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Montagem : Prof. Luciano Cardoso 1 
 
QUÍMICA APLICADA 
 
 
 
C Á L C U L O S Q U Í M I C O S 
 
 
 
Resumos Teóricos 
 
e 
 
Exercícios 
 
 
 
 
 
 Massa Atômica 
 Massa Molecular 
 MOL e Massa Molar 
 Volume Molar e CNTP 
 Equação de Clapeyron 
 Determinação de Fórmulas Químicas 
 Lei de Proust 
 Estequiometria 
 
 
 
 
 
2006 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 2 
CÁLCULOS QUÍMICOS 
 
CAPÍTULO 1 
 
MASSAS DE ÁTOMOS E DE MOLÉCULAS 
 
 CONCEITOS BÁSICOS – RESUMO TEÓRICO 
 
 
 Grandeza: é tudo aquilo capaz de ser mensurado ( medido ) . 
 
 Medir uma grandeza: medir uma grandeza é compará-la com outra grandeza de mesma 
espécie, previamente tomada como padrão. 
Por exemplo, o metro ( m ) é a unidade-padrão de medida de comprimento : 1 m = 100 cm. 
Assim, dizer que o comprimento de uma parede é de 5 m, é dizer que ao longo dela cabem 5 
vezes a unidade-padrão, o metro. 
 
 Padrão de medida de massas de átomos e de moléculas: 
 
Para “medir” as massas de átomos e de moléculas adota-se, modernamente como PADRÃO, o 
ISÓTOPO-12 do átomo de CARBONO ( C ). 
Imagine-se que um átomo do isótopo-12 do C, seja dividido em 12 partes iguais. Então, cada 
uma dessas partes, recebe o nome de Unidade de Massa Atômica ( u ) . 
Dessa maneira, tem-se: 
Uma Unidade de Massa Atômica = 1 u = 
12
1
 do 12 C = 1,66 .10-24 g 
 MODELO : 
 
 
 
12
1
 12C = 1 u = 1,66.10 -24 g 
 
 
 
 
 Átomo do Isótopo 12 do C 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 3 
 Massa Atômica (M.A) – Conceito Geral: 
 
Através da unidade de massa atômica, pode-se ter uma idéia de quantas vezes a massa de um 
certo átomo é maior que 
12
1
 12C. 
Ou seja, dizer por exemplo, que a massa atômica de átomo do elemento químico sódio (Na) é 
igual a 23 u, é dizer que este átomo apresenta uma massa 23 vezes maior que 
12
1
 12C . 
 
* EXERCÍCIO MODELO - EM ( a ser resolvido pelo professor ) 
. EM1 - A massa de um átomo L é 
3
20
 da massa do isótopo-12 do C . Qual a massa atômica de L 
? ( resp.: M.AL = 80 u ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP1) A massa de um átomo X é 
3
2
 da massa de um átomo A . Qual a massa de X, sabendo que 
a massa de A é o quádruplo da massa do isótopo-12 do carbono ? ( resp.: M.AX = 32 u ) 
 
EP2) Sobre dois átomos A e B, sabe-se que : 
 
. a soma das massas de A e B é igual ao triplo da massa do isótopo-12 do C ; 
. a diferença das massas de A e B é igual a 
3
1
 da massa do isótopo-12 do C ; 
 Calcule as massas de A e de B . ( resp.: M.AA = 20 u ; M.AB = 16 u ) 
 
 
 Massa Atômica de um elemento Químico (M.A .E): 
 
 
 É a média ponderada ( “média porcentual” ) das massas atômicas de todos os isótopos que 
formam um determinado elemento químico . 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplo : Determinar a massa atômica do elemento químico Cloro ( Cl ). 
 
Dados: 
 
Isótopos do Elemento 
Químico Cloro 
Massa Atômica do Isótopo 
(u) 
% de ocorrência do isótopo 
na formação do elemento 
Isótopo 35 do Cloro – 35 Cl 35 u 75% 
Isótopo 37 do Cloro – 37 Cl 37 u 25% 
 
 Resolução: 
 
 M.A.E Cl
 = 
100
)3725()3575( xx 
 => M.A.E Cl
  35,5 u 
 
Logo, conclui-se que a massa atômica do elemento químico Cloro é aproximadamente 35,5 vezes 
maior que o 
12
1
 12C. 
 
. OBSERVAÇÕES 
 
. OBS. 1: Por este procedimento, são determinados os valores das massas atômicas dos demais 
elementos químicos, que são fornecidos nas Tabelas Periódicas. 
 
. OBS. 2 : Não confundir os conceitos de Número de Massa (A), que expressa apenas e tão 
somente a soma da quantidade de prótons e de nêutrons que compõe o núcleo de um átomo, com 
o de Massa Atômica de um Elemento Químico (M.A.E) que é a média ponderada das massas de 
todos os isótopos que formam um certo elemento químico. 
A  M.A.E 
. OBS. 3 : O Número de Massa (A) assume valores inteiros, devido ao fato de não se admitir 
fracionamento de prótons e de nêutrons. Já os valores das Massas Atômicas dos Elementos 
admitem valores “quebrados”, por se tratarem de uma média. 
 
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OBS. 4 : Em que pese a diferença conceitual entre Número de Massa e Massa Atômica de um 
Elemento Químico, os valores numéricos de ambas as grandezas são próximos. 
 Número de Massa (A) = 16 
Oxigênio 
 Massa Atômica do Elemento ( M.A E ) = 15,9994 u 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP3) Calcule as massas atômicas dos elementos químicos abaixo, sendo dadas as suas 
respectivas % isotópicas, bem como, as massas atômicas dos seus isótopos formadores : 
 
a) 
Isótopos do Elemento 
Químico Nitrogênio 
Massa Atômica do Isótopo 
(u) 
% de ocorrência do isótopo 
na formação do elemento 
Isótopo 14 do Nitrogênio – 14 N 14,00 99,64 % 
Isótopo 15 do Nitrogênio – 15 N 15,00 0,36 % 
 ( resp. : M.A.E N = 14,0036 u ) 
 
b) 
Isótopos do Elemento 
Químico Oxigênio 
Massa Atômica do Isótopo 
(u) 
% de ocorrência do isótopo 
na formação do elemento 
Isótopo 16 do Oxigênio – 16 O 15,9949 99,76 % 
Isótopo 17 do Oxigênio – 17 O 16,9990 0,04 % 
Isótopo 18 do Oxigênio – 18 O 17,9990 0,20 % 
 ( resp. : M.A EO = 15,9994 u ) 
 
c) 
Isótopos do Elemento 
Químico Oxigênio 
Massa Atômica do Isótopo 
(u) 
% de ocorrência do isótopo 
na formação do elemento 
Isótopo 20 do Neônio – 20 Ne 20,00 90,92 % 
Isótopo 21 do Neônio – 21 Ne 21,00 0,25 % 
Isótopo 22 do Neônio – 2 2 Ne 22,00 8,83 % 
 ( resp. : M.A.ENe = 20,18 u ) 
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EP4 ) Um elemento químico X é formado por dois isótopos : 10 X e 12 X e, tem massa atômica igual 
a 10,8 u . Quais as respectivas composições isotópicas, em porcentagem, desse elemento X ? ( 
resp. : 60% de 10 X e 40% de 12 X ) 
 
 EP5) Um elemento químico Y é formado por dois isótopos : Y1 e Y2 cujas massas atômicas valem, 
respectivamente 62,95 u e 64,95 u . Sabendo que a massa atômica de Y é igual a 63,54 u, 
determine composições isotópicas, em porcentagem, do elemento Y ? ( resp. : 70% de Y1 de 30% 
de Y2 ) 
 
 Massa Molecular (M.M): 
 
É o resultado da soma das massas atômicas de todos os átomos, de cada elemento químico que 
compõe uma molécula. 
A Massa Molecular também é expressa em unidade de massa atômica ( u ) . 
 
