor é 6,02 · 1023 mol 
-1. 
Portanto: 
 
Mol é uma quantidade de 6,02 . 1023 
partículas quaisquer. 
 
Sendo que, por exemplo: 
 
• 1 mol de átomos contém → 6,02 · 1023 átomos; 
• 1 mol de moléculas contém → 6,02 · 1023 moléculas; 
• 1 mol de íons contém → 6,02 · 1023 íons; 
• 1 mol de elétrons contém → 6,02 · 1023 elétrons, etc. 
 
Massa Molar (M) 
 
Massa Molar de um Elemento 
 
A massa molar de um elemento é a massa em 
gramas de 1 mol de átomos, ou seja, 6,02 · 1023 átomos 
desse elemento. A massa molar de um elemento é 
numericamente igual à sua massa atômica expressa em 
gramas. Exemplo: 
Al (MA = 27 u) 
 
 
Massa Molar de uma Substância 
 
A massa molar de uma substância é a massa em 
gramas de 1 mol de moléculas da referida substância. A 
massa molar de uma substância é numericamente igual à 
sua massa molecular expressa em gramas. 
Exemplos: 
 
CO2 (C = 12 u ; O = 16 u) 
MM = 1 · 12 + 2 · 16 
MM = 12 + 32 = 44 u 
 
Logo, ficamos com: 
 
 
 
NaCl (Na = 23; Cl = 35,5) 
MM = 1 · 23 + 1 · 35,5 
MM = 23 + 35,5 = 58,5 u 
 
Logo, ficamos com: 
 
 
Massa Molar de um Íon 
 
A massa molar de um íon é a massa de 1 mol de 
íons em gramas que é numericamente igual à massa de 
íon expressa em gramas. 
Exemplo: 
 
CO32- (MAC = 12; MAO = 16) 
 
Logo, ficamos com: 
 
 
 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
4 
MÓDULO 
10 
Quantidade de Matéria ou 
Número de Mols (n) 
 
Exemplo 1: 
 
Quantos mols de átomos correspondem a 280g de ferro? 
(Fe = 56 u) 
 
Resolução: 
 
 1 mol de átomos de Fe 56 g 
 n 280 g 
 
 n = 5 mols de átomos de Fe 
 
Exemplo 2: 
 
Quantos mols de moléculas correspondem a 88g de 
dióxido de carbono (CO2)? (C = 12u, O = 16 u) 
 
Resolução: 
 
 1 mol de moléculas de CO2 44 gn 88 g 
 
 n = 2 mols de moléculas de CO2 
 
Concluímos, portanto, que estes cálculos podem ser 
generalizados pela fórmula: 
 
 
 
Onde temos: 
n = quantidade em mols 
massa em gramas 
massa molar em gramas/mol 
 
Determinação de Fórmulas 
 
Quando um químico se depara com um material 
desconhecido, por exemplo, uma amostra de uma pedra 
lunar ou de um meteorito, ou ainda de uma matéria 
encontrada em uma caverna que está sendo explorada, 
ele procura, através de diversas técnicas físicas e 
químicas, encontrar a composição desse material. 
A primeira providência é fazer a análise imediata 
do material, isto é, separar através de processos 
puramente físicos as diversas substâncias presentes na 
amostra. Esses processos baseiam-se no fato de que o 
conjunto de características, como ponto de fusão, ponto 
de ebulição, densidade, solubilidade, é diferente para 
cada substância e, manejando criteriosamente essas 
diferenças, consegue-se separá-las uma a uma. 
Uma vez separadas as diversas substâncias da 
amostra, a próxima providência é fazer uma análise 
elementar de cada uma delas. 
A análise elementar divide-se em qualitativa, cuja 
finalidade é descobrir os tipos de elementos que formam 
a substância; e quantitativa, que tem por finalidade 
descobrir a proporção em que estes elementos aparecem, 
ou seja, descobrir a fórmula da substância. 
Resumindo, temos: 
 
 
 
Suponhamos que o químico submeteu 10,0 g de 
um material inicial à análise imediata e isolou 7,5 g de uma 
substância X. Esta substância, submetida à análise 
qualitativa e, em seguida, à análise quantitativa, revelou: 
 
 
 
Prosseguindo com seus métodos analíticos, 
chegou à conclusão de que a massa molecular dessa 
substância era 180. 
Com base nesses dados, o químico já pode 
determinar com certeza 3 tipos de fórmula para essa 
substância: fórmula percentual, fórmula mínima e 
fórmula molecular. 
 
Fórmula Percentual ou Composição Centesimal 
 
Para obter a fórmula percentual, basta calcular a 
composição centesimal dos elementos formadores, ou 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
5 
MÓDULO 
10 
seja, descobrir as percentagens em massa de cada 
elemento. 
 
1o exemplo: 
 
A análise de 0,40 g de um certo óxido de ferro revelou que 
ele encerra 0,28 g de ferro e 0,12 g de oxigênio. Qual é a 
sua fórmula centesimal? 
 
Resolução: 
 
• para o Fe: 
 
 
 
• Para o O: 
 
 
 
Conferindo: 70% + 30% = 100% 
Outro caminho possível é o cálculo da fórmula 
centesimal a partir da fórmula molecular da substância. 
 
2o exemplo: 
 
Calcular a composição centesimal do ácido sulfúrico 
(massas atômicas: H = 1; O = 16; S = 32). 
 
Resolução: 
 
Inicialmente, calculamos a massa molecular do ácido 
sulfúrico: 
 
 
 
Em seguida, fazemos o cálculo das porcentagens: 
 
• Para o H: 
 
 
• Para o S: 
 
 
 
• Para o O: 
 
 
 
Evidentemente a soma desses resultados deve 
ser igual a 100 (ou quase 100, dependendo da 
aproximação dos cálculos, como aconteceria no 2 o 
exemplo se usássemos 2,0 + 32,6 + 65,3 = 99,9). É sempre 
conveniente fazer essa soma para conferir os cálculos. 
 
Obs: Quando uma substância contém água de 
cristalização, deve-se calcular a porcentagem da água 
como se H2O fosse um único elemento, “pesando” 18. 
Assim, por exemplo, na composição centesimal do 
Na2CO3.10 H2O são dadas as porcentagens do sódio, do 
carbono, do oxigênio e da água. 
 
Fórmula Mínima ou Empírica 
 
Indica os elementos que formam a substância e a 
proporção em número de átomos ou em mols de átomos 
desses elementos expressa em números inteiros e 
menores possíveis. 
Vejamos alguns exemplos de fórmula mínima, 
aproveitando a ocasião para compará-los com as fórmulas 
moleculares correspondentes: 
 
 
 
Às vezes a fórmula mínima equivale a uma 
“simplificação matemática” da fórmula molecular. Assim, 
no primeiro exemplo acima, temos H2O2 / 2 = HO; no 
segundo, C6H12O6 / 6 = CH2O. Outras vezes, a simplificação 
não é possível (foi o que aconteceu no terceiro e no 
quarto exemplos dados) e, então, a fórmula mínima 
coincide com a fórmula molecular. Resumindo, podemos 
dizer que: 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
6 
MÓDULO 
10 
 
 
Nessa expressão, n % 1, 2, 3, ... número inteiro. 
 
A determinação da fórmula mínima de uma 
substância pode ser feita de duas maneiras: 
 
I. A partir das massas dos elementos que se combinam 
para formar a substância. 
 
Como foi visto anteriormente: 
 
 
 
Sabendo-se que n = m / M, poderemos fazer 
diretamente o cálculo usando as massas obtidas na 
análise elementar: 
 
 
 
Após o cálculo da quantidade em mols, como não 
conseguimos os menores números inteiros possíveis, 
dividimos todos os números pelo menor deles. 
 
Observação: Caso ainda não seja conseguida a seqüência 
de números inteiros, devemos multiplicar todos os 
números por um mesmo valor. 
 
II. A partir da composição centesimal. 
 
Calcular a fórmula mínima de um composto que 
apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de 
oxigênio (massas atômicas: Na = 23; C = 12, O = 16). Vamos 
adotar o seguinte esquema: 
 
 
 
Justificação dos cálculos: 
A composição centesimal dada no problema 
(primeira coluna da tabela) é uma proporção em massa 
(são as massas contidas em 100 g do composto). No 
entanto, a fórmula mínima deve indicar a proporção em 
número de átomos — daí a necessidade dos cálculos 
feitos na segunda coluna; esses cálculos correspondem, 
em última análise, a cálculos das quantidades em mols 
(página 269), os quais podem ser feitos ou pela fórmula n 
= m / M, ou por meio de regras de três. Por exemplo, no 
caso do sódio, temos: 
 
 
 
Os resultados obtidos na segunda coluna já 
traduzem a proporção em número de átomos. Podemos, 
mesmo, escrever a “fórmula”: 
 
 
 
Considerando, porém, que números de átomos 
são números inteiros, partimos para a terceira coluna, 
cujos cálculos constituem apenas um artifício 
matemático, pois multiplicar ou dividir todos os valores 
pelo mesmo número não altera a proporção. Desse modo, 
a mesma proporção obtida na segunda coluna passa a ser 
representada pelos números inteiros 2:1:3, que indicam a 
fórmula mínima procurada: 
 
 
Obs: 
➢ No exemplo anterior, foram dadas as 
porcentagens dos elementos formadores da 
substância, que representam as massas dos 
elementos existentes em 100 g da substância. Os 
cálculos seriam idênticos se fossem dadas as 
massas dos elementos existentes em um total 
diferente de 100 g do composto (a lei de Proust 
garante que, mesmo mudando a massa total do 
composto, a proporção entre seus elementos 
permanece constante). 
➢ Em certos problemas, acontece freqüentemente 
o seguinte: dividindo-se todos os valores pelo 
menor deles (terceira coluna), nem sempre 
chegamos a um resultado com todos os números 
inteiros. Por exemplo, num outro problema 
poderíamos ter a proporção 2:1,5:3; no entanto, 
multiplicando esses valores por 2, teremos 4:3:6. 
Generalizando, diremos que, às vezes, no final do 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
7 
MÓDULO 
10 
problema, somos obrigados a efetuar uma 
tentativa multiplicando todos os valores por 2, 
ou por 3 etc. (sempre um número inteiro e 
pequeno), a fim de que os resultados finais se 
tornem inteiros e os menores possíveis. 
 
