Módulo II Unidade 2 conteúdo Quimica

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Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
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1. INTRODUÇÃO: POR QUE ESTUDAR CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO? 
 
Para iniciar os estudos referentes a esta unidade, você já deverá ter condições de 
dominar os conhecimentos verificados nas unidades: Estrutura da Matéria, podendo 
identificar substâncias puras e misturas e reconhecer átomos, moléculas e íons; e 
Reações Químicas Inorgânicas, sendo capaz de escrever qualquer tipo de reação 
química com os coeficientes estequiométricos devidamente calculados. Você precisa 
reconhecer as substâncias por meio de suas fórmulas químicas e escrever equações 
químicas devidamente balanceadas. 
Ao término desta unidade, você deverá ter todas as condições de encontrar, 
teoricamente, a quantidade de reagentes a serem usados em uma reação, prevendo a 
quantidade de produtos que serão obtidos em condições determinadas. 
O cálculo estequiométrico visa determinar as 
quantidades em massa, número de mols, número 
de átomos, e moléculas ou volume de substâncias 
envolvidas numa reação química a partir da reação 
correspondente. 
É de extrema importância no laboratório e na indústria, pois permite que se calcule, 
teoricamente a quantidade de reagentes a serem usados em uma reação prevendo a 
quantidade de produtos que serão obtidos em condições determinadas. 
Esses conhecimentos são utilizados diariamente sem que percebamos. Quando se 
prepara um bolo, os seus ingredientes devem ser misturados em quantidades 
apropriadas. Se as quantidades não forem respeitadas, podem ocorrer surpresas 
desagradáveis. 
 
 
 
 
 
 
As bases para o estudo da estequiometria das reações químicas foram lançadas no 
século XVIII por cientistas que conseguiram expressar matematicamente as 
regularidades que ocorrem nas reações químicas por meio das leis das combinações 
químicas. Essas leis foram divididas em dois grupos: 
 
� leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação. 
� lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação. 
 
 
Lembre-se que as reações 
químicas podem ser expressas 
da seguinte forma: 
REAGENTES � PRODUTOS 
O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é 
chamado ESTEQUIOMETRIA, palavra derivada do grego STOIKHEÎON, que 
significa partes mais simples, e MÉTRON, que significa medida, o quê em 
química, é: cálculo das quantidades das substâncias envolvidas em uma reação 
química. 
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2. QUAIS SÃO AS LEIS PONDERAIS? 
 
Segundo o Dicionário Quimicamente Falando do prof. Rossetti, Leis ponderais são leis 
das combinações químicas baseadas nas massa das substâncias que se combinam e 
podem ser expressas por porcentagem (%). São as leis de Lavoisier, de Proust, de 
Dalton e de Richter-Wenzel. 
(http://www.rossetti.eti.br/dicuser/detalhe.asp?vini=12&vfim=12&vcodigo=2589) 
 
2.1 LAVOISIER E A LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A freqüente utilização da balança pode ser considerada uma das principais 
características do trabalho de pesquisa de Lavoisier. Isso o levou à descoberta da 
importância fundamental da massa da matéria em estudos químicos, o que fez concluir 
que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos de uma 
reação, ou seja, a famosa "Lei da conservação das massas". 
 
 
 
Quem foi Lavoisier? Nasceu em Paris, em 1743. Filho de 
família rica estudou matemática, astronomia, química, física, 
botânica e geologia. Aos 25 anos de idade ingressou na 
academia de ciências da França, que já o havia premiado por 
seu trabalho relatório sobre o melhor sistema de iluminação de 
Paris. Exerceu vários cargos públicos: coletor de impostos 
(1779), membro da comissão francesa de agricultura (1785), 
suplente de deputado (1789), membro da comissão de pesos e 
medidas (1790) e secretário do tesouro (1791). 
Lavoisier foi um dos maiores cientistas do século XVIII e, por 
seus trabalhos experimentais, é considerado um dos 
fundadores da química moderna. Com a sua lei de 
conservação das massas, Lavoisier pronunciou a célebre 
frase: ”Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se 
transforma”. Suas idéias são apresentadas num livro famoso 
que publicou em 1789, denominado Tratado Elementar de 
Química. Devido às suas ligações com o regime político 
anterior, Lavoisier foi condenado pela revolução francesa e 
executado na guilhotina em 08 de maio de 1794, aos 51 anos 
de idade. 
www.historiechimie.frre.fr 
“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos 
produtos”. 
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Exemplo: 
 
 
 
É importante perceber que, introduzindo o uso sistemático da balança nas experiências 
químicas, Lavoisier deu uma nova dimensão ao estudo da química: O aspecto 
quantitativo dos fenômenos químicos. 
 