Exemplo : Qual a M.M da água ( H2O ) ? 
Dados : da Tabela Periódica tira-se que : M.A H = 1,00 u e M.A O = 16,0 u 
 
Então : M.M H2O = ( 1,00 x 2 ) + ( 16,0 x 1 ) => M.M H2O = 18 u 
 
Dessa forma, então, conclui-se que uma molécula de água apresenta uma massa 18 vezes maior 
que 
12
1
 12C . 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
 . EP6)- Consultando a Tabela Periódica, calcular a massa molecular ( M.M ) das seguintes 
substâncias, dadas no quadro a seguir : 
 
 
 
 
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Substâncias Respostas 
a) Álcool etílico ou ( álcool comum ) – C2H6O 46 u 
b) Ácido sulfúrico ( solução de bateria ) – H2SO4 98 u 
c) Ácido carbônico ( presente em refrigerantes ) – H2CO3 62 u 
d) Dióxido de carbono ( gás carbônico ) – CO2 44 u 
e) Hidróxido de sódio ( soda cáustica ) - NaOH 40 u 
f) Sacarose ( açúcar comum ) – C12H22O11 342 u 
g) Fosfato de alumínio – AlPO4 122 u 
h) Amônia ( gás amoníaco ) – NH3 17 u 
i) Peróxido de hidrogênio ( água oxigenada ) – H2O2 34 u 
j) Nitrato de potássio – KNO3 101 u 
k) Ácido ferrocianídrico – H4[Fe(CN6)]216 u 
l) Oxalato de alumínio – Al2(C2O4)3 318 u 
m) Sulfato de cálcio di-hidratado ( gesso ) – CaSO4 . 2 H2O 172 u 
n) Sulfato de cobre penta-hidratado – CuSO4 .5 H2O 249,5 u 
o) Carbonato de cálcio ( mármore ) – CaCO3 100 u 
p) Cloreto de sódio ( sal de cozinha ) - NaCl 58,5 u 
q) Butano ( gás de isqueiro ) – C4H10 58 u 
r) Iso-octano ( principal componente da gasolina ) – C8H18 114 u 
s) Ácido etanóico ( principal componente do vinagre ) – C2H4O2 60 u 
t) Hipoclorito de sódio ( água de lavadeira / cândida ) - NaClO 74,5 u 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CAPÍTULO 2 
QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL – MASSA MOLAR 
 
 RESUMO TEÓRICO 
 
 Quantidade de Matéria 
 
É o termo associado à quantidade de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons, 
nêutrons, etc. , presentes num sistema químico ou amostra . 
 
 
 MOL 
 
É a unidade na qual se expressa a quantidade de matéria e que, está associada à quantidade de 
6,02.1023 unidades do material . 
O número 6,02.1023 ou aproximadamente 6.1023 é conhecido como CONSTANTE DE 
AVOGADRO e se lê, respectivamente : “ seiscentos e dois sextilhões ou seis sextilhões “ . 
 
Em conformidade com o rigor químico, define-se MOL como sendo : 
 
A quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos de 12 C 
contidos em 0,012 kg ( 12 g) de 12 C . 
 
Dessa forma, tem-se que : 
 
1 MOL  6.1023 unidades de quantidade de matéria 
 
O termo MOL deve sempre especificar o tipo de quantidade de matéria a que faz referência ( mols 
de átomos, mols de moléculas, mols de íons, mols de elétrons ...) 
 
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1 mol de átomos 6.1023 átomos 
1 mol de moléculas 6.10
23 moléculas 
1 mol de íons 6.10
23 íons 
1 mol de elétrons 6.10
23 elétrons 
 
OBSERVAÇÃO 
OBS.: O plural de MOL é MOLS 
 
Ao se escrever, deve-se : 
 
 5 metros ou 5 m , da mesma forma , tem-se : 
 5 mols ou 5 mol 
 
 Massa Molar ( M ) 
 
É a massa de 1 MOL de unidades de um certo tipo de quantidade de matéria ( átomos, moléculas, 
íons, ...) ou seja, é a massa de 6.1023 unidades . 
 
 Massa Molar de um Elemento Químico 
 
Verifica-se que a quantidade de matéria ( de átomos ) que está presente na Massa Atômica 
expressa em gramas, de um certo elemento químico , é sempre igual a 6.1023 átomos, ou seja, 
1 MOL de átomos. 
 
 Massa Molar de uma substância 
 
Verifica-se que a quantidade de matéria ( de moléculas ) que está presente na Massa Molecular 
expressa em gramas, de um certa substância , é sempre igual a 6.1023 moléculas, ou seja, 1 
MOL de moléculas. 
 
A massa molar ( M ) é expressa em gramas por mol ( g / mol ) . 
 
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Material M.A ( u ) M.M (u ) M ( g/mol ) Quantidade de 
matéria 
Elemento Na 23 u - 23 g / mol 6.1023 átomos 
Elemento Cl 35,5 u - 35,5 g / mol 6.1023 átomos 
Substância H2O - 18 u 18 g / mol 6.1023 moléculas 
Substância H2SO4 - 98 u 98 g / mol 6.1023 moléculas 
 
 EXERCÍCIOS 
 
 Cálculo da Quantidade de Matéria e de massas presentes num sistema químico ou 
amostra 
 
 CÁLCULO DA QUANTIDADE DE MOLS DE ÁTOMOS ( n ) 
 
. EXERCÍCIOS MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
. EM2 – Um químico dispõe no seu laboratório de 69 g de sódio. De quantos mols de átomos esse 
químico dispõe ? ( resp. : n = 3 mols de átomos de sódio ) 
 
. EM3 – Suponha que você encontre, em um laboratório, um frasco contendo raspas de magnésio 
em cujo rótulo está escrito : “ Contém 2,5 mols de átomos de magnésio “ . Qual a massa, em 
gramas, de magnésio, contida no frasco ? ( resp.: m = 60 g de Mg ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
.EP7) Determine a quantidade de mols de átomos que existem em : 
 
a- 128 g de enxofre ( resp.: n = 4 mols de átomos de S ) 
b- 60 g de cálcio ( resp.: n = 1,5 mols de átomos de Ca ) 
c- 103,5 g de sódio ( resp.: n = 4,5 mols de átomos de Na ) 
 
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.EP8) Calcule a massa, em gramas, correspondente a : 
 
a- 3,2 mols de átomos de magnésio ( resp.: m = 76,8 g de Mg ) 
b- 4,5 mols de átomos de zinco ( resp.: m = 294,3 g de Zn ) 
c- 1,5 mols de átomos de ferro ( resp.: m = 84 g de Fe ) 
 
 CÁLCULO DA QUANTIDADE DE MOLS DE MOLÉCULAS ( n ) 
 
. EXERCÍCIOS MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
. EM4 – Um recipiente contém 283,5 g de ácido nítrico ( HNO3 ). Qual a quantidade de mols de 
moléculas de HNO3 que existem no recipiente ? ( resp. : n = 4,5 mols de moléculas de HNO3 ) 
 