Fórmula Molecular 
 
Indica os elementos e o número de átomos de 
cada elemento em 1 molécula ou em 1 mol de moléculas 
de substância. 
Já vimos alguns exemplos de fórmula mínima e 
de fórmula molecular. E aprendemos que a fórmula 
molecular ou coincide ou é um múltiplo exato da fórmula 
mínima. Portanto, um dos caminhos para determinar a 
fórmula molecular é calcular inicialmente a fórmula 
mínima e depois multiplicá-la por n. O valor de n, por sua 
vez, é calculado a partir da massa molar da substância, ou 
seja: 
 
 (fórmula molecular) = (fórmula mínima) . n 
(sendo n = 1, 2, 3, ... número inteiro) 
 
Temos então: 
 
(massa molar)= (massa da fórmula mínima) . n 
 
Logo: 
 
 
Para o cálculo da fórmula molecular é necessário 
que se conheça inicialmente a massa molecular, que no 
caso é 180, e seguir um dos dois caminhos: 
 
I. Partindo da fórmula mínima 
 
Exemplo: 
 
Uma substância de massa molar 180 encerra 40,00% de 
carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,28% de oxigênio. 
Pede-se sua fórmula molecular. (Massas atômicas: H = 1; 
C = 12; O = 16) 
 
Resolução: 
 
Vamos inicialmente calcular a fórmula mínima, 
como aprendemos no item anterior: 
 
 
 
Agora, podemos calcular a massa da fórmula 
mínima (CH2O), somando as massas atômicas dos átomos 
aí contidos: 12 + 1 . 2 + 16 = 30. 
 
(fórmula molecular) = (CH2O)n em que: 
 
 
Considerando que a massa molar foi dada no 
enunciado do problema (M = 180), concluímos que: 
 
 
 
Logo: (fórmula molecular) = (CH2O)6 ⇒ 
 
 
 
II. Partindo da composição centesimal 
 
Podemos calcular a fórmula molecular de uma 
substância sem utilizar a fórmula mínima. Vamos resolver 
novamente o problema anterior. Pelo enunciado do 
exemplo anterior, já sabemos que a substância é formada 
por carbono, hidrogênio e oxigênio, o que nos permite 
iniciar a resolução do problema escrevendo que a fórmula 
molecular e a massa molar serão: 
 
 
 
Basta, agora, montar uma regra de três para cada um 
dos elementos químicos que aí aparecem: 
 
• Para o C: 
 
 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
8 
MÓDULO 
10 
• Para o H: 
 
 
 
• Para o O: 
 
 
 
Com isso, temos diretamente: 
 
 
 
Leis Ponderais 
 
As Leis ponderais referem-se à quantidade dos 
participantes das reações e estabelecem relações que 
definem a estequiometria, sejam relações de massa, 
relações de mols, relações volumétricas. 
 
Lei de Lavoisier (Lei da conservação 
das massas) 
 
Antoine Laurent Lavoisier foi o primeiro cientista 
a dar conotação científica à Química. No final do século 
XVIII, ele fazia experiências nas quais se preocupava em 
medir a massa total de um sistema, antes e depois de 
ocorrer a transformação química. Exemplo: 
 
 
 
Através da análise dos dados obtidos em várias 
experiências, chegou à conclusão que: 
 
“Num sistema fechado, a massa total das 
substâncias, antes da transformação química, é igual à 
massa total após a transformação ou Na natureza nada 
se perde, nada se cria, tudo se transforma.” 
 
 
 
Lei de Proust (Lei das proporções 
fixas ou definidas) 
 
Proust se preocupava em analisar a composição 
das substâncias. Trabalhando com amostras de água de 
várias procedências (água de chuva, água de rio, água de 
lago, previamente purificadas), e decompostas por 
eletrólise, ele verificou que: 
 
 
 
Assim, Proust concluiu que: 
 
 “Independentemente da origem de uma determinada 
substância pura, ela é sempre formada pelos 
mesmos elementos químicos, combinados entre 
si na mesma proporção em massa.” 
 
Uma das conseqüências da lei de Proust é a 
composição centesimal das substâncias, que indica a 
porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui 
a substância. 
 
Exemplo: 
 
No caso da água, temos: 
90 g de água fornece 10 g de hidrogênio e 80 g de 
oxigênio. 
 
 
 
x = 11,11% de hidrogênio 
 
 
 
x = 88,88% de oxigênio 
 
Outra conseqüência da lei de Proust é o cálculo 
estequiométrico. 
 
Hidrogênio + oxigênio → água 
 10 g 80 g 90 g 
 30 g x 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
9 
MÓDULO 
10 
 
10 = 80 x = 240 g 
 30 X 
 
Para 10 g de hidrogênio precisamos de 80 g de 
oxigênio para reagir, em 30 g de hidrogênio precisamos de 
240 g de oxigênio. Logo, a proporção, em massa, com que 
o hidrogênio reage com o oxigênio é a mesma nas duas 
reações. 
 
Lei de Gay-Lussac (Lei volumétrica) 
 
“Os volumes de todas as substâncias gasosas 
envolvidas em um processo químico estão entre si em 
uma relação de números inteiros e simples, desde que 
medidos a mesma temperatura e pressão”. 
Exemplificando, temos: 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
1 L 3 L 2 L 1ª experiência 
2 L 6 L 4 L 2ª experiência 
 
Observe que a relação volumétrica é constante - 1: 3: 2. 
 
Equação de Clapeyron 
 
As leis de Boyle-Mariotte, Charles - Gay-Lussac e 
de Avogadro possibilitam a obtenção da equação de 
estado de um gás ou equação de Clapeyron que 
estabelece a relação da massa do gás com as variáveis do 
estado gasoso, sendo muito útil a procedimentos 
estequiométricos. Sua expressão matemática é dada por: 
 
P . V = n . R . T 
 
onde R é a constante universal dos gases, tendo como 
valores: 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K. A 
escolha da unidade da constante R depende da unidade 
de pressão utilizada. 
 
IMPORTANTE LEMBRAR. 
• A relação estabelecida por Avogadro: 1 mol = 
6,02.1023 partículas = Massa molar = 22,4 litros 
(gases na CNTP) 
• “1 mol de quaisquer gás, quando submetido às 
mesmas condições de temperatura e pressão, 
ocupa o volume constante de 22,4L (volume 
molar)” . 
• CNTP = condições normais de temperatura e 
pressão (0°C e 1atm). 
• Há alguns anos a IUPAC alterou o valor da 
pressão da CNTP. Os novos valores são: 0oC e 1 
bar (0,987 atm). Assim, o novo valor do volume 
molar é 22,7 L. 
 
Cálculos Estequiométricos 
 
É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou 
produtos das reações químicas em mols, em massa, em 
volume, número de átomos e moléculas, realizado como 
conseqüência da lei de Proust, executado, em geral, com 
auxílio das equações químicas correlatas. 
A palavra estequiometria é de origem grega e 
significa medida de uma substância. 
Na estequiometria, os cálculos serão 
estabelecidos em função da lei de Proust e Gay-Lussac, 
neste caso para reações envolvendo gases e desde que 
estejam todos nas mesmas condições de pressão e 
temperatura. 
Em seguida, devemos tomar os coeficientes da 
reação devidamente balanceados, e, a partir deles, 
estabelecer a proporção em mols dos elementos ou 
substâncias da reação. 
Como exemplo, podemos citar a reação de 
combustão do álcool etílico: 
 
C2H6O(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 
 
Balanceando a equação, ficamos com: 
 
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
 
 1 mol 3 mols 2 mols 3 mols 
 
Estabelecida a proporção em mols, podemos 
fazer inúmeros cálculos, envolvendo os reagentes e/ou 
produtos dessa reação, combinando as relações de várias 
maneiras: 
 
 
 1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
 
 
1 mol 
 
3 mols 2 mols 3 mols 
 
1 . 46 g 
 
3 . 32 g 2 . 44 g 3 . 18 g 
 
6,02 . 1023 
moléculas 
 
3 . 6,02 . 1023 
moléculas 
2 . 6,02 . 1023 
moléculas 
3 . 6,02 . 1023 
moléculas 
 
É líquido 
 
3 . 22,4 L 2 . 22,4 L É líquido 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
10 
MÓDULO 
10 
Para efetuarmos o cálculo estequiométrico, 
vamos obedecer à seguinte seqüência: 
 
➢ escrever a equação envolvida; 
➢ acertar os coeficientes da equação (ou 
equações); 
Observação: Uma equação química só estará 
corretamente escrita após o acerto dos coeficientes, 
sendo que, após o acerto, ela apresenta significado 
quantitativo. 
➢ relacionar os coeficientes com mols. Teremos 
assim uma proporção inicial em mols; 
➢ estabelecer entre o dado e a pergunta do 
problema uma regra de três. Esta regra de três 
deve obedecer aos coeficientes da equação 
química e poderá ser estabelecida, a partir da 
proporção em mols, em função da massa, em 
volume, número de moléculas, entre outros, 
conforme dados do problema. 
 
Exemplo 1: 
 
Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54 
g de cobre metálico (massas atômicas: O = 16; Cu = 63,5). 
Resolução: 
 
 
 
Neste exemplo, a regra de três obtida da equação foi 
montadaem massa (gramas), pois tanto o dado como a 
pergunta do problema estão expressos em massa. 
 
Exemplo 2: 
 
Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições 
normais de pressão e temperatura, por calcinação de 200 
g de carbonato de cálcio (massas atômicas: C = 12; O = 16; 
Ca = 40). 
 
Resolução: 
 
 
 
Agora a regra de três é, “de um lado”, em massa (porque 
o dado foi fornecido em massa) e, “do outro lado”, em 
volume (porque a pergunta foi feita em volume). Uma 
variação interessante desse problema seria o caso de o 
enunciado pedir o volume final do CO2 não nas condições 
normais de pressão e temperatura, mas sim em outras 
condições. Digamos, a 700 mmHg e 27 °C. Um dos 
caminhos possíveis seria efetuar a resolução, chegar aos 
44,8 L de CO2 (CNPT) e, em seguida, aplicar a equação 
geral dos gases: 
 
 
 
Outro caminho possível seria efetuar a regra de três 
anterior da seguinte maneira: 
 
 
 
E, em seguida, aplicar a equação de Clapeyron: 
 
 
 
Exemplo 3: 
 
Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para 
produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio? (Massas 
atômicas: Na = 23; Cl = 35,5) 
 
Resolução: 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
11 
MÓDULO 
10 
 
 
Exemplo 4: 
 
Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas 
pela queima completa de 4,8 g de carbono puro? (Massa 
atômica: C = 12) 
 
Resolução: 
 
 
 
Cálculos estequiométricos envolvendo 
reações sucessivas 
 
Consideremos, como exemplo, a fabricação 
industrial do ácido sulfúrico a partir do enxofre. Ela se 
processa por meio das três reações consecutivas dadas a 
seguir: 
 
 
 
Exemplo: 
 
Qual é a massa de H2SO4 produzida a partir de 8 toneladas 
de enxofre? 
 
Resolução: 
 
 
Nesse tipo de problema é indispensável que: 
 
• todas as equações estejam balanceadas 
individualmente; 
• as substâncias “intermediárias” (no caso SO2 e SO3) 
sejam canceladas; em certos problemas, isso obriga a 
“multiplicar” ou “dividir” uma ou outra equação por 
números convenientes, que levem ao cancelamento 
desejado. 
 