 
 
 
 
2.2 LEI DE DALTON OU LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CaO + H2O Ca(OH)2 ⇒ 
56g 18g 74g 
massa do reagente massa do produto 
74g 74g 
Curiosidade: Devido aos estudos de Lavoisier, ficou conhecida uma frase que é 
usada universalmente, em qualquer situação, que é a seguinte: “Na natureza 
nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” 
Quem foi Dalton? Nasceu em 05 de setembro de 1766, na 
aldeia de Eaglesfield, em Cumberland, Inglaterra. Sua família 
era muito pobre e sua educação sistemática terminou aos 11 
anos. Com a ajuda de protetores poderosos começou a 
carreira de professor aos 12 anos, lecionando matemática na 
Quaker’s School, em sua cidade natal. 
Em 1793, estabeleceu-se definitivamente na cidade de 
Manchester, Inglaterra, onde lecionou matemática, física, 
química e meteorologia. 
Em 1794, após numerosas observações, Dalton descreveu 
uma anomalia congênita da visão, que se caracteriza pelo 
fato de uma pessoa não distinguir corretamente entre as 
cores vermelho e verde (menos freqüentemente, essa 
pessoa se atrapalha com outras cores). Tal deficiência que o 
próprio Dalton portava, passou a ser conhecida como 
daltonismo. 
Entre 1803 e 1804, estabeleceu as bases da teoria atômica, 
que foram detalhadas, 1808 em seu livro Novo sistema de 
filosofia química, além disso, ele estudou a composição de 
diferentes óxidos de nitrogênio em que pôde estabelecer a 
lei das proporções múltiplas, ele estudou também o 
comportamento dos gases. 
Tornou-se em 1810, membro da sociedade científica mais 
importante na Inglaterra, a Royal Society, recebeu muitas 
homenagens ao longo de sua vida vindo a falecer em 
Manchester, em 1844. 
 
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JOHN DALTON 
(1766-1844) 
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“Mudando-se a reação química, se a massa de um participante permanecer constante, a 
massa do outro reagente só poderá variar segundo valores múltiplos”. 
Exemplo: 
 
 C + O2 CO2 
 3g 8g 11g 
 2C + O2 2CO 
 6g 8g 14g 
Essas duas reações diferentes formaram produtos diferentes (CO2 e CO). Verifique, 
porém que para a mesma massa de oxigênio (O2 – 8g), a massa de carbono (C) dobrou 
de 3g para 6g. 
 
 
2.3 LEI DE PROUST OU LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Uma determinada substância, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pelos 
mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”. 
 
Quem foi Proust? Nasceu em Angers, França em 29 de 
setembro de 1754, sendo, portanto, compatriota e 
contemporâneo de Lavoisier. Filho de um farmacêutico estudouquímica e farmácia, tornando-se chefe da farmácia do hospital 
de Salpêtrière, em Paris, onde realizou trabalhos sobre a urina, o 
ácido fosfórico e o alumén. 
Em 1789, fugindo da revolução francesa mudou-se para 
Espanha onde lecionou nas academias de Segóvia e Salamanca e 
trabalhou nos recém-instalados laboratórios do rei Carlos IV, 
em Madri. Em 1808 o laboratório onde trabalhava foi destruído 
por tropas francesas que haviam invadido a Espanha forçando 
Proust a retornar para França. 
 Em 1801, formulou sua famosa lei das proporções definidas, 
que foi duramente combatida por outro eminente químico 
francês, Claude Louis Berthollet, finalmente em 1808, 
reconheceu-se que a razão estava com Proust, e sua lei sem 
dúvida, ajudou a fortalecer, na química, a idéia do átomo de 
Dalton. Por seus trabalhos cuidadosos de purificação e análise 
de compostos químicos, Proust é considerado um dos 
fundadores da análise química. Em 1816, Proust foi eleito para a 
academia de ciências da França, e logo depois se retirou para 
sua cidade natal, Angers, onde faleceu em 5 de julho de 1826. 
JOSEPH LOUIS 
PROUST (1754-1826) 
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Exemplo: 
 C + O2 CO2 
 3g 8g 11g 
 6g 16g 22g 
 9g 24g 33g 
Veja que na segunda linha todas as massas dobraram, na terceira linha todas as massas 
triplicaram e assim por diante. Nesse caso a matemática nos diz que embora os 
números variem, a proporção entre eles permanece constante. 
 
3. QUAIS SÃO AS UNIDADES DE MEDIDA MAIS UTILIZADAS EM QUÍMICA 
PARA SE FAZER CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS? 
Medir uma grandeza significa compará-la com outra de mesma espécie, escolhida 
como unidade de medida. Aprenderemos agora como se determinam as massas 
relativas dos átomos. 
 
3.1 MASSA ATÔMICA (MA) 
 
Para medir a massa de um átomo devemos em primeiro lugar, estabelecer a unidade 
de medida. A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada – sigla do 
nome em inglês), estabeleceu como padrão de unidade de massa atômica a 12a parte do 
carbono 12(6C12). 
 
 
 
 
Assim, quando dizemos que a massa do átomo de enxofre é 32 u.m.a. (unidade de 
massa atômica), estamos dizendo que a massa do enxofre é 32 vezes maior que 1/12 da 
massa do carbono. 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
1) Como encontramos na natureza vários isótopos, para um mesmo elemento químico, 
estabeleceu-se que a massa atômica de um elemento é dada pela média ponderada das 
massas atômicas de seus isótopos. 
 
Unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da massa de um átomo do isótopo 
mais abundante do carbono 6C12. 
Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo é 
maior que a massa de um u.m.a. 
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APLICAÇÃO: O cloro é encontrado na natureza na forma de dois isótopos, Cl35 de 
MA= 34,969u e Cl37 de MA= 36,966 u, na seguinte abundancia 75,4% e 24,6%, 
respectivamente, assim, a massa atômica do cloro será: 
 
MA= 34,969x75,4 + 36,966x24,6 
 100 
MA=35,460 u, arredonda-se para: 
MA= 35,5 u 
2) Preste atenção para não confundir massa atômica com número de massa. O número 
de massa é um número inteiro, positivo, definido como a soma do número de prótons 
(Z) e do número de nêutrons (N), ou seja, A=Z+N. 
 
3.2 MASSA MOLECULAR (MM) 
 
Sendo a molécula um grupo de átomos, para determinar a massa molecular, basta 
somar as massas atômicas de todos os átomos que se uniram para formar a molécula. 
A unidade de massa molecular é expressa em u. 
 
APLICAÇÃO: Determinar a massa molecular do BaCl2. Dados: MA (Ba) =137,3u e MA 
(Cl)=35,5u. 
BaCl2 
137,3 + 2 x 35,5 = 208,3 
MM (BaCl2)=208,3u. 
 
Exercício: 
1) Consultando uma tabela periódica, calcule a massa molecular de cada uma das 
seguintes substâncias: 
C2H6O NaCl 
H3SO4 CO2 
NaOH CuSO4 
KNO3 Ni(OH)2 
Al2(C2O4)3 H4Fe(CN)6 
CaCO3 K2CrO4 
 
 
 
 
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Resposta do Exercício: 
 
C2H6O � 46u NaCl � 58,5u 
H3SO4 � 99u CO2 � 44u 
NaOH � 40u CuSO4 � 159,5u 
KNO3 � 101u Ni(OH)2 � 92,7u 
Al2(C2O4)3 � 818u H4Fe(CN)6 � 215,8u 
CaCO3 � 100u K2CrO4 � 194u 
 
 
3.3 ÁTOMO-GRAMA E MOLÉCULA-GRAMA 
 
Do ponto de vista histórico, os conceitos de massa atômica e de massa molecular 
facilitaram bastante os cálculos químicos. Além disso, considerando que as pesagens 
em laboratório são usualmente feitas em gramas, surgiu entre os químicos o hábito de 
expressar os valores das massas atômicas e moleculares, também em gramas. Esses 
valores receberam o nome de átomo-grama e molécula-grama. 
� Átomo-grama: É a massa, em gramas, de um elemento químico cujo valor 
numérico coincide com sua massa atômica. 
� Molécula-grama: É a massa, em gramas, de uma substância química cujo valor 
numérico coincide com sua massa molecular. 
EXEMPLO: 
Elemento Massa 
atômica 
Átomo-grama Composto Massa 
molecular 
Molécula-
grama 
O 16u 16g CO2 44u 44g 
Fe 56u 56g HNO3 63u 63g 
C 12u 12g C12H22O11 342u 342g 
 
ATENÇÃO: 
Um átomo-grama ou uma molécula-grama não indica a massa de um único átomo ou 
uma única molécula. Pelo contrário eles representam um “pacote”, contendo um 
número enorme de átomos ou moléculas. 
 
 
 
 
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3.4 NÚMERO DE AVOGADRO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Muito antes de se estabelecer como padrão o u ( 12
1 C12) e de se conhecer o valor de 1 u 
em gramas, um grande cientista italiano, Amedeo Avogadro, já havia demonstrado 
matematicamente que a quantidade de átomos em um átomo-grama de qualquer 
elemento químico é a mesma. 
 
 
 
Avogadro não chegou a estabelecer o valor dessa constante, mas lançou as bases 
teóricas que possibilitaram sua determinação. Por isso em sua homenagem, quando se 
determinou essa constante ela recebeu o nome de constante de Avogadro. 
 
 
 
 
 
 
 
Número de Avogadro: é o número de átomos (ou moléculas) existente em um 
átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico (ou substância 
química). Este número é constante e vale 6,022x1023. 
Quem foi Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di 
Queregna e di Cerreto? Nasceu em Turim, Itália, em 9 de 
agosto de 1776. Filho de um rico e famoso advogado seguiu o 
caminho de seu pai e em 1796, formou-se em direito e exerceu 
a advocacia por alguns anos. Em 1809, tornou-se professor de 
química e física no colégio de Vercelli e, em 1820 na 
universidade de Turim. Em 1811, enunciou a sua famosa 
hipótese de Avogadro onde defendia a tese de que volume de 
diferentes gases, nas mesmas condições de pressão e 
temperatura, contém igual número de moléculas. Sua hipótese 
não foi aceita na época e ficou praticamente esquecida por 
aproximadamente 50 anos. Até que em 1860 um outro químico 
conseguiu mostrar ao mundo científico, a importância do 
conceito de molécula, que ligada à hipótese de Avogadro 
completaria brilhantemente a teoria atômica, oferecendo 
explicações completas às leis ponderais e volumétricas das 
reações químicas. Em 1850, Avogadro retirou-se da 
universidade de Turim, sua cidade natal, aonde veio a falecer 
em 9 de julho de 1856, com 79 anos de idade. 
Avogadro 
(1776-1856) 
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3.5 MOL 
 
