Aula_03_-_Estequiometria_-_UNESP_2024

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNESP 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 03 - Cálculos Estequiométricos 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 3 
1. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 4 
REGRAS PARA A RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRIA 5 
2. RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS FUNDAMENTAIS 9 
PROPORÇÃO EM MOL 9 
PROPORÇÕES EM MASSA 11 
PROPORÇÃO EM NÚMERO DE PARTÍCULAS 16 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 3 
INTRODUÇÃO 
Eu acho que uma das razões por eu ser químico é que gosto de cozinhar (mentira, mas esse é um 
bom argumento para começar nossa discussão). 
Eu vejo muita semelhança entre a culinária e a química: Um químico pega certas coisas chamadas 
reagentes e produz algo novo. Um cozinheiro faz a mesma coisa. Ele ou ela pega certas coisas chamadas 
ingredientes e faz algo novo a partir deles. 
Por exemplo, imagine que esse cozinheiro vá fazer uma famosa torta que, nós chamaremos de 
“Fantástica Torta de Maçã” (vou abreviar para FTM). A receita é mais ou menos assim: 
𝐌𝐚çã𝐬 + 𝐀çú𝐜𝐚𝐫 + 𝐅𝐚𝐫𝐢𝐧𝐡𝐚 + 𝐓𝐞𝐦𝐩𝐞𝐫𝐨𝐬 = 𝐅𝐓𝐌𝐬 
Não, espere, essa receita também tem quantidades. Usa-se: 
4 maçãs + 3 xícaras de açúcar + 2 xícaras de farinha de trigo + 1/10 de temperos = 12 FTMs 
Essa receita diz a quantidade de cada ingrediente e quantas FTMs serão produzidas a partir daí. É 
possível até usar a essa receita para calcular o quanto de cada ingrediente seria preciso para um número 
particular de FTMs. 
Por exemplo, suponha uma grande festa onde será preciso 250 FTMs. Usando a receita, é possível 
calcular a quantidade de maçãs, açúcar, farinha e tempero que será preciso. 
Tá, você se pergunta, e o que isso tem a ver com a aula? 
Tem a ver que, na estequiometria, a equação química balanceada permite que se faça com os 
reagentes o mesmo que foi feito com os ingredientes, objetivando formar os produtos. Tudo é 
proporcional. 
Sabendo relacionar e organizar todos os dados que chegam às suas mãos, você só terá a 
preocupação de fazer cálculos e marcar a resposta correta. E só! Portanto, esse será o nosso objetivo aqui: 
facilitar a sua vida e desmistificar, de uma vez por todas, a estequiometria e tudo relacionado a ela. 
 
Estamos juntos? 
 
Então vamos nessa! 
 
Excelente aula pra você! 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 4 
1. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
Uma situação muito comum e importante no estudo da Química é o cálculo das quantidades de 
reagentes e produtos que são respectivamente consumidos e produzidos em uma reação química. Essas 
quantidades podem aparecer em questões envolvendo a relação entre massas, volumes, quantidades em 
mol etc. 
As operações matemáticas empregadas no cálculo estequiométrico são baseadas nas leis 
ponderais e volumétricas das reações, principalmente na Lei das Proporções Constantes de Proust. A Lei 
de Proust permite prever as quantidades das substâncias envolvidas em uma reação química, usando 
como ferramenta matemática a regra de três. 
“A proporção entre as massas dos reagentes ou entre as massas dos produtos é constante”. 
 - Proust 
 
 
Lembre-se de que os coeficientes da equação indicam a proporção da quantidade em Mol 
existente entre os participantes da reação. 
 
A palavra estequiometria, de origem grega (stoicheion, "elemento" e, metria, "medida"), significa 
“medida dos elementos químicos, de uma substância”. De forma resumida, porém ampla, podemos 
definir a estequiometria como: 
Estequiometria é a parte da Química que trata do estudo quantitativo da composição química das 
substâncias e da relação quantitativa entre duas ou mais substâncias que participam de uma reação 
química. 
 