Daí para diante recaímos num cálculo 
estequiométrico comum, em que a regra de três é 
estabelecida em função da equação química que resulta 
da soma das equações intermediárias. 
 
Cálculos estequiométricos com 
percentual de pureza 
 
Em qualquer processo de químico a impureza 
deve ser desprezada, pois esta pode contaminar o 
processo ou formar produtos secundários os quais podem 
não ser de interesse para o procedimento químico. 
Dessa maneira, quando aparecer impurezas em 
qualquer reagente devemos extraí-la dos nossos cálculos 
e efetuar a estequiometria apenas com reagentes puros. 
Consideremos o caso do calcário, que é um 
mineral formado principalmente por CaCO3 (substância 
principal), porém acompanhado de várias outras 
substâncias (impurezas), supondo o seguinte exemplo 
numérico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
12 
MÓDULO 
10 
1o exemplo: 
 
Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de 
cálcio, sofre decomposição quando submetida a 
aquecimento, segundo a equação abaixo: 
 
 
 
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima 
de 800 g de calcita? 
 
Resolução: 
 
O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de 
CaCO3 . Temos então o seguinte cálculo de porcentagem: 
 
 
 
Note que é apenas essa massa (640 g de CaCO3 puro) que 
irá participar da reação. Assim , teremos o seguinte 
cálculo estequiométrico: 
 
 
 
2o exemplo: 
 
Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono, medidos nas 
condições normais, pela calcinação de um calcário de 90% 
de pureza (massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40). Qual 
é a massa de calcário necessária? 
 
Resolução: 
 
Esta questão é do “tipo inverso” da anterior. De fato, na 
anterior era dada a quantidade do reagente impuro e 
pedida a quantidade do produto obtido. Agora é dada a 
quantidade do produto que se deseja obter e pedida a 
quantidade do reagente impuro que será necessária. Pelo 
cálculo estequiométrico normal, teremos sempre 
quantidades de substâncias puras: 
 
 
A seguir, um cálculo de porcentagem nos dará a massa de 
calcário impuro que foi pedida no problema: 
 
 
 
Note que a massa obtida (892,85 g) é forçosamente maior 
que a massa de CaCO3 puro (803,57 g) obtida no cálculo 
estequiométrico. 
 
3o exemplo: 
 
O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição 
térmica do nitrato de amônio (NH4NO3). Se de 4,0 g do sal 
obtivermos 2,0 g do gás hilariante, qual será a pureza do 
sal? 
 
Resolução: 
 
Esta questão é diferente das anteriores, pois agora a 
pergunta é o valor da pureza do reagente. Pelo cálculo 
estequiométrico, temos: 
 
 
 
Veja que a resposta (3,636 g) se refere ao NH4NO3 puro, 
pois o cálculo baseado diretamente na equação se refere 
sempre às quantidades que efetivamente reagem. 
Podemos agora efetuar o seguinte cálculo de 
porcentagem: 
 
 
 
Cálculos estequiométricos com 
percentual de rendimento 
 
As reações químicas envolvem de forma direta 
ou indireta percentuais de rendimento. Por vezes 
esperasse pela teoria obter uma determinada quantidade 
de produtos, porém no processo experimental essa 
quantidade não é obtida. Esse fenômeno é bastante 
comum, já que na teoria não são previstas as perdas 
ocorridas em processos industriais. Dessa forma pode-se 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
13 
MÓDULO 
10 
dizer que quando obtemos valores práticos ou 
experimentais iguais aos teóricos a reação teve um 
rendimento igual a 100%, caso contrário, efetuamos uma 
regra de três para determinar o rendimento da reação de 
acordo com: 
 
Valor teórico-----------------100% 
Valor experimental---------- x (%) – rendimento da reação. 
 
1o exemplo: 
 
Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita 
(Fe2O3 ), considere a equação não-balanceada: 
 
 
 
(Massas atômicas: C = 12; O = 16; Fe = 56) 
 
Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um 
rendimento de 80% na reação, qual será a quantidade de 
ferro produzida? 
 
Resolução: 
 
Após o balanceamento da equação, efetuamos o cálculo 
estequiométrico da forma usual: 
 
 
 
A massa de ferro (3,36 toneladas) seria obtida se a reação 
tivesse aproveitamento ou rendimento total (100%). No 
entanto, no enunciado se diz que o rendimento é de 
apenas 80%. Devemos então efetuar o cálculo envolvendo 
o rendimento percentual dado: 
 
 
 
3o exemplo: 
 
Uma massa de 32,70 g de zinco metálico reage com uma 
solução concentrada de hidróxido de sódio, produzindo 
64,53 g de zincato de sódio (Na2ZnO2). Qual é o 
rendimento dessa reação? 
 
Resolução: 
 
Diferente dos anteriores, o problema pede agora o 
rendimento da reação. Façamos inicialmente um cálculo 
estequiométrico normal, sem pensar no rendimento: 
 
 
 
Passemos, agora, para o cálculo do rendimento 
porcentual: 
 
 
 
Cálculos estequiométricos com reagente 
em excesso 
 
De acordo com as Leis ponderais, existe uma 
relação fixa na qual os reagentes interagem (Lei de 
Proust), caso um dos participantes tenha um maior valor 
de massa ou de volume que a proporção estabelecida, a 
quantidade em excesso não reagirá. 
Sempre que o enunciado do problema trouxer 
dados sobre mais de um dos reagentes da reação, tome 
cuidado, podemos ter um caso de reagente em excesso. 
Denomina-se reagente limitante o reagente 
consumido totalmente em uma reação química. Após o 
consumo do reagente limitante não se pode formar mais 
produto na reação, ou seja, a reação termina. Denomina-
se reagente em excesso o reagente presente numa 
quantidade superior à necessária para reagir com a 
quantidade presente do reagente limitante. 
 
Exemplo 1: 
8 gramas de hidrogênio são colocados para reagir com 100 
gramas de oxigênio. Determine a massa de água obtida na 
reação. (H=1u, O=16u) 
 
 H2 + ½ O2 H2O 
1 mol 0,5 mol 1 mol 
2 g 16 g18 g 
4 g 32 g 36 g 
8 g 64 g 72 g 
 
Observe que 8 gramas de H2 reagem 
completamente com 64 gramas de oxigênio, formando 72 
gramas de água. Observamos então que o excesso é de 36 
gramas de oxigênio e que o hidrogênio é o reagente 
limitante do sistema. 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
14 
MÓDULO 
10 
Exemplo 2: 
 
Misturam-se 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido 
de sódio para que reajam segundo a equação: 
 
 
 
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32). 
Calcule: 
 
a) a massa de sulfato de sódio formada; 
b) a massa do reagente que sobra (em excesso) após a 
reação. 
 
Resolução: 
 
Vamos calcular inicialmente a massa de NaOH que reagiria 
com os 147 g de H2SO4 mencionados no enunciado do 
problema: 
 
 
 
Isso é impossível, pois o enunciado do problema informa 
que temos apenas 100 g de NaOH. Dizemos então que, 
neste problema, o H2SO4 é o reagente em excesso, pois 
seus 147 g “precisariam” de 120 g de NaOH para reagir 
completamente — mas nós só temos 100 g de NaOH. 
Vamos, agora, “inverter” o cálculo, isto é, determinar a 
massa de H2SO4 que reage com os 100 g de NaOH dados 
no enunciado do problema: 
 
 
 
Agora isso é possível, e significa que os 100 g de NaOH 
dados no problema reagem com 122,5 g de H2SO4 . Como 
temos 147 g de H2SO4 , sobrarão ainda 24,5 g de H2SO4 
(147 - 122,5 = 24,5), o que responde à pergunta (b) do 
problema. Ao contrário do H2SO4 que, neste problema, é 
o reagente em excesso, dizemos que o NaOH é o reagente 
em falta, ou melhor, o reagente limitante da reação, pois 
o NaOH será o primeiro reagente a acabar ou se esgotar, 
pondo assim um ponto final na reação e determinando as 
quantidades de produtos que poderão ser formados. De 
fato, podemos calcular: 
 
 
 
Isso responde à pergunta (a) do problema. Veja que o 
cálculo foi feito a partir dos 100 g de NaOH (reagente 
limitante), mas nunca poderia ter sido feito a partir dos 
147 g de H2SO4 (reagente em excesso), pois chegaríamos 
a um resultado falso — note que os 147 g de H2SO4 não 
podem reagir integralmente, por falta de NaOH. 
 
Resumo das regras para a realização dos 
cálculos estequiométricos 
 
1. Escreva corretamente a equação química mencionada 
no problema. 
 
2. As reações devem ser balanceadas corretamente, 
lembrando que os coeficientes indicam as proporções em 
mols dos reagentes e produtos. 
 
3. Caso o problema envolva pureza de reagentes, fazer a 
correção dos valores, trabalhando somente com a parte 
pura que efetivamente irá reagir. 
 
4. Caso o problema envolva reagentes em excesso - e isso 
percebemos quando são citados dados relativos a mais de 
um reagente - devemos verificar qual deles está correto. 
O outro, que está em excesso, deve ser descartado para 
efeito de cálculos. 
 
5. Relacione por meio de uma regra de três, os dados e a 
pergunta do problema, escrevendo corretamente as 
informações em massa, volume, mols, moléculas, átomos, 
etc. Lembre-se: 1mol= g =22,4L = 6,02 x 1023 
 
6. Se o problema citar o rendimento da reação, devemos 
proceder à correção dos valores obtidos. 
 
Quando são dadas as quantidades de dois 
reagentes é importante lembrar que as substâncias não 
reagem na proporção que queremos, mas na proporção 
que a equação nos obriga. 
Quando o problema dá as quantidades de dois 
participantes, provavelmente um deles está em excesso, 
pois em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um 
deles e a quantidade do outro seria calculada. Para fazer 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
15 
MÓDULO 
10 
o cálculo estequiométrico, baseamo-nos no reagente que 
não está em excesso (denominado reagente limitante). 
Nesse caso segue-se às etapas: 
 
1. Considere um dos reagentes o limitante e determine o 
quanto de produto seria formado. 
 
2. Repita o procedimento com o outro reagente. 
 
3. A menor quantidade de produto encontrada 
corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade 
de produto formada. 
 