. EM5 – Um carro gastou, para percorrer um certo trajeto, 160 mols de moléculas de álcool ( C2H6O 
) . Que massa, em kg, de álcool o carro consumiu nesse trajeto ? ( resp.: m = 7360 g ou 7,36 kg de 
C2H6O ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
.EP9) Determine a quantidade de mols de moléculas que existem em : 
 
a- 59,5 g de nitrato de potássio ( KNO3 ) ( resp.: n = 0,6 mols de moléculas de KNO3 ) 
b- 19,6 g de ácido súlfúrico ( H2SO4 ) ( resp.: n = 0,2 mols de moléculas de H2SO4 ) 
c- 98 g de gás nitrogênio ( N2 ) ( resp.: n = 3,5 mols de moléculas de N2 ) 
d- 0,8 gramas de sacarose ( C12H22O11 ) ( resp.: n = 0,00234 mol de moléculas de C12H22O11 ) 
 
.EP10) Calcule a massa, em gramas, correspondente a : 
 
a- 5,4 mols de moléculas de ácido acético ( C2H4O2 ) ( resp.: m = 324 g de C2H4O2 ) 
b- 1,4 mols de moléculas de peróxido de hidrogênio ( H2O2 ) ( resp.: m = 47,6 g de H2O2 ) 
c- 0,25 mols de moléculas de dióxido de enxofre ( SO2 ) ( resp.: m = 16 g de SO2 ) 
d- 0,8 mols de moléculas de sacarose (C12H22O11 ) ( resp.: m = 273,6 de C12H22O11 ) 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 12 
 
 CÁLCULO DA QUANTIDADE DE ÁTOMOS 
 
. EXERCÍCIOS MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
. EM6 – Um recipiente fechado contém 48 g de oxigênio. Qual a quantidade de átomos desse 
elemento está contida nesse recipiente ? ( resp. : 1,8.1024 átomos de oxigênio ) 
 
. EM7 – Calcular a massa, em gramas, de 2,4.1025 átomos de cálcio. Quantos mols de átomos 
correspondem a essa quantidade de átomos ? ( resp. : m = 1600 g de Ca ; n = 40 mols de átomos 
de Ca ) 
 
 # EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
.EP11) Determine a quantidade de átomos existentes em : 
 
a- 56 g de nitrogênio ( resp.: 2,4.1024 átomos de N ) 
b- 71 g de cloro ( resp.: 1,2.1024 átomos de Cl ) 
c- 480 g de magnésio ( resp.: 1,2.1025 átomos de Mg ) 
d- 1,15 g de sódio ( resp.: 3,0.1022 átomos de Na ) 
 
.EP12) Calcule a massa, em gramas, e a quantidade de mols de átomos correspondente a: 
 
a- 6.1024 átomos de enxofre ( resp.: m = 321 g de S ; n = 10 mols de átomos de S ) 
b- 3.1022 átomos de potássio ( resp.: m = 1,95 g de K ; n = 0,05 mol de átomos de K ) 
c- 1,5.1022 átomos de iodo ( resp.: m = 3,185 g de I ; n = 0,025 mol de átomos de I ) 
d- 4,2.1023 átomos de hélio ( resp.: m = 2,8 g de He ; n = 0,7 mol de átomos de He ) 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 13 
 
 CÁLCULO DA QUANTIDADE DE MOLÉCULAS 
 
. EXERCÍCIOS MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
. EM8 – Num recipiente estão 1,2 .1022 moléculas de água. Calcular a massa, em gramas, e a 
quantidade de mols de moléculas dessa quantidade de água. ( resp.: m = 0,36 g de água ; n = 0,02 
mol de moléculas de água ) 
 
. EM9 – Determinar a massa, em gramas, de uma única molécula de SO2 . ( resp.: m = 1,06.10
 –22 
g ) 
 
 # EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
.EP13) Calcule a quantidade de moléculas que existem em: 
 
a- 196 g de ácidosulfúrico ( H2SO4 ) ( resp.: 1,2 .10
24 moléculas de H2SO4 ) 
b- 400 g de óxido de alumínio ( Al2O3 ) ( resp.: 2,35.10
24 moléculas de Al2O3 ) 
c- 213 g de gás cloro ( Cl2 ) ( resp.: 1,8.10
24 moléculas de Cl2 ) 
d- 18 g de gás oxigênio ( O2 ) ( resp.: 3,375.10
23 moléculas de O2 ) 
 
.EP14) Qual a massa, em gramas, equivalente a: 
 
a- 2,4.1024 moléculas de carbonato de cálcio ( CaCO3) ( resp.: m = 401,3 g de CaCO3 ) 
b- 3,818.1023 moléculas de dióxido de carbono ( CO2 ) ( resp.: m  28 g de CO2 ) 
c- 1,8.1025 moléculas de glicose ( C6H12O6 ) ( resp.: m = 5400g de C6H12O6 ) 
d- 5,02.1022 moléculas de sulfato de ferro III [ Fe2(SO4)3 ] ( resp.: m = 33,35 g de Fe2(SO4)3 ) 
 
.EP15) Se um indivíduo ingerir 300 mL de água, quantas moléculas desta substância ele beberá ? 
dada – densidade da água = 1,0 g/mL ( resp. : 1,0 .1025 moléculas de água ) 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 14 
 
EP16) Se você utilizar 100 g de sacarose – C12H22O11 ( açúcar comum ) para adoçar um cafezinho, 
quantas moléculas dessa substância você estará ingerindo ? ( resp. :  1,75 .1023 moléculas de 
sacarose ) 
 
EP17) Calcule a massa em gramas de : 
 
a- um único átomo de hidrogênio ( resp.: m = 1,66 .10 –24 g ) 
b- uma única molécula de água ( resp.: m = 3,0.10 –23 g ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 15 
 
CAPÍTULO 3 
 
CNTP E VOLUME MOLAR ( VM ) 
 
 RESUMO TEÓRICO 
 
 Condições Normais de Temperatura e Pressão ( CNTP ) 
 
São as condições estipuladas pela IUPAC ( União Internacional de Química Pura e Aplicada ) 
correspondentes a : 
 
CNTP { tempertura = 0 0C / pressão = 1 atmosfera ou 1 atm ( 76 cm de Hg ou 
 760 mm de Hg ) 
 Pressão Atmosférica - Experiência de Torricelli 
 
A atmosfera terrestre é composta por vários gases, que exercem uma pressão sobre a superficie 
da Terra. Essa pressão, denominada pressão atmosférica, depende da altitude do local, pois à 
medida que nos afastamos da superfície do planeta, o ar se torna cada vez mais rarefeito, e, 
portanto, exercendo uma pressão cada vez menor. 
O físico italiano Evangelista Torricelli (1608-1647) realizou uma experiência para determinar a 
pressão atmosférica ao nível do mar. Ele usou um tubo de aproximadamente 1,0 m de 
comprimento, cheio de mercúrio (Hg) e com a extremidade tampada. Depois, colocou o tubo , em 
pé e com a boca tampada para baixo, dentro de um recipiente que também continha mercúrio. 
Torricelli observou que, após destampar o tubo, o nível do mercúrio desceu e estabilizou-se na 
posição correspondente a 76 cm, restando o vácuo na parte vazia do tubo. 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 16 
 
Barômetro de mercúrio. 
Experimento realizado por Torricelli 
em 1643. 
Na figura, as pressões nos pontos A e B são iguais (pontos na mesma horizontal e no mesmo 
líquido). A pressão no ponto A corresponde à pressão da coluna de mercúrio dentro do tubo, e a 
pressão no ponto B corresponde à pressão atmosférica ao nível do mar: 
pB = pA  pATM = pcoluna(Hg) 
Como a coluna de mercúrio que equlibra a pressã atmosférica é de 76 cm, dizemos que a pressão 
atmosférica ao nível do mar equivale à pressão de uma coluna de mercúrio de 76 cm. Lembrando 
que a pressão de uma coluna de líquido é dada por dgh (g = 9,8 m/s2), temos no SI : 
pATM  76cmHg = 760mmHg = 1,01x10
5 Pa (pascal) 
A maior pressão atmosférica é obtida ao nível do mar (altitude nula). Para qualquer outro ponto 
acima do nível do mar, a pressão atmosférica é menor. A tabela a seguir apresenta a variação da 
pressão atmosférica de acordo com a altitude. 
 