Algumas relações conceituais básicas são essenciais para o desenvolvimento do cálculo 
estequiométrico. Assim, vale recordar: 
Para os elementos: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 5 
 
Isso quer dizer que um Mol de átomos apresenta a massa correspondente ao valor 
numérico da massa atômica expressa em gramas, um valor numericamente igual à massa de 
6,02·1023 átomos do referido elemento que se estiverem no estado gasoso e nas CNTP, ocuparam 
um volume de 22,4 L. 
 
Para as substâncias: 
 
Isso quer dizer que um Mol de moléculas apresenta massa correspondente ao valor 
numérico da massa molecular expressa em gramas, um valor numericamente igual à massa de 
6,02·1023 moléculas da referida substância que, se estiverem no estado gasoso e nas CNTP, 
ocuparam um volume de 22,4 L. 
 
REGRAS PARA A RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS DE 
ESTEQUIOMETRIA 
Como falado acima, na estequiometria, os cálculos serão estabelecidos em função das leis 
ponderais, principalmente em função da Lei de Proust. Para as reações envolvendo gases que estejam 
nas mesmas condições de temperatura e pressão, usaremos Gay-Lussac, como vimos na aula passada. 
Tendo tudo isso em mente, deve-se sempre tomar os coeficientes da equação química 
devidamente balanceada como referência e, a partir deles, estabelecer a proporção em mols dos 
elementos ou das substâncias da reação. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 6 
Exemplos: 
Síntese da Amônia: 
 
 
Combustão do etanol: 
 
 
Mas, calma, você não precisará montar uma tabela como essa toda vez que se deparar com uma 
questão de estequiometria na sua frente!! Imagina o tempaaasso que você perderia... 
Mostrarei, a partir de agora, uma sequência lógica apropriada para a realização, sem sofrimento, 
dos cálculos estequiométricos. Lembrando que isto pode parecer um pouco trabalhoso no início (e é), mas 
servirá de base para que você consiga estruturar os problemas que virão pela frente (e virão muitos). Mas 
acredite, logo logo se tornará tão mecânico que você duvidará que um dia teve dificuldades nisso. 
Acompanhe comigo o passo a passo: 
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AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 7 
 
 
Basicamente, escreveremos quatro linhas para organizar os cálculos, sendo que três delas são, 
somente, uma organização dos dados que a equação balanceada forneceu. É a sua base de comparação 
e cálculos. Se liga no exemplo: 
 
 
A partir do consumo de 10 gramas de hidrogênio, calcule a massa, em gramas, de oxigênio 
consumida na reação de formação de água gasosa 
1º) Escrever a equação relacionada com o problema (caso ela 
não seja fornecida);
2º) Acertar os coeficientes da equação (balancear), caso ela 
não esteja balanceada;
3º) Destacar e retirar da equação somente a relação, em 
mol, dos participantes envolvidos diretamente no problema 
(que é o que interessa);
4º) Conhecida a proporção em mols (coeficientes), podemos 
transformá-la naquilo que o problema exigir, que pode ser 
em mols, massa, átomos, moléculas, volume etc;
5º ) Montar a Regra de Três.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 8 
 
 
 
Esta sequência tem por objetivo encontrar a relação, em mol, dos participantes que são 
relacionados no problema e, basicamente, fazer a transformação de mol para o que for exigido na 
questão: mol para massa; mol para número de partículas; mol para volume; mol para qualquer coisa 
que seja possível transformar. 
Ainda utilizando o exemplo anterior, como eu, Professor Guilherme, resolveria a questão em uma 
prova: 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOSESTEQUIOMÉTRICOS 9 
 
2. RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS FUNDAMENTAIS 
Os diferentes problemas aplicam esses mesmos conceitos, sendo, portanto, esse assunto muito 
simples do ponto de vista teórico. Os diferentes casos serão tratados na forma de exemplos, que é a 
melhor maneira de se desenvolver esse conteúdo. 
PROPORÇÃO EM MOL 
Essa é a relação mais simples, pois não é necessário fazer qualquer transformação de mol para 
mol, apenas repetir no 3º passo os dados do 2º passo. 
Exemplo 1: Determine a quantidade de matéria, em mol, de monóxido de carbono produzida pela 
reação de 6 mols de oxigênio com quantidade suficiente de carbono na reação: C + O2 → CO. 
Resolvendo: 
1º Passo – Reação e balanceamento: 2 C + 1 O2 → 2 CO 
2º Passo – Relação em mol: 1 mol O2 : 2 mol CO 
3º Passo – Transformação de mol para mol (não altera): 1 mol O2 : 2 mol CO 
4º Passo – Regra de 3: 
1 𝒎𝒐𝒍 𝑂2 − − − − 2 𝒎𝒐𝒍 𝐶𝑂
6 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 − − − − 𝑥 𝒎𝒐𝒍 𝐶𝑂
 
x = 12 mols de CO 
 
Exemplo 2: Qual a quantidade de matéria (número de mol) de amônia obtida pela reação total de 
7,5 mol de gás hidrogênio? (Dados: N = 14 u; H = 1 u) 
Resolvendo: 
1º Passo – Reação e balanceamento: 1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 
2º Passo – Relação em mol: 3 mol H2 : 2 mol NH3 
3º Passo – Transformação de mol para mol (não 
altera): 
3 mol H2 : 2 mol NH3 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 10 
4º Passo – Regra de 3: 
3 𝒎𝒐𝒍 𝐻2 − − − − 2 𝒎𝒐𝒍 𝑁𝐻3
7,5 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 − − − − 𝒙 𝒎𝒐𝒍 𝑁𝐻3
 
x = 5 mols de 𝑁𝐻3 
 
 
(UFBA-BA) 
Hidreto de sódio reage com água, dando hidrogênio, segundo a reação: 
NaH + H2O → NaOH + H2 
Para obter 10 mols de H2, são necessários quantos mols de água? 
a) 40 mol 
b) 20 mol 
c) 10 mol 
d) 15 mol 
e) 2 mol 
 
Resolução: 
Estando a reação já balanceada, vamos retirar da equação, somente o que foi relacionado pela 
questão: 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐
𝑚𝑜𝑙 − − − − − 𝑚𝑜𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 − − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2
 
 𝑋 − − − − − 10 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 
𝑥 = 10 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
Gabarito: C 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 11 
PROPORÇÕES EM MASSA 
Nesse caso, será necessário a utilização da Massa Molar pois essa unidade de medida é a ponte 
na relação entre a massa (em gramas) e a quantidade em mol da substância em questão. 
 
Exemplo 1: Determine a massa, em gramas, de enxofre necessária para a produção de 10 mols de 
dióxido de enxofre, tendo quantidade suficiente de oxigênio, na reação: S8 + O2 → SO2. 
Resolvendo: 
1º Passo – Reação e balanceamento: 1 S8 + 8 O2 → 8 SO2 
2º Passo – Relação em mol: 1 mol S8 : 8 mol SO2 
3º Passo – Transformação de mol para massa: 1 · 256 g S8 : 8 mol SO2 
4º Passo – Regra de 3: 
1 · 𝟐𝟓𝟔 𝒈 𝑆8 − − − − 8 𝒎𝒐𝒍 𝑆𝑂2
𝒙 𝒈 𝑆8 − − − − 𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝑆𝑂2
 
x = 320 gramas de SO2 
 
Exemplo 2: Qual a massa de água produzida na combustão completa de 5 mol de butano? (Dados: 
C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u) 
Resolvendo: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 12 
1º Passo – Reação e balanceamento: C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O 
2º Passo – Relação em mol: 1 mol C4H10 : 5 mol H2O 
3º Passo – Transformação de mol em massa: 1 mol C4H10 : 5 · 18 g H2O 
4º Passo – Regra de 3: 
1 𝒎𝒐𝒍 C4H10 − − − − 5 𝒎𝒐𝒍 𝐻2𝑂
5 𝒎𝒐𝒍 C4H10 − − − − 𝒙 𝒈 𝐻2𝑂
 