Exercícios Propostos 
 
01 - (PUC Camp SP) 
O consumo excessivo de sal pode acarretar o aumento da 
pressão das artérias, também chamada de hipertensão. 
Para evitar esse problema, o Ministério da Saúde 
recomenda o consumo diário máximo de 5 g de sal (1,7 g 
de sódio). Uma pessoa que consome a quantidade de sal 
máxima recomendada está ingerindo um número de íons 
sódio igual a 
Dados: 
Massa molar do Na = 23,0 g/mol. 
Constante de Avogadro: 6,0 1023 mol–1. 
 
a) 1,0 1021 
b) 2,4 1021 
c) 3,8 1022 
d) 4,4 1022 
e) 6,0 1023 
 
02 - (ACAFE SC) 
Utilizando-se de técnicas apropriadas foi isolada uma 
amostra do isômero óptico levogiro chamado levamisol. 
Nessa amostra contém 2,94 1019 átomos de nitrogênio. 
Dados: C: 12 g/mol, H: 1 g/mol; N: 14 g/mol; S: 32 g/mol. 
Número de Avogadro: 6  1023 entidades. Fórmula 
molecular do levamisol: C11H12N2S. 
 
A massa dessa amostra é aproximadamente: 
 
a) 30 mg 
b) 5 mg 
c) 50 mg 
d) 27,5 mg 
 
03 - (UFAM) 
Aproximações estatísticas apontam que sempre que um 
copo de vidro é levado à boca, a língua humana consegue 
retirar oito unidades básicas de silício. Considerando que 
esta unidade básica seja o SiO2 e que por dia uma pessoa 
leve à boca um mesmo copo de vidro 100 vezes, calcule o 
tempo aproximado necessário para que todo o copo seja 
“desmontado”. Considere que o copo seja formado 
apenas por SiO2 e sua massa seja de 180 g. 
 
(Si=28 g/mol; O=16 g/mol) 
 
a) 6,02 x 1023 dias 
b) 7,52 x 1020 dias 
c) 2,25 x 1023 dias 
d) 7,52 x 1021 dias 
e) 2,25 x 1021 dias 
 
04 - (Univag MT) 
Considere a massa de um átomo do elemento A igual a 
1,09 10–22 g e a constante de Avogadro = 6 1023 
átomos/mol. 
 
A massa molar do elemento A é 
 
a) 60,9 g/mol. 
b) 65,4 g/mol. 
c) 6,54 g/mol. 
d) 55,0 g/mol. 
e) 6,09 g/mol. 
 
05 - (FCM MG) 
Esta figura ilustra o espectro de massa do gás cloro (Cl2), 
representando somente os íons moleculares iniciais. 
 
 
(I.S.BUTLER e A.E.GROSSER. Problemas de química. Editora Reverté, 
S.A. Barcelona. Adaptado) 
 
Analisando o espectro, são apresentadas quatro 
conclusões: 
 
I. Existem dois isótopos do cloro. 
II. Existem duas moléculas de cloro. 
III. Existem três isótopos do cloro. 
IV. Existem três moléculas de cloro. 
 
Estão CORRETAS apenas as conclusões 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
16 
MÓDULO 
10 
a) IV e III. 
b) III e II. 
c) II e I. 
d) I e IV. 
 
06 - (IFMT) 
O primeiro transplante cardíaco (TC) completou 50 anos 
em 3 de dezembro de 2017. Ele foi realizado por Christian 
Barnard, na África do Sul. Seis meses depois, Euryclides 
Zerbini realizou o primeiro TC no Brasil. Apesar de uma 
euforia inicial, os resultados foram insatisfatórios, com 
elevada mortalidade. No final dos anos 1970, com o 
surgimento da ciclosporina, medicamento que 
possibilitava um melhor controle da rejeição, ocorreu um 
grande desenvolvimento na realização dos transplantes 
em geral, inclusive do TC. 
Mangini, S. et al. Transplante cardíaco: revisão. Einstein, v.13, n.2, p. 
310-8, 2015. 
 
A fórmula molecular da ciclosporina é C62H111N11O12. 
Pode-se afirmar que a massa molecular da ciclosporina é: 
Dado: C: 12u; H: 1u; N: 14u; O: 16u 
 
a) 1.201 gramas/mol. 
b) 1.201 u. 
c) 196 u. 
d) 43 gramas/mol. 
e) 43 mol. 
 
07 - (UFRGS RS) 
O elemento bromo apresenta massa atômica 79,9. 
Supondo que os isótopos 79Br e 81Br tenham massas 
atômicas, em unidades de massa atômica, exatamente 
iguais aos seus respectivos números de massa, qual será a 
abundância relativa de cada um dos isótopos? 
 
a) 75% 79Br e 25% 81Br. 
b) 55% 79Br e 45% 81Br. 
c) 50% 79Br e 50% 81Br. 
d) 45% 79Br e 55% 81Br. 
e) 25% 79Br e 75% 81Br. 
 
08 - (FCM PB) 
O carbonato de sódio, também designado por soda 
calcinada ou soda sal, é um sal branco e translúcido que 
endurece e se agrega quando exposto ao ar devido à 
formação de hidratados. É produzido sinteticamenteem 
larga escala a partir de sal de cozinha pelo Processo Solvay 
ou extraído de minérios de trona. É usado principalmente 
na produção de vidro, em sínteses químicas e em sabões 
e detergentes e como alcalinizante no tratamento de 
água. É um sal hidratado, o que significa que sua fórmula 
pode ser escrita como Na2CO3.xH2O. Quando uma 
amostra de 5,72 g deste sal é aquecida, a 125 ºC, toda a 
água de cristalização se perde, deixando um resíduo de 
2,12 g de Na2CO3. O grau de hidratação do carbonato de 
sódio (em termos de número de mols de moléculas de 
água) é: 
 
a) 11 
b) 12 
c) 9 
d) 8 
e) 10 
 
09 - (UERJ) 
Em seu ciclo, um átomo de carbono pode ser incorporado 
a diferentes compostos por meio de processos contínuos 
de decomposição e formação de novas moléculas. Os 
átomos de carbono deste caderno de prova, por exemplo, 
serão degradados ao longo do tempo e, posteriormente, 
incorporados a outros seres vivos. 
 
Considere que, ao se degradarem, os átomos de carbono 
deste caderno se distribuam igualmente entre os 7,5 
bilhões de habitantes do planeta. 
 
Sabendo que o caderno possui 90 g de massa, com 45% 
de carbono em sua composição, o número de átomos que 
será incorporado em cada habitante é igual a: 
 
a) 2,7 x 1014 
b) 6,0 x 1014 
c) 2,0 x 1024 
d) 6,7 x 1024 
 
10 - (UEL PR) 
Os cosméticos, como batons e rímeis, buscam realçar o 
encanto da beleza. Porém, o uso desses produtos pode, 
também, causar desencantamento em função dos 
constituintes químicos tóxicos que possuem. Em batons, 
pode haver presença de cádmio, chumbo, arsênio e 
alumínio. A FDA (Food and Drug Administration) e a 
ANVISA (Agência Nacional de Vigilância Sanitária) 
preconizam limites máximos de metais apenas para 
corantes orgânicos artificiais utilizados como matéria-
prima na fabricação de cosméticos. 
Considerando que um determinado batom possua 
concentração de chumbo igual a 1,0 mg kg–1 e que a 
estimativa máxima de utilização deste cosmético ao longo 
do dia seja de 100 mg, assinale a alternativa que 
representa, correta e aproximadamente, o número de 
átomos de chumbo em contato com os lábios ao longo de 
um dia. 
Dados: 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
17 
MÓDULO 
10 
Massa molar de chumbo = 207 g mol–1 
Constante de Avogadro = 6,0 x 1023 mol–1 
 
a) 1,2 x 108 
b) 2,9 x 1014 
c) 4,5 x 1030 
d) 5,1 x 1025 
e) 6,8 x 104 
 
11 - (IFMT) 
O baiacu ou peixe-bola ou fugu, apesar de ser apreciado 
como uma iguaria no Japão, é um peixe venenoso e só 
deve ser preparado por cozinheiros habilitados. Suas 
aproximadamente 150 espécies, incluindo espécies 
fluviais, são encontradas em regiões tropicais e 
subtropicais. Esse peixe tem como característica inflar o 
corpo ao ser ameaçado. Observe o infográfico sobre o 
baiacu, a seguir, com informações a respeito do seu 
veneno. 
 
 
(Fonte: http://s0.ejesa.ig.com.br/infograficos/14/10/24-veneno-
baiacu.jpg). 
 
A fórmula da substância tóxica do baiacu, tetrodotoxina 
(TDX), é C11H17N3O8. Considerando a dose letal via oral 
para o ser humano igual a 0,3 miligramas/ kg, pode-se 
afirmar que, para uma pessoa de 106,4 kg, a dose letal, 
em quantidade de matéria, é de aproximadamente: 
Dado: C: 12u; H: 17u; N:14u; O:16u 
 
a) 1 mol de TDX 
b) 0,1 mol de TDX 
c) 0,01 mol de TDX 
d) 0,001 mol de TDX 
e) 0,0001 mol de TDX 
 
12 - (UniRV GO) 
A teoria atômico-molecular pode ser descrita como a 
parte da química que relaciona as quantidades da matéria 
com sua massa ou volume. Usando esta teoria e 
admitindo que as reações tenham um rendimento de 
100%, analise as alternativas e assinale V (verdadeiro) ou 
F (falso). (dado: número de Avogadro = 6,0  1023 
unidades). 
 
a) A transformação térmica de 1,0 g de NH4OCN 
gera 1,0 g de (NH2)2CO. 
b) O número de átomos de hidrogênio em 1,0 g de 
metano é igual a 1,5 1023 atomos. 
c) O alumínio com densidade de 2,7 g.cm–3 
apresenta 1,0 mol em 1,0 cm3. 
d) O volume de 15 mL de uma solução de ácido 
clorítrico a 0,1 mol.L–1 possui 9 1020 mols de moléculas 
do ácido. 
 
13 - (UFU MG) 
A vitamina E tem sido relacionada à prevenção ao câncer 
de próstata, além de atuar como antioxidante para 
prevenir o envelhecimento precoce. A dose diária 
recomendada para uma pessoa acima de 19 anos é de 
15mg. 
 
Considerando-se que, em alguns suplementos 
alimentares, existam 0,105 1020 moléculas da vitamina 
E, por comprimido, fórmula molecular C29H50O2, e que o 
número de Avogadro é 6 1023 mol–1, o número de 
comprimidos que deve ser consumido em um mês (30 
dias) para manter a dose recomendada diária é cerca de 
 
a) 30 comprimidos. 
b) 45 comprimidos. 
c) 60 comprimidos. 
d) 15 coprimidos. 
 
14 - (PUC Camp SP) 
Uma caixinha de metal para rapé contém 24 g de prata, 
Ag. Para fazê-la em ouro, Au, com a mesma quantidade de 
átomos contidos na caixinha de prata, é necessária uma 
massa de ouro, em gramas, de, aproximadamente, 
 
Dados: 
Massas molares (g/mol) 
Ag = 108 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
18 
MÓDULO 
10 
Au = 197 
Constante de Avogadro: 6,0  1023/mol 
 
a) 98. 
b) 43. 
c) 68. 
d) 32. 
e) 305. 
 