 
 
 
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OBSERVAÇÃO 
 
OBS. : Não confundir CNTP com Condições Ambientes ( t = 0 0C e 20 a 25 0C / P = 1 atm ) 
 
 
 
 Volume Molar ( VM ) de um gás nas CNTP 
 
É o volume ocupado por 1 MOL de moléculas ( 6.1023 moléculas ) de qualquer gás nas CNTP . 
O volume molar de um gás nas CNTP, atualmente recomendado pela IUPAC é de 22,71 L. 
 
Entretanto, por uma questão de costume, o volume molar adotado anteriormente, de 22,4 L , 
continua sendo o mais utilizado para efeito de cálculo . 
 
 Relação prática 
 
 1 Mol de moléculas = Massa Molar ( g/mol ) = 6.1023 moléculas = 22,71 L ou 22,4 L 
 
Exemplos : 
 
- 1Mol de moléculas de O2 = 32 g /mol = 6.10
23 moléculas = 22,4 L 
 
- 1Mol de moléculas de CO2 = 44 g /mol = 6.10
23 moléculas = 22, 4 L 
 
- 1Mol de moléculas de SO3 = 80 g /mol = 6.10
23 moléculas = 22, 4 L 
 
etc. 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 18 
 EXERCÍCIOS 
 
. EXERCÍCIOS MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
. EM10 – Um recipiente fechado contém 140 g de gás nitrogênio ( N2), nas CNTP. Determinar o 
volume ocupado por esse gás . ( v = 112 L ) 
 
. EM11 – Descobrir a massa, em gramas, de 5,6 L de gás carbônico nas CNTP . ( resp.: m = 11 g 
CO2 ) 
 
 . EM12 – Calcular qual o número de mols de moléculas de gás SO3 que ocupam um volume de 
6,96 L nas CNTP . ( resp.: n = 0,3 mol de moléculas de SO3 ) 
 
 . EM13 – Calcular a quantidade de moléculas de gás metano ( CH4) que nas CNTP ocupam 28 L ( 
resp. : 7,525 .1023 de moléculas de CH4 ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP18) Calcule o volume ocupado nas CNTP, por : 
 
a- 150 g de gás oxigênio ( O2 ) ( resp. : v = 105 L de O2 ) 
b- 374 de gás amoníaco ( NH3 ) ( resp.: v = 492,8 L de NH3 ) 
c- 45 de monóxido de carbono ( CO ) ( resp.: v = 36 L de CO ) 
 
EP19) Considerando as CNTP, determine a massa equivalente a : 
 
a- 6,0 L de gás etano ( C2H6 ) ( resp.: m = 8,035 g de C2H6 ) 
b- 196,8 L de gás propano ( C3H8 ) ( resp.: m = 386,5 g de C3H8 ) 
c- 120 L de gás butano ( C4H10 ) ( resp.: m = 310,7 g de C4H10 ) 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 19 
 
EP20) Determinar, nas CNTP, a quantidade de mols de moléculas presentes em: 
 
a- 11,2 L de gás nitrogênio ( N2 ) ( resp.: n = 0,5 mol de moléculas de N2 ) 
b- 180 L de gás cloro ( Cl2 ) ( resp.: n = 8,03 mols de moléculas de Cl2 ) 
c- 12,5 L de gás hidrogênio ( H2 ) ( resp. : n = 0,558 mol de moléculas de H2 ) 
 
EP21) Descobrir a quantidade de moléculas, nas CNTP, contidas em : 
 
a- 1,12 L de gás SO2 ( resp.: 3.10
22 moléculas de SO2 ) 
b- 56 L de gás N2O ( resp.: 1,5.10
24 moléculas de N2O ) 
c- 8,96 L de gás O2 ( resp.: 2,4.10
23 moléculas de O2 ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 20 
 
CAPÍTULO 4 
 
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 
 RESUMO TEÓRICO 
 
 
 , onde : 
 
P = pressão exercida pelo gás – em atmosfera ( atm ) ou em milímetros de mercúrio ( mm de 
Hg ) ; 
V = volume ocupado pelo gás – em litros ( L ) ; 
n = quantidade de mols de moléculas do gás ; 
n = 
)/(
)(
molgM
gm
 onde : m = massa do gás em gramas (g) e M = massa molar do gás (g/mol) 
R = constante universal dos gases : 
 
Quando : P = em atm  R = 0,082 atm.L /mol.K 
 P = em mm de Hg  R = 62,3 mm Hg .L / mol.K 
 
T = temperatura do gás em temperatura termodinâmicaKelvin ( K ) 
 
Transformação de temperatura em graus Celsius ( 0C) para Kelvin (K) : 
 
T = t ( 0C) + 273 
 
OBSERVAÇÃO: como n = 
)/(
)(
molgM
gm
 , a equação de Clapeyron também pode ser escrita 
sobre a forma : 
=> P . V = 
)/(
)(
molgM
gm
 . R . T 
 
 
 
P . V = n . R . T 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 21 
 
 EXERCÍCIOS 
 
. EXERCÍCIOS MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
 EM14 – Um recipiente fechado contém 5 mols de moléculas de gás nitrogênio ( N2 ), a 27 
0C, 
exercendo a pressão de 600 mm Hg. Calcule a capacidade desse recipiente. ( resp.: v = 155,75 L ) 
 
 EM15 – Determinar o volume ocupado por 4,8 g de gás oxigênio ( O2 ) a 27
 0C e 0,9 atm . ( resp.: v 
= 4,1L ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP22) Sabendo que 5 mols de moléculas de gás hidrogênio ( H2 ), encontram-se em um recipiente 
fechado a 3 0C e 3,69 atm. ( resp.: V = 30, 66 L ) 
 
 EP23) Calcular a pressão, em atm, exercida por 4,4 g de gás metano ( CH4 ) à temperatura de 47
 
0C , contidas num frasco com capacidade de 8,0 L . ( resp.: P = 0,902 atm ) 
 
EP24) Um recipiente fechado contém 22 g de gás carbônico ( CO2 ) a 17 
0C . Ache o volume 
ocupado por esse gás, sabendo que ele exerce uma pressão de 1,45 atm . ( resp. : V = 8,2 L ) 
 
EP25) Um frasco fechado, com capacidade de 16,4 L, contém gás metano ( CH4 ) a 27
 0C, 
exercendo a pressão de 2,1 atm. Calcule a massa, em gramas, desse gás. ( resp.: m = 22,4 g ) 
 
EP26) Determine a massa molar ( M ) de 37,7 g de um gás, que se encontra confinado a 25 0 C e 
1,0 atm, num recipiente de 10 L de capacidade . ( resp.: M =92,1 g/mol ) 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 22 
 
CAPÍTULO 5 
 
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS 
 
 Determinação da Composição Porcentual ou Fórmula Centesimal ou Fórmula Porcentual 
 
 EXERCÍCIOS 
 
. EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvido pelo professor ) 
 
 EM16 - Determinar a composição porcentual da substância de fórmula C2H5ON . ( resp.: 
Composição Porcentual da substância = C40, 67 %H8,47 %O27,12 %N23,73 % ) 
 
 
 Determinação da Fórmula Mínima e da Fórmula Molecular 
 
. EXERCÍCIO MODELO – EM ( a serem resolvidos pelo professor ) 
 
 EM17 - A composição centesimal de uma substância é de 54,54% de C ; 9,09% de H ; 36,36% 
de O . Determinar a fórmula mínima ( f.m ) dessa substância . ( f.m = C2H4O ) 
 