x = 450 gramas de H2O 
 
 
(FMTM-MG) 
No motor de um carro a álcool, o vapor do combustível é misturado com o ar e se queima à custa 
de faísca elétrica produzida pela vela no interior do cilindro. 
𝐶2𝐻6𝑂 (𝑙) + 3 𝑂2 (𝑔) → 2 𝐶𝑂2 (𝑔) + 3 𝐻2𝑂 (𝑙) 
A quantidade, em mols, de água formada na combustão completa de 138 gramas de etanol é igual 
a: 
(Dado massa molar em g/mol: H=1, C=12, O=16) 
a) 1 
b) 3 
c) 6 
d) 9 
e) 10 
 
Resolução: 
Estando a reação já balanceada, vamos retirar da equação, somente o que foi relacionado pela 
questão, lembrando que agora, como precisaremos transformar a quantidade em mol de etanol em 
massa, precisaremos de sua massa molar que, calculando a partir dos dados fornecidos, temos 46 
g·mol-1. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 13 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑑𝑒 𝐶2𝐻6𝑂 (𝑙) 𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 − − − − − 𝑚𝑜𝑙
46 𝑔 − − − − − 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 
 138 𝑔 − − − − − 𝑋 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
𝑥 = 9 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
Gabarito: D 
 
(Fac. Direito de São Bernardo do Campo SP/2018) 
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 
 
Comentário: 
Balanceando a reação química: 1 MnO2(s) + 4 HCl(aq) → 1 MnCl2(aq) + 2 H2O(l) + 1 Cl2(g) 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙2 − − − − 4 · 36,5 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙2 − − − − 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
 
x = 438 g de HC 
 
Gabarito: B 
 
Exemplo 3: Qual a massa de nitrogênio necessária para produzir 59,5 g de gás amônia? 
Resolvendo: 
1º Passo – Reação e balanceamento: 1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 
2º Passo – Relação em mol: 1 mol N2 : 2 mol NH3 
3º Passo – Transformação de mol para massa: 1 28 g N2 : 2 17 g NH3 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 14 
4º Passo – Regra de 3: 
1 𝒎𝒐𝒍 𝑁2 − − − − 𝟑𝟒 𝒈 𝑁𝐻3
𝑥 𝑔 𝑁2 − − − − 𝟓𝟗, 𝟓 𝒈 𝑁𝐻3
 
x = 49 g de 𝑁2 
 
 
(UFSCar-SP) 
A massa de dióxido de carbono liberada na queima de 80 g de metano, quando utilizado como 
combustível, é: 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O (l) 
 
(Dado: massas molares, em g/mol: H = 1, C = 12, O = 16) 
 
a) 22 g 
b) 44 g 
c) 80 g 
d) 120 g 
e) 220 g 
 
Resolução: 
Como a questão exige a transformação de mol para massa, precisaremos das massas molares das 
substâncias envolvidas. 
Massa molar do CO2 = 44 g·mol-1 
Massa molar do metano (CH4) = 16 g·mol-1 
Estando a reação já balanceada, vamos retirar da equação, somente o que foi relacionado pela 
questão: 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑯𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 − − − − − 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
16 𝑔 − − − − − 44 𝑔
 
80 𝑔 − − − − − 𝑋 
𝑥 = 220 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
Gabarito: D 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 15 
 
(Uni-FaceF SP/2017) 
Durante o processo de fermentação das uvas, seus açúcares são transformados em etanol. Esse 
processo pode ser representado pela equação: 
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 
Considerando que a reação tenha rendimento total, a massa de açúcar necessária para sintetizar 
414 g de etanol é próxima de 
 
a) 1 656 g. 
b) 810 g. 
c) 552 g. 
d) 108 g. 
e) 40 g. 
 