15 - (UFAL) 
A água é uma substância composta por átomos de 
hidrogênio e oxigênio e sua ingestão é muito importante 
para a conservação da saúde. Considerando a densidade 
da água igual a 1,0 g.mL–1, qual é o número de moléculas 
de água contida em um jarra com 1,8 L? 
Dados: H = 1 g.mol–1; O = 16 g.mol–1 
 
Constante de Avogadro = 6,0 1023 moléculas.mol–1 
 
a) 6,0 1025 
b) 6,0 1024 
c) 6,0 1023 
d) 6,0 1022 
e) 6,0 1021 
 
16 - (FAMERP SP) 
Em janeiro de 2018 foi encontrado em uma mina na África 
o quinto maior diamante (uma variedade alotrópica do 
carbono) do mundo, pesando 900 quilates. Considerando 
que um quilate equivale a uma massa de 200 mg, a 
quantidade, em mol, de átomos de carbono existente 
nesse diamante é igual a 
 
a) 1,5 101. 
b) 3,0 101. 
c) 4,5 101. 
d) 1,5 104. 
e) 3,0 104. 
 
17 - (UERJ) 
Considere as informações a seguir sobre a 
perfluorodecalina, substância utilizada no preparo de 
sangue artificial. 
 
Fórmula mínima: C5F9. 
Massa molar: 462 g/mol. 
 
Sua fórmula molecular é representada por: 
 
a) C25F45 
b) C20F36 
c) C15F27 
d) C10F18 
 
18 - (FPS PE) 
A fosfoetanolamina é um composto químico orgânico 
presente naturalmente no organismo de diversos 
mamíferos. No Brasil, uma versão artificial da 
fosfoetanolamina começou a ser sintetizada. Após relatos 
de que essa fosfoetanolamina teria propriedades 
medicinais capazes de combater alguns tipos de tumores, 
pacientes acometidos pelo câncer obtiveram liminares na 
justiça para conseguir acesso às cápsulas desta 
substância, produzidas na Universidade de São Paulo. 
Calcule a fórmula molecular mínima da fosfoetanolamina, 
sabendo que ela possui 17,01% de Carbono, 5,67% de 
Hidrogênio, 9,92 % de Nitrogênio, 45,40% de Oxigênio e 
22,00% de Fósforo (Dados de massas atômicas: Carbono = 
12 g.mol–1, Hidrogênio: 1 g.mol–1, Nitrogênio: 14 g.mol–1, 
Oxigênio: 16 g.mol–1 e Fósforo: 31 g.mol–1. 
 
a) C3H9N2O4P 
b) C1,5H4N1,5O2P1,5 
c) C4H16N2O8P2 
d) C6H18N4O8P2 
e) C2H8NO4P 
 
19 - (UFPR) 
Em momentos de estresse, as glândulas suprarrenais 
secretam o hormônio adrenalina, que, a partir da 
aceleração dos batimentos cardíacos, do aumento da 
pressão arterial e da contração ou relaxamento de 
músculos, prepara o organismo para a fuga ou para a 
defesa. 
Dados – M (g mol–1): H = 1; C = 12; N = 14; O = 16. 
 
HO
HO
H
N
CH3
OH
Adrenalina
 
 
 
 
Qual é o valor da massa molar (em g mol–1) desse 
composto? 
 
a) 169. 
b) 174. 
c) 177. 
d) 183. 
e) 187. 
 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
19 
MÓDULO 
10 
20 - (UEG GO) 
O composto conhecido como glicol possui uma 
composição centesimal de 39% de carbono, 51% de 
oxigênio e 10% de hidrogênio. Dentre as opções a seguir, 
identifique aquela que pode ser considerada a fórmula 
mínima do glicol. 
Dados: MM(H) = 1 g.mol–1, MM(C) = 12 g.mol–1 e MM(O) 
= 16 g.mol–1a) CH4O 
b) CH6O2 
c) CH3O 
d) C2H4O3 
e) C3H5O2 
 
21 - (UEG GO) 
Determinado óxido de urânio é a base para geração de 
energia através de reatores nucleares e sua amostra pura 
é composta por 24,64 g de Urânio e 3,36 g de Oxigênio. 
Considerando-se essas informações, a fórmula mínima 
desse composto deve ser 
Dado: 
MA(O) = 16 g/mol 
MA(U) = 238 g/mol 
 
a) UO 
b) UO2 
c) U2O3 
d) U2O 
e) U2O5 
 
22 - (UECE) 
São conhecidos alguns milhares de hidrocarbonetos. As 
diferentes características físicas são uma consequência 
das diferentes composições moleculares. São de grande 
importância econômica, porque constituem a maioria dos 
combustíveis minerais e biocombustíveis. A análise de 
uma amostra cuidadosamente purificada de determinado 
hidrocarboneto mostra que ele contém 88,9% em peso de 
carbono e 11,1% em peso de hidrogênio. Sua fórmula 
mínima é 
 
a) C3H4. 
b) C2H5. 
c) C2H3. 
d) C3H7. 
 
23 - (FMJ SP) 
Dioxinas são substâncias altamente tóxicas formadas 
como subprodutos em diversos processos industriais. 
Quando um mol de uma determinada dioxina, constituída 
apenas por carbono, oxigênio e hidrogênio, é queimado 
com excesso de oxigênio, formam-se 2 mol de água e 4 
mol de CO2. Nessa dioxina, a massa de oxigênio 
corresponde a oito vezes a massa de hidrogênio na 
molécula. Sua fórmula mínima é 
 
a) CHO. 
b) CHO2. 
c) CHO4. 
d) C2HO. 
e) C2H2O. 
 
24 - (UFTM MG) 
O ácido araquidônico é uma substância que contém 
apenas carbono, oxigênio e hidrogênio. Está presente no 
fígado, cérebro e várias glândulas do corpo humano, 
tendo função essencial para a produção de hormônios e 
membranas celulares. 
A combustão completa de 1 mol do ácido araquidônico 
produz 880 g de CO2 e 16 mol de H2O. 
Sabendo-se que o percentual em massa de hidrogênio 
nesse ácido é igual ao de oxigênio, a fórmula mínima do 
ácido araquidônico é 
 
a) C2H16O. 
b) C4H8O. 
c) C4H16O. 
d) C10H8O. 
e) C10H16O. 
 
25 - (UEG GO) 
A tabela abaixo mostra os porcentuais em massa, obtidos 
da análise elementar do ácido ascórbico. 
 
 
 
Dado: MM (ácido ascórbico) = 176,12 gmol-1 
Logo, a fórmula mínima desse composto é 
 
a) CHO 
b) C2H2O2 
c) C3H4O3 
d) C6H8O6 
 
26 - (PUC Camp SP) 
Vários minerais cristalinos são chamados popularmente 
de pedras preciosas. Um deles é a pedra esmeralda, cuja 
composição química é Al2Be3[Si6O18]. A porcentagem total 
em massa de berílio e alumínio nesse mineral é de, 
aproximadamente, 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
20 
MÓDULO 
10 
Dados: 
Massas molares (g/mol) 
Be = 9,0 
Al = 27,0 
Si = 28 
O = 16 
 
a) 15%. 
b) 28%. 
c) 32%. 
d) 40%. 
e) 53%. 
 
27 - (UFGD MS) 
O primeiro caso comprovado de doping no futebol 
brasileiro foi no início da década de 1970. Cosme da Silva 
Campos, jogador do Atlético Mineiro, foi flagrado no 
exame antidoping no dia 18 de novembro de 1973, em 
uma partida contra o Vasco. O resultado deu positivo para 
efedrina. Essa mesma substância foi a responsável por um 
dos maiores escândalos das Copas do Mundo, quando, em 
1994, o ídolo argentino Diego Maradona foi excluído do 
torneio. A efedrina é uma amina simpaticomimética 
similar aos derivados sintéticos da anfetamina, muito 
utilizada em medicamentos para emagrecer, pois ela 
acelera o metabolismo. 
 
Dados massa molar: 
H = 1,008 g/mol 
C = 12,01 g/mol 
N = 14,01 g/mol 
O = 16,00 g/mol 
 
 
 
Observando a estrutura da efedrina, assinale a alternativa 
que representa corretamente a fórmula percentual de 
seus elementos constituintes. 
 
a) C = 74,97%; H = 6,29%; N = 8,75% e O = 9,99% 
b) C = 73,59%; H = 8,03%; N = 8,58% e O = 9,80% 
c) C = 75,94%; H = 5,13%; N = 8,91% e O = 10,02% 
d) C = 10,10%; H = 8,92%; N = 5,16% e O = 75,82% 
e) C = 72,69%; H = 9,15%; N = 8,48% e O = 9,68% 
 
 
 
28 - (Mackenzie SP) 
O ácido acetilsalicílico é um medicamento muito comum 
e muito utilizado em todo o mundo possuindo massa 
molar de 180 g mol–1. Sabendo que a sua composição 
centesimal é igual a 60% de carbono, 35,55% de oxigênio 
e 4,45% de hidrogênio, é correto afirmar que a sua 
fórmula molecular é 
Dados: massas molares (g mol–1): H = 1, C = 12 e O = 16. 
 
a) C9H8O4 
b) C6H5O4 
c) C6H4O3 
d) C5H4O2 
e) C4H2O 
 
29 - (Univag MT) 
No início dos anos 80, cerâmicas de hidroxiapatita, 
Ca10(PO4)6(OH)2, foram consideradas os materiais por 
excelência para a remodelação e reconstrução de defeitos 
ósseos. 
 
O teor de fósforo, em massa, na hidroxiapatita é próximo 
de 
 
a) 37,2%. 
b) 18,5%. 
c) 20,2%. 
d) 6,05%. 
e) 31,0%. 
 
30 - (Univag MT) 
Após a dissolução de um antiácido em água, uma das 
reações que ocorrem é representada pela equação: 
 
3NaHCO3 (aq) + C6H8O7 (aq) → 
→ 3CO2 (g) + 3H2O (l) + Na3C6H5O7 (aq) 
 
Considere que esse antiácido contém 2,30 g de 
bicarbonato de sódio e 2,20 g de ácido cítrico. O reagente 
em excesso e a quantidade aproximada de massa de gás 
carbônico formados nessa reação são 
 
a) bicarbonato de sódio e 0,4 g. 
b) ácido cítrico e 0,5 g. 
c) citrato de sódio e 1,2 g. 
d) ácido cítrico e 1,2 g. 
e) bicarbonato de sódio e 1,5 g. 
 
31 - (UFT TO) 
Quando zinco (Zn) metálico é colocado em contato com 
ácido clorídrico (HCl) ocorre uma reação de oxirredução 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
21 
MÓDULO 
10 
com liberação de gás hidrogênio (H2) conforme 
representado pela reação a seguir: 
 
Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Se 10,00 g de Zn foram misturados com 8,00 g de ácido 
clorídrico, quantos mols de H2 foram liberados 
aproximadamente: 
 
a) 0,152 mols 
b) 0, 219 mols 
c) 0,109 mols 
d) 0,304 mols 
 
32 - (EsPCEX) 
“As reações químicas ocorrem sempre em uma proporção 
constante, que corresponde ao número de mol indicado 
pelos coeficientes da equação química. Se uma das 
substâncias que participa da reação estiver em 
quantidade maior que a proporção correta, ela não será 
consumida totalmente. Essa quantidade de substância 
que não reage é chamada excesso (...). 
O reagente que é consumido totalmente, e por esse 
motivo determina o fim da reação, é chamado de 
reagente limitante.” 
USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. 
Química, Vol. 1: Química Geral. 14ª ed. Reform - São Paulo: Ed. Saraiva, 
2009, pág. 517. 
 
Um analista precisava neutralizar uma certa quantidade 
de ácido sulfúrico (H2SO4) de seu laboratório e tinha 
hidróxido de sódio (NaOH) à disposição para essa 
neutralização. Ele realizou a mistura de 245 g de ácido 
sulfúrico com 100 g de hidróxido de sódio e verificou que 
a massa de um dos reagentes não foi completamente 
consumida nessa reação. Sabendo-se que o reagente 
limitante foi completamente consumido, a massa do 
reagente que sobrou como excesso após a reação de 
neutralização foi de 
Dado: massa atômica do H = 1 u; O = 16 u; Na = 23 u; Cl = 
35,5 u 
 
a) 52,4 g. 
b) 230,2 g. 
c) 384,7 g. 
d) 122,5 g. 
e) 77,3 g. 
 
33 - (UFRR) 
O produto vendido comercialmente como água sanitária, 
muito utilizado devido as suas propriedades bactericida e 
alvejante, é uma solução de 2 – 2,5 % de hipoclorito de 
sódio. Este pode ser produzido fazendo-se reagir gás cloro 
com hidróxido de sódio: 
 
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O. 
 
Ao misturar 150 kg de cloro com 160 kg de hidróxido de 
sódio, a massa de hipoclorito de sódio obtida após a 
reação será de 
 
a) 157 kg; 
b) 149 kg; 
c) 75 kg; 
d) 79 kg; 
e) 153 kg. 
 
34 - (UFRGS RS) 
A hidrazina (N2H4) é usada como combustível para 
foguetes e pode ser obtida a partir da reação entre 
cloramina e amônia, apresentada abaixo. 
 
NH2Cl + NH3 → N2H4 + HCl 
 
Assinale a alternativa que apresenta a massa de hidrazina 
que pode ser obtida pela reação de 10,0 g de cloramina 
com 10,0 g de amônia. 
 
a) 5,00 g. 
b) 6,21 g. 
c) 10,00 g. 
d) 20,00 g. 
e) 32,08 g. 
 
35 - (PUC SP) 
Em uma reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, 
foram misturados 122,5g de ácido sulfúrico e 130g de 
NaOH. Segue a equação não balanceada: 
 
H2SO4(aq) + NaOH(aq) → Na2SO4(s) + H2O(l) 
 
Qual o reagente limitantee a massa de NaOH consumida, 
respectivamente? 
 
a) NaOH e 50g 
b) NaOH e 100g 
c) H2SO4 e 50g 
d) H2SO4 e 100g 
 
36 - (PUC RJ) 
O sulfeto de ferro pode ser usado como matéria prima 
para produção de ácido sulfúrico como indicado na 
reação. 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
22 
MÓDULO 
10 
4 FeS + 9 O2 + 4 H2O → 2 Fe2O3 + 4 H2SO4 
 
Numa reação completa e com FeS como reagente 
limitante, a massa desse sulfeto metálico que mais se 
aproxima da necessária para produzir 10 mol de H2SO4 é: 
 
a) 350 g 
b) 720 g 
c) 880 g 
d) 1260 g 
e) 1440 g 
 
37 - (UEM PR) 
A dissolução de um medicamento antiácido que contém 
1,92 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e 1,92 g de ácido 
cítrico (C6H8O7) provoca efervescência, conforme a 
seguinte reação: 
 
3NaHCO3 + C6H8O7 → 3CO2 + 3H2O + Na3C6H5O7 
 
Sobre esse processo, é correto afirmar que 
 
01. o bicarbonato de sódio é o reagente limitante da 
reação. 
02. será formado 0,03 mol de CO2. 
04. cerca de 0,46 g de ácido cítrico não reagirá. 
08. a efervescência ocorre devido à visualização da 
formação de água na reação. 
16. será formado 0,01 mol de citrato de sódio. 
 
38 - (PUC RS) 
O dióxido de enxofre (SO2), produto da combustão do 
carvão em centrais termoelétricas, é o mais importante 
precursor da chuva ácida, ocasionando impacto nas 
florestas, pastos, lavouras, ambientes aquáticos e 
afetando o solo. Uma tecnologia de dessulfurização de gás 
de chaminé, para limitar a emissão de SO2, utiliza o CaCO3 
como adsorvente deste gás e gera o gesso (sulfato de 
cálcio). Segundo dados do IPCC-2006 (Intergovernmental 
Panel on Climate Change), no mundo, aproximadamente 
1012 g de SO2 deixam de ser emitidos por ano devido à 
utilização de tecnologias de dessulfurização dos gases de 
exaustão após combustão do carvão. 
Considerando que toda tecnologia de dessulfurização 
empregue carbonato de cálcio, a massa de gesso 
produzida em um ano, a partir do consumo de 1012 g de 
SO2, com rendimento de 100%, de acordo com a equação 
química a seguir, é de aproximadamente 
 
2 CaCO3(s) + 2 SO2(g) + O2(g) → 2 CaSO4(g) + 2 CO2(g) 
 
a) 4,7 1011 g 
b) 2,1 1012 g 
c) 1,8 10–12 g 
d) 1,4 1012 g 
 
39 - (IFMT) 
O fermento químico é um ingrediente muito utilizado na 
cozinha para fazer crescer as massas, sendo a principal a 
de farinha de trigo. O crescimento ocorre devido à 
formação de gás carbônico dentro da massa, quando o 
fermento é adicionado a ela. Graças a ele, podemos 
provar alimentos macios e de digestão fácil. 
Observe a reação entre as substâncias que compõem um 
determinado fermento químico, quando o mesmo é 
adicionado à massa de um alimento que está sendo 
produzido: 
 
8NaHCO3 + 3Ca(H2PO4)2 → Ca3(PO4)2 + 4Na2HPO4 + 
8CO2 + 8H2O 
 
Considerando a reação dada, qual é a massa, em gramas, 
de CO2 produzido quando 60 gramas de NaHCO3 reagem 
totalmente com Ca(H2PO4)2? 
Dados: NaHCO3: 84 g/mol; CO2: 44 g/mol 
 
a) 21,12 g 
b) 67,2 g 
c) 31,43 g 
d) 88 g 
e) 44 g 
 
40 - (UNICAMP SP) 
Dois estudantes, de massa corporal em torno de 75 kg, da 
Universidade de Northumbria, no Reino Unido, quase 
morreram ao participar de um experimento científico no 
qual seriam submetidos a determinada dose de cafeína e 
a um teste físico posterior. Por um erro técnico, ambos 
receberam uma dose de cafeína 100 vezes maior que a 
dose planejada. A dose planejada era de 0,3 g de cafeína, 
equivalente a três xícaras de café. Sabe-se que a União 
Europeia, onde o teste ocorreu, classifica a toxicidade de 
uma dada substância conforme tabela a seguir. 
 
 
 
Considerando que a DL50 – dose necessária de uma dada 
substância para matar 50% de uma população – da cafeína 
é de 192 mg/kg, no teste realizado a dose aplicada foi 
cerca de 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
23 
MÓDULO 
10 
a) 100 vezes maior que a DL50 da cafeína, substância 
que deve ser classificada como nociva. 
b) duas vezes maior que a DL50 da cafeína, 
substância que deve ser classificada como tóxica. 
c) 100 vezes maior que a DL50 da cafeína, substância 
que deve ser classificada como tóxica. 
d) duas vezes maior que a DL50 da cafeína, 
substância que deve ser classificada como nociva. 
 
41 - (UECE) 
O sulfato de cobre II penta-hidratado, utilizado como 
fungicida no controle da praga da ferrugem, quando 
submetido a uma temperatura superior a 100 ºC, muda de 
cor e perde água de hidratação. Ao aquecermos 49,90 g 
desse material a uma temperatura de 110 ºC, a massa 
resultante de sulfato de cobre desidratado, em relação à 
massa inicial, corresponde a 
 
a) 20%. 
b) 25%. 
c) 22%. 
d) 18%. 
 
42 - (UECE) 
A Agência Nacional de Vigilância Sanitária — ANVISA — 
recomenda a ingestão diária de, no máximo, 3 mg do íon 
fluoreto, para prevenir cáries. Doses mais elevadas podem 
acarretar enfraquecimento dos ossos, comprometimento 
dos rins, danos nos cromossomos, dentre outros males. 
Para atender à recomendação da ANVISA, o composto 
utilizado para introduzir o flúor é o fluoreto de sódio, cuja 
massa é 
 
a) 5,82 mg. 
b) 4,63 mg. 
c) 6,63 mg. 
d) 3,42 mg. 
 
43 - (UCS RS) 
O princípio ativo da aspirina é o ácido acetilsalicílico (AAS) 
que tem ação anti-inflamatória e antitérmica e ainda inibe 
a formação excessiva de substâncias mensageiras da dor. 
Em laboratório, o AAS pode ser sintetizado a partir da 
reação entre o ácido salicílico e o anidrido acético em 
meio ácido. A equação química que descreve esse 
processo encontra-se representada abaixo. 
 
 
 
 
Suponha que um técnico em Química queira produzir 90 g 
de AAS, utilizando a reação descrita acima. Nessas 
condições, e admitindo um rendimento de 100%, a 
quantidade necessária de ácido salicílico será de 
 
a) 69 g. 
b) 76 g. 
c) 84 g. 
d) 91 g. 
e) 107 g. 
 
44 - (UNESP SP) 
Bicarbonato de sódio sólido aquecido se decompõe, 
produzindo carbonato de sódio sólido, além de água e 
dióxido de carbono gasosos. O gráfico mostra os 
resultados de um experimento em que foram 
determinadas as massas de carbonato de sódio obtidas 
pela decomposição de diferentes massas de bicarbonato 
de sódio. 
 
 
 
Os dados do gráfico permitem concluir que as massas de 
carbonato de sódio e bicarbonato de sódio nessa reação 
estão relacionadas pela equação 
332 NaHCOCONa
mk m = , e 
que o valor aproximado de k é 
 
a) 0,3. 
b) 1,0. 
c) 0,2. 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
24 
MÓDULO 
10 
d) 0,7. 
e) 1,2. 
 