Sempre utilizamos alguma unidade de medida, como por exemplo: 
1 dezena =10 objetos 
1 dúzia = 12 objetos 
1 cento = 100 objetos 
1 milheiro = 1000 objetos. 
Quando queremos contar entidadeselementares, em química, (átomos, moléculas e 
elétrons), devemos utilizar outra unidade, pois agora estamos tratando de partículas 
muito pequenas e seria inconveniente quantificar essas partículas da mesma maneira 
que contamos outros objetos. Assim surge a definição de mol. 
 
 
 
Ligando o conceito de mol ao número de Avogadro, temos: 
1 mol = 6,02x1023 partículas 
1 mol de moléculas=6,02x1023 moléculas 
1 mol de átomos = 6,02x1023 átomos 
1 mol de íons = 6,02x1023 íons 
1 mol de elétrons = 6,02x1023 elétrons 
 
Um mol é uma quantidade muito elevada de entidades, por 
exemplo, se pudéssemos reunir um mol de bacuris, 
recobriríamos toda a Terra com uma camada de vários 
quilômetros de altura dessa fruta. 
A palavra mol, introduzida na química por Wilhem Ostwald 
em 1896, vem do latim mole, que significa “monte”, 
“amontoado”, “quantidade”; observamos também que foi da 
palavra mole que se originou a palavra molécula, 
significando pequena quantidade. 
 
 
 
 
 
 
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mol: é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades 
elementares quanto os átomos existem em 0,012Kg (12g) de carbono 12. 
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APLICAÇÕES 
 
1) Quantas moléculas existem em 88g de dióxido de carbono (CO2)? 
Molécula-grama de CO2 = 44g 
1mol CO2 44g 6,02x1023 moléculas 
 88g X moléculas 
 2310x02,6x44
88X = 
 X = 1,2x 1024 moléculas de CO2 
 
 
2 ) Qual a massa, em gramas, de uma única molécula de açúcar comum (sacarose, 
C12H22O11)? (Massa Atômica: H=1; C=12; O=16 ) 
Molécula-grama de C12H22O11 = 342g 
 342g 6,02x1023 moléculas 
 X g 1 molécula 
 X = 231002,6
342
x
 
 X = 5,68x10-22g 
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Exercícios: 
 
1) Quantos átomos existem em 3,5 átomos-grama do elemento oxigênio? 
 
2) (F. Ibero-Americana – SP) A massa atômica de um elemento indica: 
I-Quantas vezes o átomo do elemento é mais pesado do que 1/12 da massa do isótopo 
12 do carbono 
II-A massa do elemento 
III-Quantas o átomo do elemento é mais pesado do que o átomo do elemento carbono 
IV-Quantas vezes o átomo do elemento é mais pesado do que a unidade de massa 
atômica. 
Estão corretas as afirmações: 
a) I, II, III b) II, III, IV 
c) I, II, III, IV d) I, IV 
e) II, III 
 
3) Calcule a massa, em gramas, de uma barra de ferro constituída por 50 mols de 
átomos. Dado: Fe=56. 
 
 
Resposta dos Exercícios: 
 
1) 2,1 x 1024 átomos 
2) Letra d 
3) 2.800g 
Depois de realizar estes exercícios, pesquise quais são as unidades utilizadas em uma 
feira, como o Ver-o-peso, por exemplo, onde são vendidos os mais diversos tipos de 
alimentos. Liste pelo menos cinco unidades de medidas diferentes, utilizadas pelos 
feirantes. Por que não podemos utilizar essas mesmas medidas para contar átomos? 
 
 
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3.6 MASSA MOLAR (M) 
 
É a massa, em gramas, de um mol da substância. Veja os exemplos abaixo, lembrando 
que a massa atômica do H= 1u, N= 14u, O= 16u. Calcule a massa molar do HNO3 
 H = 1 x 1 = 1 + 
 N = 1 x 14 = 14 
 O = 3 x 16 = 48 
 HNO3 = 63 
Em um mol de HNO3 temos 63 gramas, ou usualmente falamos que a massa molar do 
HNO3 é 63 g/mol. 
Podemos calcular também quantos mols existem em uma determinada massa de 
substância. 
 