 EM18 - Descobrir a fórmula molecular ( F.M ) de um composto que apresenta 40% de S e 60% 
de O e, massa molar M = 80 g/mol . ( resp.: F.M = SO3 ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
 EP27) Calcular a composição centesimal da substâncias : 
 
 a- N2H4O3 ( resp.: N 35% H 5%O60% ) 
 b- Fe2(SO4)3 ( resp.: Fe 28% S 24%O 48% ) 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 23 
 c- (NH4)2CO3 ( resp.: N 29,10% H 8,33% C 12,50%O 50% ) 
 d- C3H7O2N ( resp.: C 40,45% H 7,86% O 35,96% N 15,73% ) 
 
 EP28) Dadas as composições porcentuais abaixo, determinar para cada caso, a respectiva 
fórmula mínima ( f.m ) : 
 
a- Fe = 70% ; O = 30% ( resp.: f.m = Fe2O3 ) 
b- C = 60% ; H = 13,33% ; O = 26,67% ( resp.: f.m = C3H8O ) 
c- C = 40% ; H = 6,66% ; O = 53,33% ( resp.: f.m = CH2O ) 
d- C = 90% ; H = 10% ( resp.: f.m = C3H4 ) 
e- C = 49,32% ; H = 6,85% ; O = 43,84% ( resp.: f.m = C3H5O2 ) 
f- C = 37,5 % ; H = 12,5 % ( resp.: f.m = CH4O ) 
 
EP29) Em cada caso abaixo, sendo conhecidas as massas molares das substâncias e as suas 
respectivas composições porcentuais, determine as fórmulas moleculares ( F.M ) utilizando os dois 
procedimentos abordados em aula pelo professor : 
 
a- C 85,71% H 14,29% e M = 42 g/mol ( resp.: F.M = C3H6 ) 
b- C 49,32% H 6,85% O 43,84% e M = 146 g/mol ( resp. : F.M = C6H10O4 ) 
c- Fe 28% S 24% O 48% e M = 400 g/mol ( resp.: F. M = Fe2S3O12 ) 
 
 
. NOTA : Para um composto orgânico oxigenado , quando a soma das porcentagens dadas de C e 
de H , não resultar igual a 100%, fica claro que o restante para completar esse total é de O . 
 
Ex. : composição centesimal C 60%H 30% => na realidade, tem-se : C 60%H 30% O10% 
 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 24 
 
CAPÍTULO 6 
 
LEI DE PROUST E ESTEQUIOMETRIA 
 
 LEI DE PROUST – RESUMO TEÓRICO 
 
A chamada Lei de Proust, também conhecida como Lei das Proporções Constantes ou ainda 
Lei das Proporções Definidas, é uma conseqüência das verificações experimentais feitas pelo 
químico francês JOSEPH LOUIS PROUST , a respeito de como se combinam as substâncias 
durante a ocorrência de uma transformação química. 
De acordo com a Lei de Proust, uma substância independentemente do método de obtenção, 
apresenta os seus elementos combinados em uma proporção, em massa, constante e definida. 
 
Lei de Proust – “ A proporção com que as espécies químicas ( átomos, moléculas ) reagem 
para formar uma certa substância, é sempre constante. Ou seja, uma substância é sempre 
formada pelas mesmas espécies, combinadas sempre na mesma proporção” . 
 
Esquematicamente, tem-se : A + B  AB 
 
 1ª experiência: mA mB mAB 
 2ª experiência: mA’ mB’ mAB’ 
 3ª experiência: mA’’ mB’’ mAB’’ 
 . . . . 
 . . . . 
 . . . . 
 
 Estabelecendo-se, em cada uma das experiências realizadas, uma proporção entre as massas 
reagentes, verifica-se que : 
 
 Lei de Proust : 
mB
mA
 = 
'
'
mB
mA
 = 
''
''
mB
mA
 = valor constante 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 25 
 
 
 Exemplo : Formação da água 
 
Hidrogênio + Oxigênio  Água 
 
1ª experiência: 15 g 120 g 135 g 
2ª experiência: 10 g 80 g 90 g 
3ª experiência: 5 g 40 g 45 g 
 
 
 Lei de Proust : 
mO
mH
 = 
120
15
 = 
80
10
 = 
40
5
 = 
8
1
 ( valor constante ) 
 
 
 ESTEQUIOMETRIA – RESUMO TEÓRICO 
 
Estequiometria é o estudo dos cálculos, através da aplicação da Lei de Proust, que permitem 
determinar as quantidades das substâncias ( reagentes e produtos ) que participam de uma 
transformação química . 
 
 Roteiro Básico para a resolução de problemas de Estequiometria 
 
1º) Escrever e balancear devidamente a equação química representativa da transformação 
mencionada mo problema ; 
 
2º) Identificar, através da leitura atenta do enunciado do problema, as substâncias químicas 
envolvidas em sua resolução ; 
 
3º) Identificar, através da leitura atenta do enunciado do problema, o(s) tipo(s) de relação(ções) 
que se estabelece(em) entre as substâncias envolvidas ( massa / massa ; massa / mol ; mol / 
volume ; volume / massa ; volume / volume , etc. ) 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 26 
4º) Estabelecer a relação entre as substâncias envolvidas, através de uma “Regra de Três” ( 
proporção ) em conformidade com a Lei de Proust ; 
 
5º) A 1ª linha da regra de três, deve ser escritaa partir da equação química do problema, 
respeitando-se os coeficientes estequiométricos que fazem o seu balanceamento e a relação 
previamente estabelecida ( massa / massa ; mol / massa ; massa / volume , etc. ) entre as 
substâncias envolvidas ; 
 A 2ª linha da regra de três, deve ser escrita estabelecendo-se uma relação entre os dados e 
o pedido do problema . 
 
 EXERCÍCIOS 
 
PROPORÇÃO EM MOL DE MOLÉCULAS 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM19 – Qual a quantidade mol de moléculas de gás oxigênio, é necessária para se produzir 
0,36 mol de moléculas de água ? ( resp. : n = 0,18 mol de moléculas de água ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
 EP30) Qual a quantidade de mols de moléculas de gás amônia (NH3), que resulta quando 0,6 
mol de moléculas de gás hidrogênio (H2) é tratado com quantidade suficiente de gás nitrogênio 
(N2) ? ( resp. : n = 0,4 mol de moléculas de NH3 ) 
 
 EP31) De acordo com a equação não balanceada dada abaixo, calcular a quantidade de mols 
de moléculas de gás oxigênio (O2) necessária para reagir com 5 mols de átomos de ferro (Fe) . ( 
resp.: n = 3,75 mols de moléculas de O2 ) 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 27 
PROPORÇÃO EM MASSA 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM20 – Pela reação : 8 HI + 1 H2SO4  1 H2S + 4 H2O + 4 I2 , calcule a massa de ácido 
sulfúrico necessária para reagir com 256 g de HI . ( resp.: m = 24,5 g de H2SO4 ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP32) Qual massa, em gramas, de gás carbônico ( CO2 ) é produzida na queima completa de 
gás propano ( C3H8 ), ao se partir de 20 g desse material ? ( resp. : m = 60 g de CO2 ) 
 
1 C3H8(g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l) 
 
EP33) O ácido clorídrico ( HCl ) reage com carbonato de cálcio ( CaCO3 ) conforme a equação 
fornecida. Calcule a massa de carbonato, em gramas, necessária para produzir 9 g de água . ( 
resp. : m = 50 g de H2O ) 
 
1 CaCO3(s) + 1 HCl (aq)  1 CaCl2 (aq) + 1 H2O (l) + 1 CO2 (g) 
 
 
PROPORÇÃO EM MOLS DE MOLÉCULAS / VOLUME 
 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM21 – Determinar o volume produzido de gás oxigênio (O2), nas CNTP, quando 1,5 mols de 
moléculas de KClO3(s) sofre decomposição térmica, conforme a equação abaixo . ( resp.: v = 
50,4 L de O2 ) 
 
2 KClO3(s)  2 KCl(s) + 3 O2 (g) 
  
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 28 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP34) Qual o volume de cloreto de hidrogênio ( HCl ) obtido, nas CNTP, quando se utiliza 0,1 mol 
de moléculas de gás hidrogênio ( H2 ) ? ( resp.: v = 4,48 L de HCl ) 
 
1 H2(g) + 1 Cl2(g)  2 HCl(g) 
 
EP35) Observe a equação de combustão do gás sulfídrico ( H2S ) dada abaixo e, calcule o 
volume desse gás que é necessário nas CNTP, para reagir com 0,375 mol de moléculas de 
O2(g). ( resp.: v =5,6 L de H2S ) 
 
PROPORÇÃO EM QUANTIDADE DE MOLÉCULAS 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM22 – Calcular a massa, em gramas, de gás nitrogênio (N2), necessária para produzir 1,0.10
22 
moléculas de gás amoníaco ( NH3) . ( resp.: m = 0,233 g de N2 ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS - EP 
 
EP36) Determinar o número de moléculas de gás amoníaco ( NH3) que se forma, quando 1 mol 
de moléculas de gás hidrogênio ( H2 ) reage com quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2). ( 
resp.: 4.1023 moléculas de NH3 ) 
 
EP37) Achar o volume de gás hidrogênio ( H2 ), em litros, nas CNTP, necessário para reagir com 
5.1023 moléculas de gás nitrogênio (N2). ( resp.: v = 56 L de H2 ) 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 29 
 
PROPORÇÃO ENVOLVENDO RELAÇÕES DIVERSAS 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
EP37) Considere a equação química : HCl(aq) + Ca(OH)2(aq)  CaCl2 (aq) + H2O(l) . 
Utilizando 22,2 g de hidróxido de cálcio, calcule : 
 
a- a massa, em gramas , de ácido clorídrico que reage ( resp.: m = 21,9 g de HCl ) 
b- a massa, em gramas, de cloreto de cálcio que se forma ( resp.: m = 33,3 g de CaCl2 ) 
c- o número de moléculas de água que se forma ( resp.: 3,612.1023 moléculas de H2O ) 
 
EP38) O sulfeto de zinco sofre combustão, de acordo com a equação : ZnS + O2  ZnO + SO2 . 
Partindo-se de 28 L de gás oxigênio ( O2 ) , nas CNTP, calcule : 
 
a- a massa, em gramas, de sulfeto de zinco que reage ( resp.: m = 80,8 g de ZnS ) 
b- a quantidade de moléculas de óxido de zinco que se forma ( resp.: 5.1023 moléculas de ZnO ) 
c- a quantidade de mols de moléculas e o volume, nas CNTP , de dióxido de enxofre que se forma 
( n = 0,83 mol de moléculas de SO2 ; v = 18,6 L de SO2 ) 
 
EP39) A decomposição térmica do nitrato de amônio é representada pela equação : 
 
 NH4NO3(s)  N2O(g) + H2O (v) 
  
Calcule a massa, em gramas, de nitrato de amônio necessária para produzir 1,806.1024 moléculas 
de água . ( resp. : m = 120 g de NH4NO3 ) 
 
EP40) O gás amoníaco (NH3) pode ser obtido a partir do gás nitrogênio (N2) em reação com o gás 
hidrogênio (H2) . Utilizando 3.10
25 moléculas de gás nitrogênio (N2), calcule : 
 
a- o volume de gás hidrogênio (H2), nas CNTP, necessário para a reação ( resp.: v = 3360 L de H2 
) 
b- a massa, em gramas, de gás amoníaco ( NH3) que se obtém ( resp.: m = 1700 g de NH3 ) 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 30 
CAPÍTULO 7 
 CASOS ESPECIAIS DE ESTEQUIOMETRIA 
 
 Estequiometria e Equação de Clapeyron 
 
. EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM23- Certa quantidade de gás etano ( C2H6 ) exige na combustão total, 35 L de gás oxigênio 
medidos a 0,5 atm a 29 0C . Determinar : 
 
a- o volume de etano, medido nas CNTP ( resp.: v = 4,48 L de C2H6 ) 
b- o volume de gás carbônico obtido quando medido a 623 mm Hg e 127 0 C ( resp.: v = 16,0 L 
CO2 ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
EP41) Certa quantidade de gás propano ( C3H8) exige na combustão total de 48 L de gás oxigênio, 
medido a 0,41 atm e 27 0 C . 
 
 C3H8 + O2  CO2 + H2O 
Calcule : 
 
a- o volume de propano medido nas CNTP ( resp. : v  3,6 L de C3H8 ) 
b- o volume de gás carbônico obtido quando submetido a 623 mm Hg e 1270 C ( resp. : v = 19,2 L 
de CO2 ) 
c- a massa de água formada ( resp. : m = 11,52 g de H2O ) 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 31 
 
 
EP42) 6,0 L de SO2 medidos a 623 mm Hg e 27
0 C , reagem completamente com KOH segundo a 
equação : 
 2 KOH + SO2  K2SO3 + H2O 
 
a- a massa de KOH consumida ( resp. : m = 22,4 g de KOH ) 
b- a massa de K2SO3 formada ( resp.: m = 31,6 g de K2SO3 ) 
 
 
EP43) 12,0 L de CO2 medidos a 0,82 atm e 127 
0 C reagiram completamente com NaOH . Calcule : 
 
a- a massa de NaOH consumida ( resp. : m = 24 g de NaOH) 
b- a massa de Na2CO3 formada ( resp.: m = 31,8 g de Na2CO3 ) 
c- a massa de água produzida ( resp.: m = 5,4 g de H2O ) 
 
 
EP44) 4,2.1025 moléculas de eteno ou etileno ( C2H4 ) sofrem combustão total conforme a equação: 
C2H4 + O2  CO2 + H2O . Calcule : 
 
a- o volume, em metros cúbicos ( m3 ) de O2 consumido, uando medido a 0,82 atm e 27 
0 C .(resp. : 
6,3 m3 de O2 ) 
b- a massa, em quilogramas ( kg ) de CO2 formada . ( resp. : m = 6,16 kg de CO2 ) 
c- a quantidade de mols de moléculas e a massa, em quilogramas ( kg ) de água formada ( resp.: 
m = 2,52 kg de H2O ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 32 
 
 Estequiometria e Grau de Pureza de um Reagente 
 
 Quando o grau de pureza ( ou pureza ou % de pureza ) do reagente é dado 
 
Naprática diária dos procedimentos químicos, quando uma certa massa de um certo reagente é 
posta para reagir, somente a parte pura dela entra em reação, desprezando-se assim, as 
impurezas . 
Dessa forma, a massa pura de um certo reagente a ser utilizada na reação pode ser calculada a 
partir da seguinte expressão : 
 
 
 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM24- Qual a massa de alumínio que se forma pela decomposição de 175 de óxido de alumínio 
 60% de pureza ? ( resp.: m = 55,58 g de Al ) 
 
 1 Al2O3  2 Al + 3/2 O2 
 
 # EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
 EP45) Um químico provocou a reação entre 80 g de calcário ( CaCO3 ) e excesso de ácido 
clorídrico ( HCl ) . Sabendo que na reação formam-se cloreto de cálcio ( CaCl2 ) , gás carbônico ( 
CO2 ) e água ( H2O ) , calcule o volume de CO2 obtido nas CNTP , se o grau de pureza do calcário 
é de 95% . ( resp.: v = 17,024 L de CO2 ) 
 
EP46) Calcule o volume de cloro ( Cl2 ) , nas CNTP, obtido quando se submetem 95 g de pirolusita 
( MnO2 ) com 85% de grau de pureza, à ação de ácido clorídrico. ( resp.: v  20,8 L de Cl2 ) 
 MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 
 
 
mpura = % pureza x m amostra 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 33 
 
 Quando o grau de pureza ( % pureza ) deve ser calculado 
 
 O grau de pureza ( % pureza ) de um reagente que participa de uma transformação química, 
 pode ser calculado através da seguinte expressão : 
 
 
 
 
 
 
 
. EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM25- Na reação de 5 g de sódio com água, houve desprendimento de 2,415 L de gás hidrogênio 
 Nas CNTP. Qual é o grau de pureza ( ou teor ) do sódio ? ( resp. : % pureza do sódio = 99% ) 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
 EP47) 50 g de calcário ( CaCO3 impuro ) por pirólise ( decomposição térmica ) forneceram 10 L de 
CO2 nas condições ambientes. Calcule a % de pureza ( teor ) do calcário, sabendo que as 
impurezas não liberam CO2 na pirólise. Dado – Considerar o volume molar nas condições 
ambientes v = 25 L / mol . ( resp.: % pureza = 80% ) 
 
 CaCO3  CaO + CO2 
 
EP48) 10 g de alumínio reagindo com ácido sulfúrico em excesso, liberam 11,2 L de gás hidrogênio 
nas CNTP. Calcule a % de pureza do Al. Admita que as impurezas não reagem com o ácido 
sulfúrico liberando H2 . ( resp. : % de pureza = 90% ) 
 
 2 Al + 3 H2SO4  1 Al2(SO4)3 + 3 H2 
 
 
% pureza = 100x
stramassadaamo
massapura
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 34 
 
EP49) Calcule a pureza de um cloreto de amônio, sabendo-se que 60 g dessa substância aquecida 
com excesso de NaOH produziram 89,6 L de amônia a 0,5 atm e 273 0 C . ( resp.: % de pureza = 
89,17% ) 
 NH4Cl + NaOH  NH3 + H2O + NaCl 
 
 Estequiometria e Rendimento ( R ) de uma Reação ( ou grau de conversão de um reagente 
) 
 
 Na prática, ao ocorrer uma transformação química, por muitos motivos, dificilmente se verifica a 
 conversão total dos reagentes nos produtos . Isso implica dizer que na prática, o grau de conver- 
 são de um reagente no produto ou o rendimento de uma reação, dificilmente será 100% . 
 Nos exercícios anteriores até agora resolvidos, sempre foi considerado um rendimento de 100% 
 ou seja, foi considerado que todos os reagentes se converteram integralmente nos produtos, o 
 que não ocorrerá nos casos de estequiometria a seguir : 
 
 Quando o Rendimento da reação é fornecido 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM26 – Considere 500 g de pirita ( FeS2 ) com 96% de pureza. Determine a massa de dióxido 
 de enxofre obtida pela ustulação ( queima de minérios de enxofre ) dessa pirita, conforme a e- 
 quação não balanceada : 
 
 FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
EP50) Suponha que uma indústria possua 8000 kg de calcário com 90% de pureza em CaCO3 
e quer obter cal virgem ( CaO ) por decomposição térmica desse calcário. Que massa de cal 
virgem será obtida se o processo apresentar um rendimento de 95 % ? ( resp.: m = 3830,40 kg 
de CaO ) 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 35 
 
EP51) Admita a obtenção de carbonato de sódio ( Na2CO3 ), conforme a equação não 
balanceada : CO2 + NaOH  Na2CO3 + H2O 
Calcule a massa de carbonato que se obtém quando se utilizam 200 g de soda cáustica ( NaOH 
) com 90% de pureza, sendo o rendimento da reação igual a 85 % . ( resp. : m = 202,725 kg de 
Na2CO3 ) 
 
 
 Quando o Rendimento da reação deve ser calculado 
 
 . Regra Prática para o cálculo do rendimento 
 
 Na regra de três, deve-se estabelecer a proporção entre as quantidades de mol multiplicando- 
 se os coeficientes dos produtos ( 2º membro da equação ) pelo rendimento, que é a incógnita 
 do problema. 
 Para que se possa estabelecer a proporção em quantidade de mols sugerida, fica claro que as 
 quantidades dos participantes dadas no enunciado deverão ser transformados em “mol” . 
 
 Esquema : Seja a reação - a A + b B  c C + d D 
 1ª linha a b c d 
 2ª linha nA nB nC . R nD . R 
 
 dados do problema transformados 
 em “mol” 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM27 – 32,70 de zinco metálico reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, 
 produzindo 64,53 g de zincato de sódio ( Na2ZnO2 ) mais gás hidrogênio. Qual é o rendimento 
 da reação ? ( resp.: % R = 90 % ) 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 36 
 
 
# EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
EP51) Foram obtidos 448 g de CaO por pirólise de 1,0 kg de CaCO3 . Calcule o rendimento da 
reação . ( resp.: %R = 80% ) 
 
EP52) Na reação de 10 g de NaOH com CO2 foram obtidos 10,6 g de Na2CO3 . Qual o 
rendimento da reação ( resp.: %R = 80% ) 
 
EP53) Foram obtidos 100 g de Na2CO3 na reação de 1,0 L de CO2 a 22,4 atm e 0 
0 C com 
excesso de NaOH. Determine o rendimento da reação . ( resp.: %R = 94,3 % ) 
 
  Estequiometria envolvendo Reações Sucessivas ou Consecutivas 
 
Muitos produtos químicos são obtidos na prática, não diretamente a partir de uma única etapa 
de transformação mas, sim de algumas etapas sucessivas até que se obtenha o produto 
desejado ou produto final. 
As várias etapas de obtenção de um certo produto, são representadas por diversas equações 
químicas escritas numa seqüência sucessiva ou consecutiva. 
Dessa forma, para efeito de resolução de um problema de estequiometria envolvendo diversas 
reações consecutivas, deve-se observar o seguinte procedimento : 
 
1. Balancear cada equação individualmente ; 
2. Fazer o interbalanceamento das equações, de modo a permitir o cancelamento das 
substâncias comuns em membros opostos das equações ; este interbalanceamento sugere 
que as equações envolvidas devam ser multiplicadas por números convenientes de tal 
maneira a ser possível o cancelamento mencionado ; 
3. Após o interbalanceamento, fazer a soma membro a membro das equações, de modo a se 
obter uma única equação química com a qual se deve operar para aresolução do problema; 
4. A partir daí, seguem-se as outras etapas de resolução já vistas nos casos anteriores. 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 37 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM28 – Qual a massa de SO2 é responsável pela produção de 196 g de ácido sufúrico ( H2SO4 ) 
 no processo abaixo : ( resp.: m = 128 g de SO2 ) 
 
 SO2 + ½ O2  SO3 
 H2O + SO3  H2SO4 
 
 
 # EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
 
 EP54) Pela seqüência sucessiva de reações : C + O2  CO2 
 CO2 + NaOH  NaHCO3 
 
 Qual a massa de hidrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio ( NaHCO3 ) , que se 
 pode obter a partir de 1,0 g de carbono ( C ) . ( resp.: m = 7,0 g de NaHCO3 ) 
 
 EP55) Considere as reações consecutivas não interbalanceadas : 
 