Comentário: 
 
180 𝑔 𝑑𝑒 𝐶6𝐻12𝑂6 − − − − 2 · 46 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶6𝐻12𝑂6 − − − − 414 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
 
x = 810 g de C6H12O6 
Gabarito: B 
 
(CESMAC 2018/2) – Modificada 
Um recente estudo aponta que refrigerantes do tipo cola aumentam o risco de osteoporose. 
Segundo o estudo, o risco está vinculado à presença do ácido fosfórico na formulação do 
refrigerante. Uma das formas de obtenção do ácido fosfórico ocorre de acordo com a reação não 
balanceada abaixo: 
 
Ca3(PO4)2 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 2 H3PO4 (aq) + 4 CaSO4 (aq) 
 
Se utilizarmos 50 g de Ca3(PO4)2, quantos gramas de ácido fosfórico podem ser obtidos através 
dessa reação? 
Dados: massas moleculares em g.mol-1: Ca3(PO4)2 = 310; H3PO4 = 98. 
A) 31 g 
B) 62 g 
C) 16 g 
D) 8 g 
E) 124 g 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 16 
 
Comentários: 
De acordo com a equação acima, 1 mol de Ca3(PO4)2 produz 2 mols de H3PO4. As massas molares 
dessas espécies químicas foram fornecidas pela questão:Ca3(PO4)2: M = 310 g/mol 
H3PO4: M= 98 g/mol 
Como coeficiente estequiométrico do H3PO4 na equação balanceada é igual a 2, basta 
multiplicarmos a sua massa molar pelo coeficiente, para obtermos a quantidade em gramas 
apresentada na equação química balanceada. Dessa forma, temos: 2 x 98 = 196 g de H3PO4. 
Agora basta estruturarmos uma regra de três entre as massas em grama, baseada nas relações 
estequiométricas, para obtermos a massa de ácido fosfórico (H3PO4) produzida ao ser utilizado 50 
g de Ca3(PO4)2. 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂𝟑(𝑷𝑶𝟒)2 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 − − − − − 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
310 𝑔 − − − − − 2 · (98 𝑔)
 
50 𝑔 − − − − − 𝑋 
𝑥 = 31,6 𝑔 𝑑𝑒 𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒 
Gabarito: A 
 
 
PROPORÇÃO EM NÚMERO DE PARTÍCULAS 
Aqui, devemos nos lembrar da relação máxima! 
 
Exemplo 1: Qual o número de moléculas de gás nitrogênio necessário para produzir 7,5∙1023 
moléculas de gás amônia? 
Resolvendo: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 17 
1º Passo – Reação e 
balanceamento: 
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 
2º Passo – Relação em mol: 1 mol N2 : 2 mol NH3 
3º Passo – Transformação de 
mol para número de moléculas: 
1·(6,02·1023 moléculas) N2 : 2·(6,02·1023 moléculas) NH3 
4º Passo – Regra de 3: 
6,02 · 1023 moléculas 𝑁2 − − − − 𝟔, 02 · 10
23 moléculas 𝑁𝐻3
𝑥 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑁2 − − − − 𝟕, 𝟓 · 𝟏𝟎
𝟐𝟑 𝐦𝐨𝐥é𝐜𝐮𝐥𝐚𝐬 𝑁𝐻3
 
x = 3,75 · 1023 moléculas de 𝑁2 
 
 
(UFRS-RS) 
Os clorofluorcarbonos (CFC) sofrem decomposição nas altas camadas da atmosfera originando 
átomos de cloro, os quais atacam moléculas de ozônio (O3), produzindo oxigênio. 
Supondo que 3 mol de ozônio seja totalmente transformado em moléculas de oxigênio, calcule o 
número de moléculas produzidas, segundo a reação: 
C + O3 → CO + O2 
 
Resolução: 
Estando a reação já balanceada, vamos retirar da equação, somente o que foi relacionado pela 
questão: 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑶𝟐
𝑚𝑜𝑙 − − − − − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂3 − − − − − 6,0 · 10
23 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
 
3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂3 − − − − − 𝑋 
 
𝑥 =
(3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂3)·(6,0·10
23 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂2)
(1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂3)
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
AULA 03 – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 18 
𝑋 = 18,0 · 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 
ou 
𝑋 = 1,8 · 1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂2