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Estequiometria 
Conversão mole / massa / número de 
partículas / volume 
• Calcule o número de moles em 22 gramas de dióxido de 
carbono (CO2)? 
• Calcule o número de moléculas existentes em 0,9 gramas 
de água (H2O)? 
• Calcule o número de átomos existentes em 0,75 moles de 
Oxigénio (O2)? 
• Qual é o volume ocupado por 8 gramas de oxigénio (O2) 
nas CNTP? 
• Qual é o volume ocupado por 0,125 moles de metano (CH4) 
nas CNTP? 
• Qual é o volume ocupado por 3,01*1022 moléculas de água 
(H2O) nas CNTP? 
Determinação de fórmulas 
a) Determinação da fórmula empírica 
1 – Dividir as massas dos elementos pelas suas 
respectivas massas atómicas relativas, a fim de se 
conhecer o número de átomos existentes no 
composto; 
2 – Transformar o número de átomos (geralmente o 
número fraccionário) em números inteiros, por 
meio de artifícios de cálculo; 
3 – Como não se conhece o número exacto de átomos 
contidos na molécula temos assim uma fórmula 
não verdadeira, conhecida por fórmula empírica. 
b) Determinação da fórmula molecular 
1 – Determine a fórmula empírica; 
2 – Conhecer, directamente ou indirectamente, o 
valor do peso molecular; 
3 – Multiplicar a fórmula empírica por “n” (número 
inteiro e positivo) igualando-a em seguida ao 
valor do peso molecular; 
4 – Efectuar os cálculos para a determinação do 
valor de “n”; 
5 – Substituir na fórmula empírica “n” pelo seu 
valor, determinando-se assim a fórmula 
molecular. 
• Observação: Para n =1, temos a menor fórmula possível, 
conhecida por fórmula mínima. Logo, a fórmula molecular 
coincide com a fórmula mínima ou empírica. 
 
• Observação: o peso molecular ou a massa molecular de 
um composto, pode ser calculada em função da densidade 
de vapor em relação ao hidrogénio, pela fórmula 
• 
Pm = 2× d H 
 e, em relação ao ar, pela fórmula 
Pm = 28,88× d ar. 
• Conhecendo-se a massa m do gás ou vapor e o seu volume 
ocupado na condições normais de temperatura e pressão 
(Vo) podemos calcular o peso empregando-se a conhecida 
formula: Pm = 22,4 x m / Vo 
 
Exemplos 
• Exemplo1: Calcular a fórmula molecular de um 
composto orgânico, sabendo-se que a sua 
composição centesimal é a seguinte: C = 40,67%; 
H = 8,47%; N = 23,73%; O = 27,13. Sabe-se que o 
seu peso molecular é 118. (C4H10O2N2.) 
• 
• Exemplo2: Determinar a fórmula molecular de 
um composto, sabendo que a sua composição 
centesimal é: C = 92,31%; H = 7,69% e que a sua 
densidade em relação ao hidrogénio é 39. (C6H6) 
Estequiometria 
• Parte da química que se dedica ao 
estudo das relações quantitativas entre 
os reagentes e os produtos numa reacção 
química 
 
Estequiometria 
 
• Reacção química 
• Processo onde uma ou mais substâncias (os 
reagentes) são transformados em outras 
substâncias (os produtos). 
• Resulta de rearranjo, combinação ou 
separação de átomos dos reagentes 
 
• Equação química: 
• Equação semelhante à equação matemática 
com dois membros: um a esquerda (os 
reagentes) e outro a direita (os produtos). 
 
Equação química 
• No lugar do sinal de igualdade usam-se os 
símbolos 
 
 → para a reacção irreversível e 
 para a reacção reversível 
 
H2 + O2  H2O 
CH3COOH + H2O CH3COO 
- + H3O
+ 
 
Equação química 
• Informações sobre um processo químico: 
- Quais são os estados de agregação das substâncias 
envolvidas? 
 
- A reacção é rápida ou lenta? (Cinética química) 
 
- Ela requer energia para a sua ocorrência ou tem 
lugar sob libertação de energia? (Termodinâmica) 
 
- Qual é a quantidade dos reagentes que é necessária 
para formar uma certa quantidade de produtos? 
(Estequiometria) 
Balanceamento de equações 
Assentam na lei da conservação da matéria: 
- A matéria não pode ser criada nem destruída. 
Consequências: 
• Num sistema fechado, a massa dos reagentes deve 
ser constante no final 
 
• O número de átomos, de um determinado elemento 
presentes nos reagentes deve ser igual ao número 
de átomos desse mesmo elemento presentes nos 
produtos 
 
• Se cada átomo tem uma massa bem definida, para 
além da conservação do número de átomos 
passamos a ter também uma conservação da massa 
Balanceamento de reacções 
• Com que dados trabalhamos numa equação química? 
Massas? Número de átomos? Número de moles? 
Número de equivalentes? 
 
• MÉTODO DAS TENTATIVAS (Metais; Ametais; Carbono; Hidrogenio; Oxigenio ) 
 
• MÉTODO ALGÉBRICO 
 
• MÉTODO REDOX 
 
Cálculo de equivalente 
Elemento químico 
 
 
• Exemplos: 
 
 
 
 
Cálculo de equivalente 
• Ácido 
 
 
 
• Exemplos: 
• H2SO4 
 
 
Cálculo de equivalente 
• Base 
 
 
 
• Exemplo: 
• Ca(OH)2 
 
Cálculo de equivalente 
• Sal 
 
 
• Exemplo: 
• Al2(SO4)3 
Cálculo de equivalente 
• Oxidantes e redutores 
 
Cálculos estequiométricos 
• De uma maneira geral, para a realização de cálculos 
estequiométricos pode-se seguir o seguinte 
procedimento: 
• Etapa 1. Escrever a equação balanceada do processo. 
 
• Etapa 2: Converter a massa conhecida do reagente ou 
produto em número de moles. 
 
• Etapa 3: Usar a proporção dada pela equação 
balanceada do processo para calcular o número de moles 
da substância de interesse. 
 
• Etapa 4: Converter, sempre que tal for exigido, o 
número de moles do produto de interesse, calculado no 
passo anterior, na massa ou outra grandeza de 
interesse. 
Rendimento do processo 
• A quantidade do produto que se obtém ao 
efectuar a reacção, ou seja a quantidade 
prática (Qp) é sempre inferior a quantidade 
teórica (quantidade máxima possível) (Qt). 
Esta última é calculada com base na equação 
balanceada do processo, através das relações 
estequiométricas. 
• O rendimento do processo é determinado 
geralmente na forma de percentagem (R%): 
 
 
 
%100% 
Qt
Qp
R
CÁLCULO DO REAGENTE 
LIMITANTE E EM EXCESSO 
• Este cálculo pode ser identificado 
quando o problema apresenta dois 
valores de reagentes. É necessário 
calcular qual destes reagentes é o 
limitante e qual deles é o que está em 
excesso. Depois de descobrir o reagente 
limitante e em excesso, utiliza-se apenas 
o limitante como base para os cálculos 
estequiométricos. 
CÁLCULO DO REAGENTE 
LIMITANTE E EM EXCESSO 
• 400g de NaOH são adicionados a 504g 
de HNO3. Calcule a massa NaNO3 
obtida. 
• (Dados: Massa molar HNO3; 63g/mol; 
Massa molar NaNO3: 85g/mol) 
 
• Resposta: Obtem-se 680g NaNO3 
Grau de pureza 
• Exemplo: 
• Fazendo-se reagir 800 g de calcário 
(grau de pureza igual a 90% em CaCO3) 
com ácido clorídrico, obtêm-se 153,216 L 
de gás carbônico nas condições normais 
de temperatura e pressão (CNTP). 
Determine o rendimento dessa reacção. 
 
• Resposta: 95%