Por exemplo: Quantos mols existem em 27g de H2O? 
H = 1 x 2 = 2g + 
O = 16 x 1=16g 
 H2O = 18g/mol 
18g 1 mol de moléculas de H2O 
27g X 
 X = 27x1 
 18 
X = 1,5mols de moléculas de H2O. 
Assim chegamos à seguinte fórmula para calcular o número de mols: 
 
 
onde: 
n = quantidade de matéria em mol 
m = massa em gramas 
M = massa molar 
M
mn =
 
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Exercícios: 
 
1) Qual é a massa correspondente a cinco mols de alumínio? (Al=27) 
 
2) Quantos mols correspondem a 90 gramas de ácido acético (C2H4O2)? Dados: massas 
atômicas: C=12, H=1, O=16. 
 
3) (Unicamp-SP) Um medicamento contém 90 mg de ácido acetilsalisílico (C9H8O4) por 
comprimido. Quantas moléculas dessa substância há em cada comprimido? 
 
 
Respostas dos Exercícios: 
 
1) 135g 
2) 1,5 mols 
3) 3,01 x 1020 moléculas 
 
 
3.7 VOLUME MOLAR (VM) 
 
É o volume ocupado por um mol de uma substância a uma determinada pressão e 
temperatura. 
Devemos considerar a Lei de Avogadro que diz que um mesmo número de moléculas, 
independentemente da natureza do gás, ocupa sempre o mesmo volume em 
determinada pressão e temperatura. 
Foram definidas como referência a temperatura de 273,15 Kelvins (O°C) e a pressão de 
100000 pascals (1 atm), valores denominados de condições normais de temperatura e 
pressão-CNTP. 
O volume molar (Vm) de qualquer gás nas CNTP é sempre igual a 22,71Litros 
 
ATENÇÃO 
Alguns livros ainda trazem o valor do Vm = 22,4 L, por considerarem uma antiga 
definição de pressão padrão igual a 1atm (101325 Pa). 
 
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APLICAÇÃO 
 Calcule o volume ocupado por 34g de NH3 nas CNTP. 
1 mol de NH3 17g 22,71L 
 34g X 
 X = 34x22,71 
 17 
 X = 45,42L 
 
ATENÇÃO: 
A quantidade de matéria em mol pode ser expressa em outras grandezas, tais como: 
massa em gramas, volume de gases e ainda, número de moléculas. 
 
 
 
 
 
4. QUE TIPOS DE FÓRMULAS MAIS SE USAM NOS CÁLCULOS 
ESTEQUIOMÉTRICOS? 
 
Um composto químico pode ser representado de duas maneiras: por um nome ou por 
uma fórmula. A fórmula é a representação com os símbolos dos átomos constituintes 
da referida substância, com os respectivos números de vezes que cada um aparece na 
substância. 
Por exemplo, a água pode ser representada destas duas maneiras: 
H2O 
H11,11%O88,89% 
 
 
 
 
 
 
 







−
−
−
mol/moléculas10x02,6
moléculasdenúmeroem
mol/L71,22volumeem
)mol/g(molarmassamassaem
equivalemol1
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4.1 FÓRMULA CENTESIMAL OU PERCENTUAL 
 
É a porcentagem em massa dos elementos formadores de uma determinada substância. 
Por exemplo, a composição centesimal do metano (CH4) é 75% de carbono e 25% de 
hidrogênio, ou seja, em cada 100g de metano temos 75g de carbono e 25g de 
hidrogênio. 
 
APLICAÇÃO: Calcule a composição centesimal do AgNO3. Dadas as massas atômicas: 
Ag = 108u, N = 14u e O=16u. 
M(AgNO3)=170g 
Para a Ag: 170g 100% 
 108g X% 
 X = 63,53% de Ag 
 
Para o N: 170g 100% 
 14g X% 
 X = 8,23% de N 
 
Para o O: 170g 100% 
 3x16g X% 
 X = 28,24% de O 
Portanto a fórmula centesimal fica: 
 Ag63,53%N8,23%O28,24% 
 
 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
1. Quando a fórmula da substância apresentar parênteses ou colchetes é 
conveniente eliminá-los, por exemplo, Fe(NH4)(SO4)2 é melhor 
representado por FeNH4S2O8, pois assim facilita os cálculos. 
2. Quando a substância possui água de cristalização, deve-se calcular a 
percentagem de água, como se ela fosse um elementoque possui uma 
massa igual a 18g, por exemplo, BaCl2.H2O, calcula-se a percentagem de 
bário, de cloro e de água. 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
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Exercícios: 
 
1) Calcule a fórmula centesimal das seguintes substâncias: 
NH4Cl AgCl 
H2O CuSO4.5H2O 
K2CrO4 H2SO4 
Mg(OH)2 Na2CO3.10H2O 
BaCl2.2H2O KIO3 
 
2) A análise de 1,2g de um composto revelou que este possuía 0,24g de magnésio, 0,32g 
de enxofre e 0,64g de oxigênio, qual a sua composição centesimal? 
3) Quando aquecemos 1,63g de Zn, este se combina com 0,4g de oxigênio, para formar 
um óxido de zinco, qual a composição centesimal deste composto? 
 
Resposta dos Exercícios: 
1) 
NH4Cl � N26,17%H7,48%Cl66,36% AgCl � Ag75,26%Cl24,74% 
H2O � H11,11%O88,89% CuSO4.5H2O � Cu25,45%S12,83%O25,65%(H2O)36,07% 
K2CrO4 � K40,21%Cr26,80%O32,99% H2SO4 � H2,04%S32,65%O65,31% 
Mg(OH)2 � Mg41,68%O54,89%H3,43% Na2CO3.10H2O � Na16,08%C4,20%O16,78%(H2O)62,94% 
BaCl2.2H2O � Ba56,20%Cl29,06%(H2O)14,74% KIO3 � K18,22% I59,35%O22,43% 
 
2) Mg20,00%S26,67%O53,33% 
3) Zn80,30%O19,70% 
 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 73 
 
4.2 FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA 
 
Indica a proporção mínima, em números inteiros, dos átomos de cada elemento na 
fórmula da substância. 
Por exemplo, temos a seguinte proporção em massa: 





Og6,1
Hg3,0
Cg8,1
substânciaumadeg7,3 
Podemos então calcular a proporção em número de átomos, achando o número de 
mols de átomos contidos nessa proporção, usando a fórmula: 
 
 
 
 
Encontramos uma proporção de números não inteiros, podemos então dividir cada um 
pelo menor valor encontrado, assim não alteraremos a proporção entre eles. Caso os 
números encontrados não sejam inteiros, podemos ainda multiplicar todos eles por um 
mesmo número, o menor possível, a fim de obter a menor proporção inteira possível. 
Assim: 
 
 
 
 
 
Portanto a fórmula mínima será: C3H6O2. 
 
1,016
6,1O
3,01
3,0H15,012
8,1C
M
mn
==
====
=
22x111,0
1,0O
62x331,0
3,0H
32x5,15,11,0
15,0C
===
===
===
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 74 
 
ATENÇÃO: 
Os mesmos cálculos podem ser feitos usando-se percentagem em massa de cada 
elemento no lugar da massa, desde que se faça a divisão dos valores percentuais pela 
massa atômica do respectivo elemento. 
 
Exercícios: 
 
1) (FMU/FIAM-SP) Uma certa amostra de composto contendo potássio, cromo e 
oxigênio, foi analisada, e se obtiveram os seguintes valores: 1,95g de potássio, 2,60g de 
cromo e 2,80g de oxigênio. (dados: K=39, O=16, Cr=52). Qual a fórmula mínima do 
composto? 
 
2) Um óxido de enxofre possui 40% de enxofre, como será sua fórmula mínima? 
 
3) (Faap-SP) Calcule a fórmula mínima de um composto formado pelos elementos 
carbono, hidrogênio e nitrogênio, nas seguintes proporções em massa: 38,7%de C, 
16,1% de H e 45,2% de N. 
 
4) Qual a fórmula mínima de um composto que apresenta 41,1% de potássio, 33,7% de 
enxofre e 25,2% de O. 
 
5) 1,95g de um composto encerra 1,15g de sódio e 0,80g de oxigênio. Qual a fórmula 
mínima? 
 
6) (Unesp) Ferritas são compostos com propriedades magnéticas e utilizados em 
componentes eletrônicos. A análise química de uma ferrita forneceu os resultados: 
Mg=12%, Fe=56%, O=32%. Determine a fórmula mínima da ferrita. (Dados: Massa 
atômica: Mg=24, Fe=56, O=16). 
 
Resposta dos Exercícios: 
1) K2Cr2O7 
2) SO3 
3) CH5N 
4) K2S2O3 
5) NaO 
6) MgFe2O4 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 75 
 
4.3 FÓRMULA MOLECULAR 
 
Indica os elementos formadores da substância e o número exato de átomos de cada 
elemento na molécula dessa substância. 
A fórmula molecular coincide com a fórmula mínima ou é um múltiplo inteiro desta. 
 
 
 
 
Um dos caminhos para a determinação da fórmula molecular é calcular inicialmente a 
fórmula mínima e depois multiplicar por n. O valor de n, por sua vez, é calculado a 
partir da massa molecular da substância. 
 
 
 
Geralmente a massa molecular (M) é dada e a massa da fórmula mínima pode ser 
obtida somando-se as massas atômicas dos átomos formadores da fórmula mínima. 
 