 . 1 MnO2 + 4 HCl  1 MnCl2 + 2 H2O + 1 Cl2 
 . 3 Cl2 + 2 P  2 PCl3 
 
 Determine : 
 
a- a massa, em gramas, do tricloreto de fósforo ( PCl3 ) que se obtém utilizando 73 g de HCl. ( 
( resp.: m = 45,8 g de PCl3 ) 
b- a quantidade de minério de dióxido de manganês ( pirolusita de 95% de pureza ) necessária 
para a obtenção de 275 g de PCl3 . ( resp .: m = 274,73 g de MnO2 ) 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 38 
 
 
EP56) Uma indústria fabrica ácido nítrico (HNO3) usando gás amônia ( NH3 ) como matéria-prima. 
Que volume, em metros cúbicos, a 27 0 C e 0,82 atm, será necessário à obtenção de 315 kg de 
HNO3, pelo processo não balanceado e não interbalanceado equacionado abaixo ? ( resp.: v = 
225 m3 ) 
 
. NH3 + O2  NO + H2O 
. NO + O2  NO2 
. NO2 + H2O  HNO3 + NO ( ao final, este NO não é aproveitado no processo ) 
 
 
 Estequiometria envolvendo uma reação com excesso de reagente ou quando são 
fornecidas as quantidades de dois ou mais reagentes 
 
 
Como se viu, a resolução de um problema de estequiometria deve obedecer à LEI DE PROUST, 
que estabelece uma proporção constante entre os participantes da reação. 
Dessa forma, quando são dadas as quantidades de dois reagentes postos para reagir, pode 
ocorrer que uma delas esteja em quantidade excessiva ( REAGENTE EM EXCESSO ); sendo que 
somente a quantidade dele que obedecer à Lei de Proust reagirá, sobrando assim sem reagir, o 
excesso. Outra possibilidade, pode ser aquela que uma determinada quantidade de um certo 
reagente, esteja abaixo da quantidade necessária para a obediência à Lei de Proust, ou seja, o 
reagente está em falta ( REAGENTE EM FALTA ou REAGENTE LIMITANTE ). 
Então, quando um problema de cálculo estequiométrico envolver esse caso, é necessário se fazer 
antes do início definitivo da resolução do exercício, uma verificação de qual reagente está em 
excesso e qual reagente está em falta. A partir daí, todos os demais cálculos para se resolver a 
questão devem ser baseados sempre no REAGENTE LIMITANTE. 
Através da resolução em aula, pelo professor, do exercício modelo abaixo, se verá um exemplo de 
aplicação deste tipo de situação. 
 
 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 39 
 
 . EXERCÍCIO MODELO – EM ( a ser resolvidos pelo professor ) 
 
 EM29 – Juntando-se 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido de sódio, pede-se calcular : 
 
 a- a massa de sulfato de sódio formada ( resp.: m = 177,5 g de Na2SO4 ) 
 b- a massa do reagente em excesso ( resp.: m = 24,5 g em excesso ) 
 
 # EXERCÍCIOS PROPOSTOS – EP 
 
EP57) 20,52 g de sulfato de alumínio são adicionados a 31,20 g de cloreto de bário, ambos em 
solução aquosa. Ocorre uma reação de precipitação com formação de sulfato de bário (ppt) e 
cloreto de alumínio. Determine : 
 
a- a massa do reagente em excesso, se for o caso . ( resp.: m = 3,42 g de excesso ) 
b- a massa do cloreto de alumínio obtida ( resp. : m = 13,35 g de AlCl3 ) 
c- a massa do precipitado formado ( resp.: m = 34,95 g de BaSO4 ) 
 
EP58) Qual é a massa máxima de água que pode ser obtida a partir de uma mistura contendo 80 
g de gás hidrogênio e 80 g de gás oxigênio, conforme a equação abaixo : ( resp.: m = 90 g ) 
 
2 H2(g) + 1 O2 (g)  2 H2O (g) 
 
EP59) 60 g de sulfato férrico em solução aquosa são adicionados a 62,4 g de cloreto de bário, 
também em solução aquosa. Dá-se a reação de precipitação com formação de sulfato de bário e 
de cloreto férrico. Dessa forma, calcule : 
 
a- a massa do precipitado obtido ( resp.: m = 69,9 de BaSO4 ) 
b- a massa do resíduo [ Fe2(SO4)3 + FeCl3 ] obtido pela evaporação da solução depois de 
separado o precipitado . ( resp.: 20 g de Fe2(SO4)3 + 32,5 g de FeCl3 ) 
 
EP60) Qual é o volume máximo de amônia que pode ser obtido a partir de 30 L de H2(g) e 30 L de 
N2(g), a uma mesma temperatura e pressão ? ( resp.: v = 20 L de NH3 ) 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 40 
 
 < E X E R C Í C I O D E R E V I S Ã O G E R A L > 
 
 Um composto orgânico oxigenado A , apresenta em sua estrutura, um elemento químico E que 
possui três isótopos cujas massas atômicas e porcentagens de participação na formação de E, são 
: 
 ELEMENTO QUÍMICO E 
Isótopos Massa Atômica ( u ) Porcentagem (%) 
E1 1,00 99,98 
E2 2,00 0,02 
E3 3,00 1.10-7 
 
O elemento químico E, compõe A em 13,04%, juntamente com 52,17% de carbono. O composto A 
reage completamente com gás oxigênio. O gás produzido nesta reação, produz calcário ( CaCO3 ) 
na interação com óxido de cálcio ( cal virgem ). Com base nas informações dadas, efetue o que se 
pede : 
 
a- após o cálculo, determine o elemento químico E, com o auxílio da Tabela Periódica, se 
necessário ; 
b- as fórmulas mínima e molecular de A, sabendo que sua massa molar M vale 46 g/mol ; 
c- as reações do problema ; 
d- a quantidade de mols de moléculas de CaCO3 obtida, quando são utilizados 50 mL de A, cujo 
densidade é d = 0,8 g/mL e, 42 g de CaO ; 
e- a massa de CaCO3 produzida ; 
f- a quantidade de moléculas de CaCO3 obtida ; 
g- o volume de O2(g) que reage, nas CNTP ; 
h- o volume de O2(g) que reage a 1520 mm Hg e 25 
0 C ; 
i- a massa de água obtida, quando a eficiência do processo for de 85% ; 
j- quando forem utilizados 30 g de CaO impuros, verifica-se a produção de 45 g de CaCO3 . Qual o 
grau de pureza do CaO ? 
l- qual seria o rendimento da reação quando ao se fazer reagir 50 g de CaO, observar-se a 
obtenção de 80,435 g de CaCO3 ? 
 
Montagem : Prof. Luciano Cardoso 41 
Referências utilizadas na montagem desta apostila: 
 
- Apontamentos de aula, Prof. Luciano Cardoso 
- Curso de Química, Sardella e Mateus, vol 1. 
- sites da web. 
 
Atualizada, jan 2014. 
	Resumos Teóricos
	Exercícios
	A ( M.A.E
	OBSERVAÇÃO
	OBSERVAÇÃO
	=> P . V = . R . T
	PROPORÇÃO EM MOL DE MOLÉCULAS
	PROPORÇÃO EM MASSA
	PROPORÇÃO EM MOLS DE MOLÉCULAS / VOLUME
	PROPORÇÃO EM QUANTIDADE DE MOLÉCULAS
	EM22 – Calcular a massa, em gramas, de gás nitrogênio (N2), necessária para produzir 1,0.1022 moléculas de gás amoníaco ( NH3) . ( resp.: m = 0,233 g de N2 )
	PROPORÇÃO ENVOLVENDO RELAÇÕES DIVERSAS
	P . V = n . R . T