45 - (UNITAU SP) 
No Brasil, em 2016, foram consumidos, 
aproximadamente, 369 cigarros per capita, segundo 
informações publicadas pelo Instituto Nacional do Câncer 
(INCA). Assumindo que uma árvore adulta consiga 
absorver 140 kg de CO2 por ano, e que cada cigarro 
contenha 0,35 g do elemento químico carbono, quantas 
árvores seriam necessárias, aproximadamente, para 
absorver todo o CO2 gerado pela queima de todos os 
cigarros consumidos no Brasil em 2016? Assuma que, na 
combustão do carbono presente no cigarro, a conversão 
em CO2 seja igual a 100%. 
(Dados: população brasileira igual a 207 milhões de 
habitantes) 
 
a) 100.000 
b) 300.000 
c) 500.000 
d) 700.000 
e) 900.000 
 
46 - (FMABC SP) 
Ácido ascórbico, mais conhecido como vitamina C, é um 
antioxidante. Para dosar essa substância, pode-se realizar 
uma titulação baseada na seguinte reação: 
 
C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2HI 
 
Uma solução foi preparada dissolvendo-se um 
comprimido efervescente contendo 500 mg de ácido 
ascórbico em 200 mL de água. Na análise de 20,0 mL dessa 
solução, espera-se consumir uma massa de iodo de, 
aproximadamente, 
 
a) 7,2 10–2 g 
b) 1,2 10–3 g 
c) 1,2 10–1 g 
d) 7,2 10–1 g 
e) 1,2 10–2 g 
 
47 - (FAMERP SP) 
Analise a tabela, que mostra a composição de alguns 
minerais de ferro. 
 
 
Os minerais que apresentam maior e menor porcentagem 
em massa de ferro são, respectivamente, 
 
a) hematita e pirita. 
b) goethita e hematita. 
c) hematita e siderita. 
d) goethita e pirita. 
e) pirita e siderita. 
 
48 - (Fac. Direitode São Bernardo do Campo SP) 
Observe a reação, não balanceada, que representa uma 
das maneiras de produção do gás cloro. 
 
MnO2(s) + HCl(aq) → MnCl2(aq) + H2O(l) + Cl2(g) 
 
Para produção de 3 mols de Cl2 quantos gramas de HCl são 
necessários? 
 
a) 219 g 
b) 438 g 
c) 109,5 g 
d) 213 g 
 
49 - (Unievangélica GO) 
Pode-se obter o metal cobre usado como fiação elétrica, 
a partir da ustulação do minério calcosita, Cu2S, que é o 
aquecimento do minério na presença do oxigênio, 
conforme equação representativa a seguir. 
 
Cu2S(s) + O2(g) ⎯→⎯ 2 Cu(l) + SO2(g) 
 
As massas molares dos elementos Cu e S são, 
respectivamente, iguais a 63,5 g/mol e 32g/mol. 
CANTO, E. L. Minerais, minérios, metais: de onde vêm?, para onde vão? 
São Paulo: Moderna, 1996 (adaptado). Pag. 381. 
 
Considerando-se uma reação de rendimento 100% na 
obtenção de 10 mols do cobre, a quantidade, em gramas, 
do minério necessário, será de 
 
a) 1590 
b) 795 
c) 79,5 
d) 159 
 
50 - (IFPE) 
Nutrição durante a gravidez 
 
Sem dúvidas, o maior crescimento do feto ocorre durante 
o último trimestre de gestação; seu peso quase duplica 
durante os últimos 2 meses de gestação. Comumente, a 
mãe não absorve proteínas, cálcio, fosfatos e ferro 
suficientes pela dieta, durante os últimos meses de 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
25 
MÓDULO 
10 
gestação para suprir essas necessidades extras do feto. 
Entretanto, antecipando essas necessidades extras, o 
corpo da mãe já armazenou essas substâncias – parte na 
placenta, mas a maioria nos depósitos normais da mulher. 
Se os elementos nutricionais apropriados não estiverem 
presentes na dieta da gestante, pode ocorrer uma série de 
deficiências maternas, especialmente de cálcio, fosfatos, 
ferro e vitaminas. Por exemplo, o feto precisa de cerca de 
375 miligramas de fero para formar seu sangue, e a mãe 
precisa de outros 600 miligramas para formar seu próprio 
sangue extra. A reserva normal de ferro não ligado à 
hemoglobina na mulher, no início da gravidez, geralmente 
fica em torno de 100 miligramas e quase nunca acima de 
700 miligramas. Por isso, sem ferro suficiente na dieta, a 
gestante muitas vezes desenvolve anemia hipocrômica. 
JOHN E. HALL. Tratado de fisiologia médica. 
12º ed Rio de Janeiro: Elsevier, 2011. 
 
Na profilaxia e tratamento da anemia hipocrômica, 
normalmente são utilizados medicamentos à base de 
Ferro. Num dos mais comuns, o ferro apresenta-se na 
forma de “ferro aminoácido quelato”, fórmula química 
C4H8N2O4Fe. Quantos milimols de ferro ao dia um 
paciente que utilize diariamente a posologia de 265mg do 
medicamento ingere? 
(Dados: C = 12,0 g/mol; H = 1,0 g/mol; N = 14,0 g/mol; O = 
16,0 g/mol; Fe = 53,0 g/mol) 
 
a) 1,0 
b) 2,6 
c) 0,1 
d) 1,3 
e) 1,5 
 
51 - (UNIRG TO) 
Considerando os valores de massas atômicas para C (12), 
O (16), H (1) e sabendo que uma droga psicoativa 
estimulante, de fórmula molecular C10H15N, sofre uma 
série de reações após ser ingerida, resultando em sua 
oxidação pelo oxigênio para produzir CO2, H2O e N2, pode-
se afirmar que a ingestão de 0,149 g dessa droga deve, 
teoricamente, deverá produzir: 
 
a) 0,0044 g de dióxido de carbono. 
b) 0,01 mol de dióxido de carbono. 
c) 0,28 g de nitrogênio. 
d) 0,28 mol de água. 
 
52 - (UNIFOR CE) 
O alumínio é um metal bastante utilizado na indústria 
moderna. Atualmente é produzido por meio de eletrólise 
ígnea, onde é necessário que o minério contendo 
alumínio, a alumina, esteja fundido. Mas nem sempre foi 
assim, até meados da década de 1880-1890, o alumínio 
era considerado um metal raro, pois sua obtenção era 
cara e ineficiente: tratava-se a alumina com ácido 
clorídrico para gerar o cloreto de alumínio, que era 
colocado para reagir com potássio ou sódio metálicos, 
causando a redução do composto e originando o alumínio 
metálico. As reações são mostradas a seguir: 
 
Al2O3 (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2O (l) (I) 
AlCl3 (aq) + 3K (s) → 3KCl (s) + Al (s) (II) 
 
Considerando que ambas as reações têm rendimento 
médio de 50% (individualmente), a quantidade de 
alumínio metálico que é produzido por 1 tonelada de 
alumina (Al2O3) com 91,8% de pureza é de, 
aproximadamente 
(Massas molares: Al2O3 = 102g/mol; AlCl3 = 133,3g/ mol; 
Al = 27g/mol; H2O = 18g/mol; K = 39g/mol; KCl = 
74,6g/mol) 
 
a) 500 kg. 
b) 250 kg. 
c) 122 kg. 
d) 62 kg. 
e) 31 kg. 
 
53 - (Mackenzie SP) 
Certo posto de combustível comercializa um produto 
denominado gasolina aditivada, em que, segundo a ANP 
(Agência Nacional do Petróleo, Gás Natural e 
Biocombustíveis), deve conter 25 % de etanol anidro em 
sua composição, além da própria gasolina. Em um teste de 
laboratório, a 25 ºC, detectou-se que a densidade dessa 
gasolina aditivada resultou em 0,7350 g·mL–1. Assim, é 
correto afirmar que o percentual de etanol anidro na 
gasolina aditivada é de 
Dados: densidades a 25 ºC (g mL–1) etanol anidro = 0,70 e 
gasolina = 0,75 
 
a) 35 % 
b) 30 % 
c) 25 % 
d) 20 % 
e) 15 % 
 
54 - (UCB DF) 
Uma das etapas de obtenção industrial do cobre é dada 
pela reação da calcocita (Cu2S) com o oxigênio. O cobre 
obtido por essa via tem pureza de 80% (em massa), de 
modo que tal material sofre posterior processo 
eletroquímico de purificação (eletrorrefino), alcançando 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
26 
MÓDULO 
10 
uma pureza de 99,9%. A equação química que descreve a 
reação da calcocita está representada a seguir. 
 
Cu2S (l) + O2(g) → 2Cu(l) + SO2(g) 
 
Considerando-se que MM(Cu) = 63,5 g/mol, MM(S) = 32,0 
g/mol e MM(O) = 16,0 g/mol, de acordo com a reação 
apresentada, quantas toneladas de cobre puro são 
obtidas a partir de 3,18 toneladas de calcocita? 
 
a) 2,540 
b) 2,032 
c) 2,537 
d) 3,175 
e) 2,543 
 
55 - (Mackenzie SP) 
O manganês utilizado na indústria siderúrgica na 
fabricação de ferroligas é obtido em um processo, cujo 
rendimento global apresenta 60 %, no qual a pirolusita 
(MnO2), com pureza de 43,5 %, é tratada com carvão 
coque e ar atmosférico, formando o monóxido de 
manganês. Em uma segunda etapa, o manganês contido 
no monóxido continua sendo reduzido, formando, por 
fim, o manganês metálico, de acordo com as equações 
abaixo: 
 
MnO2(s) + C(s) + 
2
1
O2(g) → MnO(s) + CO2(g) 
2 MnO(s) + C(s) → 2 Mn(s) + CO2(g) 
 
Considerando as informações anteriores, como também 
as duas etapas do processo, afirma-se que a massa de 
manganês formada, a partir de 8 toneladas de pirolusita, 
é igual a 
Dados: massas molares (g mol–1) O = 16 e Mn = 55 
 
a) 5,06  106 g. 
b) 3,03  106 g. 
c) 2,20  106 g. 
d) 1,32  106 g. 
e) 1,06  106 g. 
 
56 - (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein SP) 
A pirita (FeS2) é encontrada na natureza agregada a 
pequenas quantidades de níquel, cobalto, ouro e cobre. 
Os cristais de pirita são semelhantes ao ouro e, por isso, 
são chamados de ouro dos tolos. Esse minério é utilizado 
industrialmente para a produção de ácido sulfúrico. Essa 
produção ocorre em várias etapas, sendo que a primeira 
é a formação do dióxido de enxofre, segundo a equação a 
seguir. 
4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) 
 
Na segunda etapa, o dióxido de enxofre reage com 
oxigênio para formar trióxido de enxofre e, por fim, o 
trióxido de enxofre reage com água, dando origem ao 
ácido sulfúrico. 
 