APLICAÇÃO: Calcule a fórmula molecular de um composto que possui fórmula 
mínima C3H6O2 de massa molecular = 148. Dados: massas atômicas (C=12, H=1, O=16). 
n x massa fórmula mínima=massa molecular 
n x (3x12+6x1+2x16)=148 
n x (36+6+32)=148 
n x 74 = 148 
n =148/74 
n = 2 
Fórmula molecular = C6H12O4 
n x fórmula mínima = fórmula molecular 
 onde n=1,2,3,4... 
Massa molecular = massa fórmula mínima x n 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 76 
 
OBSERVAÇÃO: 
1. Podemos calcular a fórmula molecular sem calcular a fórmula mínima. Para isso 
devemos saber a fórmula percentual. 
APLICAÇÃO: Um composto possui a seguinte fórmula percentual: Ag63,53%N8,23%O28,24% 
e a massa molecular = 170g. Qual a fórmula molecular? 
AgXNYOZ 
Para Ag: 
100% de substância 63,53% de Ag 
 170g 108g . X 
 X=1 
Para N: 
100% 8,23% de N 
170g 14g . Y 
 Y=1 
Para O: 
100% 28,24% 
170g 16g . Z 
 Z=3 
Logo a fórmula molecular é: Ag1N1O3 ou AgNO3 
 
Exercícios: 
1) (Fuvest-SP) Determine a fórmula molecular de um óxido de fósforo que apresenta 
43,6% de P, 56,4% de O( % em massa) e massa molecular igual a 284. Massas atômicas: 
P=31, O=16). 
 
2) A análise porcentual (em massa) de um gás apresentou 85,71% de carbono e 14,29% 
de H. Sabe-se que sua massa molecular é igual a 42. Qual sua fórmula molecular? 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 77 
 
3) (UFPA) A limonina é uma substância de massa molecular 470u. Ela está presente em 
alguns frutos cítricos e é também responsável por sabor amargo desses frutos, 
sabendo-se que sua fórmula centesimal é: C66,38%H6,38%O27,23%, sua fórmula molecular 
será: 
 
4) (Fesp-SP) A pirita de ferro, conhecida como ouro dos trouxas, tem a seguinte 
composição centesimal: 46,67% de ferro e 53,33% de enxofre. Sabendo-se também que 
0,01mol de pirita tem massa correspondente a 1,20g. Qual a fórmula molecular da 
pirita? 
 
 
Resposta dos Exercícios: 
 
1) P4O10 
2) C3H6 
3) C26H30O8 
4) FeS2 
 
5. COMO SE PROCEDER PARA FAZER CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS? 
 
A mistura de reagentes em proporções corretas é fundamental na produção química. O 
sabão, por exemplo, deve passar por um rígido controle de qualidade, a fim de que não 
haja excesso de reagentes em sua mistura, o que poderia acarretar danos à nossa saúde, 
como irritação de pele, alergias etc. 
Sabe-se que numa dada reação química as quantidades dos seus participantes 
(reagentes e produtos) guardam entre si uma proporção constante (lei de Proust), e 
conhecendo-se tal proporção, torna-se possível calcular a quantidade desconhecida de 
um dos participantes da reação. 
O estudo que permite o cálculo dessas relações quantitativas em reações químicas 
denomina-se cálculo estequiométrico. 
Cálculo estequiométrico determina as quantidades em massa, número de mols, 
número de átomos e moléculas ou volume das substâncias envolvidas numa reação 
química a partir da equação química correspondente. 
 
 
 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 78 
 
Em geral, este cálculo segue as seguintes regras: 
 
 
 
 
 
 
Seguindo estas regras, podemos estabelecer as seguintes regras de três: 
 
 
 
 
 
ATENÇÃO: 
Pode-se relacionar massa do reagentecom o número de átomos do produto, volume do 
produto com mol do reagente, mol do reagente com massa do reagente e assim por 
diante. 
 
Vejamos o exemplo da obtenção da amônia, substância utilizada em produtos para 
descolorir cabelos e em desinfetantes. 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Como já vimos, a grandeza relacionada ao número de partículas é a quantidade de 
matéria, cuja unidade de medida é o mol. A equação química balanceada para a 
formação da amônia indica que cada molécula de nitrogênio reage com três de 
hidrogênio, para formar duas moléculas de amônia. Ela também indica que um mol de 
gás nitrogênio reage com três mols de gás hidrogênio para formar dois mols de 
amônia. Ou seja: 
1mol N2(g) + 3mols H2(g) 2mols NH3(g) 
-massa 
-mol 
-n° de 
átomos/moléculas 
-volume 
-massa 
-mol 
-n° de 
átomos/moléculas 
-volume 
Regras fundamentais: 
1. Escrever a reação química mencionada no problema. 
2. Acertar os coeficientes dessa equação (balancear a equação da reação). 
3. Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, 
obedecendo aos coeficientes da equação. 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 79 
 
A partir dos coeficientes estequiométricos da equação química balanceada, podemos 
estabelecer algumas relações: Veja a seguir. 
 
1 mol N2 ≡ 3 mols H2 (≡ significa “corresponde a” ou “é equivalente a”) 
 
Para cada mol de N2 consumido na reação, são consumidos 3 mols de H2. 
 
1 mol N2 ≡ 2 mols NH3 
 
Para cada mol de N2 consumido na reação, são formados 2 mols de NH3 
 
3 mols H2 ≡ 2 mols NH3 
 
Para cada 3 mols de H2 consumidos na reação, são formados 2 mol de NH3. 
Essas três igualdades, chamadas relações estequiométricas, indicam as relações entre as 
quantidades de matéria das substâncias envolvidas na reação. Com elas, podemos 
partir para os cálculos estequiométricos que veremos a seguir. 
 