Sabendo que o minério de pirita apresenta 92% de pureza, 
calcule a massa aproximada de dióxido de enxofre 
produzida a partir de 200 g de pirita. 
 
a) 213,7 g. 
b) 196,5 g. 
c) 512,8 g. 
d) 17,1 g. 
 
57 - (ENEM) 
As indústrias de cerâmica utilizam argila para produzir 
artefatos como tijolos e telhas. Uma amostra de argila 
contém 45% em massa de sílica (SiO2) e 10% em massa de 
água (H2O). Durante a secagem por aquecimento em uma 
estufa, somente a umidade é removida. 
 
Após o processo de secagem, o teor de sílica na argila seca 
será de 
 
a) 45%. 
b) 50%. 
c) 55%. 
d) 90%. 
e) 100%. 
 
58 - (UPE PE) 
Diversos povos africanos apresentavam uma relaçãoespecial com os metais, sobretudo o ferro, e, assim, muito 
do conhecimento que chegou ao Brasil sobre obtenção e 
forja tinha origem nesse continente. Entre os negros do 
período colonial, os ferreiros, com seus martelos e 
bigornas, desempenhavam importante papel político e 
financeiro. Supondo que mestre ferreiro Taú trabalhava 
com hematita (Fe2O3), quantos quilogramas de ferro 
aproximadamente seriam produzidos a partir de 500 kg 
do minério, admitindo uma pureza de 85% do mineral? 
 
Fe2O3 (s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g) 
 
Dados: C = 12g/mol; O = 16g/mol; Fe = 56g/mol 
 
a) 175kg 
b) 350kg 
c) 297kg 
d) 590kg 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
27 
MÓDULO 
10 
e) 147kg 
 
59 - (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein SP) 
Um resíduo industrial é constituído por uma mistura de 
carbonato de cálcio (CaCO3) e sulfato de cálcio (CaSO4). O 
carbonato de cálcio sofre decomposição térmica se 
aquecido entre 825 e 900 ºC, já o sulfato de cálcio é 
termicamente estável. A termólise do CaCO3 resulta em 
óxido de cálcio e gás carbônico. 
 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
 
Uma amostra de 10,00 g desse resíduo foi aquecida a 900 
ºC até não se observar mais alteração em sua massa. Após 
o resfriamento da amostra, o sólido resultante 
apresentava 6,70 g. 
 
O teor de carbonato de cálcio na amostra é de, 
aproximadamente, 
 
a) 33%. 
b) 50%. 
c) 67%. 
d) 75%. 
 
60 - (PUC Camp SP) 
Muitos resíduos industriais podem ser utilizados 
novamente no processo produtivo. Por exemplo, resíduos 
de mármore possuem um potencial de uso nos processos 
de fabricação de aços, devido à sua composição química, 
como mostra os resultados da análise desse material 
 
 
(Disponível em: http://www.scielo.br) 
 
Nesses processos, o CaCO3 calcinado produz o CaO, usado 
para a dessulfuração do ferro gusa. 
 
A massa, em kg, de CaO produzida quando se utiliza 1,0 kg 
de resíduos de mármore é de, aproximadamente, 
 
Dados: 
Massas molares 
C = 12 
O = 16 
Ca = 40 
 
a) 0,2. 
b) 0,4. 
c) 0,1. 
d) 0,3. 
e) 0,5. 
61 - (CEFET MG) 
Fitas de magnésio podem ser queimadas quando em 
contato com fogo e na presença de gás oxigênio. Durante 
a reação, pode-se observar a formação de um sólido 
branco e a liberação de uma luz intensa. 
 
Suponha que uma fita de magnésio de 3 g, com 80% de 
pureza em massa, seja queimada. 
 
A massa aproximada, em gramas, do sólido branco será 
igual a 
 
a) 3. 
b) 4. 
c) 5. 
d) 6. 
 
62 - (IFPE) 
O estanho é um metal prateado sendo empregado para 
produzir diversas ligas metálicas, utilizadas para recobrir 
outros metais e protegê-los da corrosão. É um dos metais 
mais antigos, que se tem conhecimento, sendo usado 
como um dos componentes do bronze desde a 
antiguidade. O estanho é obtido principalmente do 
mineral cassiterita onde apresenta-se como um óxido. O 
estanho é produzido pela redução do minério com carvão 
em alto forno. 
 
Assinale a alternativa com a massa de estanho obtida a 
partir de uma tonelada de cassiterita com 30,2% de SnO2. 
 
Dados massas moleculares: Sn = 119 g/mol e O = 16 g/mol. 
 
SnO2 + 2 → Sn + 2 CO 
 
a) 238 kg 
b) 151 kg 
c) 119 kg 
d) 476 kg 
e) 595 kg 
 
63 - (Mackenzie SP) 
O GLP (gás liquefeito do petróleo), popularmente 
conhecido por gás de cozinha e largamente empregado 
nas cozinhas residenciais, apresenta composição variável, 
por tratar-se de uma mistura de diversos compostos. A 
partir de uma amostra de 1 kg de GLP, cuja composição 
percentual em massa é de 21%, 22%, 28% e 29%, 
respectivamente, para cada um dos hidrocarbonetos, 
propeno, propano, buteno e butano, é correto afirmar 
que o volume obtido de gás carbônico nas CNTP, 
considerando-se somente a combustão completa desses 
http://www.scielo.br/
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
28 
MÓDULO 
10 
compostos e um rendimento global de 90 % para os 
processos, é de 
Dados: massas molares (g mol–1) C3H6 = 42, C3H8 = 44, 
C4H8 = 56 e C4H10 = 58. 
 
a) 1176,0 L 
b) 1254,4 L 
c) 1411,2 L 
d) 1489,6 L 
e) 1568,0 L 
 
64 - (FPS PE) 
Um método clássico de obtenção do gás acetileno é a 
reação entre o carbeto de cálcio e a água, conforme a 
equação química: 
 
CaC2(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g) 
 
Considerando um procedimento experimental no qual o 
rendimento desta reação seja 80%, calcule o volume de 
acetileno obtido a 27ºC e 1 atm, a partir de 3,2 toneladas 
de CaC2. (Dados: H = 1 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; 
Ca = 40 g/mol). 
 
a) 550 m3 
b) 197 m3 
c) 984 m3 
d) 730 m3 
e) 232 m3 
 
65 - (FUVEST SP) 
O cinamaldeído é um dos principais compostos que dão o 
sabor e o aroma da canela. Quando exposto ao ar, oxida 
conforme a equação balanceada: 
 
 
 
Uma amostra de 19,80 g desse composto puro foi exposta 
ao ar por 74 dias e depois pesada novamente, sendo que 
a massa final aumentou em 1,20 g. A porcentagem desse 
composto que foi oxidada no período foi de 
 
a) 10% 
b) 25% 
c) 50% 
d) 75% 
e) 90% 
Note e adote: 
Massas molares (g/mol): 
Cinamaldeído = 132; O2 = 32 
Considere que não houve perda de cinamaldeído ou do 
produto de oxidação por evaporação. 
 
66 - (UFGD MS) 
A síntese de aspirina (C9H8O4, massa molar = 180 g/mol) é 
realizada através da reação entre o ácido salicílico 
(C7H6O3, massa molar = 138 g/mol) e o anidrido acético 
(C4H6O3, massa molar = 102 g/mol), conforme equação a 
seguir. 
 
2 C7H6O3(aq) + C4H6O3(l) → 2 C9H8O4 (s) + H2O(l) 
 
Para a formação de 14,4 g de aspirina em um processo 
com rendimento de 80%, as quantidades respectivas de 
ácido salicílico e anidrido acético, em gramas, necessárias 
para essa transformação são de: 
 
a) 13,8 g e 10,2 g. 
b) 6,9 g e 5,1 g. 
c) 10,2 g e 6,9 g. 
d) 13,8 g e 5,1 g. 
e) 11,0 g e 4,1 g 
 
67 - (Mackenzie SP) 
A partir de um minério denominado galena, rico em 
sulfeto de chumbo II (PbS), pode-se obter o metal chumbo 
em escala industrial, por meio das reações representadas 
pelas equações de oxirredução a seguir, cujos coeficientes 
estequiométricos encontram-se já ajustados: 
 
PbS(s) + 
2
3
O2(g) → PbO(s) + SO2(g) 
PbO(s) + CO(g) → Pb(s) + CO2(g) 
 
Considerando-se uma amostra de 717 kg desse minério 
que possua 90 % de sulfeto de chumbo II, sendo 
submetida a um processo que apresente 80 % de 
rendimento global, a massa a ser obtida de chumbo será 
de, aproximadamente, 
Dados: massas molares (g·mol–1) S = 32 e Pb = 207 
 
a) 621 kg. 
b) 559 kg. 
c) 447 kg. 
d) 425 kg. 
e) 382 kg. 
 
68 - (UNITAU SP) 
A cromação é a aplicação do metal de transição cromo 
sobre um material, geralmente metálico, por meio de 
eletrodeposição (processo eletrolítico de revestimento de 
 
 
 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS, DE FÓRMULAS E ESTEQUIOMÉTRICOS 
29 
MÓDULO 
10 
superfícies com metais), a fim de torná-lo mais resistente 
à corrosão. O cromo é produzido a partir da seguinte 
reação: 
 
Cr2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Cr(s) + Al2O3(s) 
 
Considere que a superfície metálica de uma motocicleta 
necessita de 125 gramas de cromo para a cromação. 
Assinale a alternativa que apresenta o valor CORRETO de 
massa de Cr2O3(s) necessária para essa cromação, 
admitindo-se que a reação acima tenha um rendimento 
de 75%. 
 
a) 182,8 g 
b) 243,6 g 
c) 151,8 g 
d) 51,9 g 
e) 103,8 g 
 
69 - (UCB DF) 
O ferro é um elemento abundante em todo o universo. Na 
terra, esse elemento ocupa a quarta posição em 
abundância e pode ser obtido por meio de diversos 
minerais, como a magnetita, a siderita, a pirita, a ilmenita, 
a limonita e a hematita. Considerando a hematita (Fe2O3), 
a obtenção do metal pode ser representada pela equação 
a seguir: 
 
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + CO2 
 
Tendo em vista que tal reação tem rendimento de 70 % 
em massa, assinale a alternativa que corresponde à massa 
de ferro, em quilogramas, obtida quando se reage 1 
tonelada de hematita com uma quantidade suficiente de 
monóxido de carbono. 
Dados: MM(C) = 12,0 g/mol 
 MM(O) = 16,0 g/mol 
 MM(Fe) = 56,0 g/mol 
 
a) 470 
b) 480 
c) 490 
d) 500