1) Calcular o número de mols de amônia produzido na reação de 5 mols de gás 
nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. 
 
 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
A equação que nos foi fornecida devidamente balanceada indica a proporção em mols 
dos participantes. 
Assim: 
 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
interpretação: 1mol 2mols 
então: 5mols X 
 X = 5 x 2 
 1 
X = 10 mols de NH3 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 80 
 
2) Determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mols de gás nitrogênio 
com quantidade de gás hidrogênio. (dado: massa molar da NH3 = 17g/mol) 
 
 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
interpretação: 1mol 2mols 
adequação: 1mol 2x17g 
então: 5mols X 
 X = 5 x 2 x 17 
 1 
X = 170g de NH3 
 
3) Calcular a massa de amônia produzida na reação de 140g de gás nitrogênio com 
quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dado: massa molar do N2 = 28g/mol) 
 
 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
interpretação: 1mol 2mols 
adequação: 1x28g 2x17g 
então: 140g X 
 X = 140x2x17 
 1x28 
X = 170g de NH3 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 81 
 
4) Determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzido na reação de 140g de gás 
nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. 
 
 N2(g) ...+ ...3H2(g) 2NH3(g) 
Interpretação: 1mol 2mols 
Adequação: 1x28g 2x22,4L 
Então: 140g X 
 X = 140 x 2 x 22,4 
 1x28 
X = 224 L de NH3 
 
 
Exercícios: 
 
1) (Fatec-SP) A “morte” de lagos e rios deve-se à presença, na água, de substâncias 
orgânicas que, sob ação de bactérias, se degradam, consumindo o oxigênio dissolvido. 
Considere amostra de água poluída contendo 0,01g de matéria orgânica, na forma de 
uréia, que se degrada como representa a equação: 
 
 CO(NH2)2(aq)+ 4O2(aq) CO2(aq) + 2HNO3(aq) + H2O 
Para degradar 0,01g de uréia, a massa de O2 consumida, expressa em mg é: 
(Dados: Massa molar da uréia=60g/mol, do O2=32g/mol.) 
a) 2,13 b) 5,30 c) 6,00 d) 21,3 e) 530 
 
2) (U.F.Fluminense-RJ) Marque a opção que indica quantos mols de HCl são 
produzidos na reação de 0,43mol de fosgênio (COCl2) com água, conforme a reação: 
 COCl2 + H2O CO2 + 2HCl 
a) 0,43 b) 1,00 c) 0,86 d) 2,00 e) 0,56 
 
 
 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 82 
 
3) Ao mergulharmos uma placa de prata metálica em uma solução de ácido nítrico, 
ocorrerá a seguinte reação: 
 3Ag + 4HNO3 3AgNO3 + NO + 2H2O 
Calcule a massa de água produzida, quando é consumido 1mol de prata metálica é, em 
gramas: 
a) 36 b) 27 c) 18 d) 12 e) 8 
 
4) (PUC/Campinas-SP) O acetileno(C2H2), utilizado nos maçaricos, pose ser obtido 
pela hidrólise do carbureto de cálcio(CaC2), de acordo com a equação não balanceada: 
 CaC2 + H2O C2H2 + Ca(OH)2 
O número de moléculas de água que hidrolisam 2,0mols de carbureto é: 
a) 3,0 . 1023 c) 9,0 . 1023 
b) 6,0 . 1023 d) 18 . 1023 e) 24 . 1023 
 
5) (U.F.Fluminense-RJ) O propano, C3H8, um gás utilizado como combustível, reage 
com o O2 segundo a reação: 
 C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) 
Logo o volume de CO2 obtido, nas CNTP, a partir da combustão de 0,20mol de C3H8 
será aproximadamente: 
a) 4,80L b) 6,72L c) 13,43L d) 14,92L e) 14,60L 
 
 
RESPOSTA DOS EXERCÍCIOS: 
 
1) letra d 
2) letra c 
3) letra d 
4) letra e 
5) letra c 
 
 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 83 
 
5.1 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO 
 
As quantidades das substâncias que reagem e são produzidas em uma reação química 
são sempre proporcionais aos coeficientes da equação da reação balanceada, pois elas 
não reagem na proporção em que nós queremos (ou que misturamos), mas sim na 
proporção na qual a equação os obriga (Lei de Proust). 
Se colocarmos uma quantidade de substâncias para reagir que esteja fora da proporção 
indicada pelos coeficientes da reação, irá ocorrer o seguinte: Uma parte, que está de 
acordo com a proporção, reage efetivamente; a outra parte que está a mais não reage e 
é considerada em excesso. 
Imaginemos um exemplo um pouco distante da química, considere que tenhamos que 
montar o maior número possível de conjuntos formados por um parafuso e duas 
porcas, e para isso disponhamos de 5 parafusos e 12 porcas assim iremos conseguir 
montar 5 conjuntos e sobrar 2 porcas. Perceba que, nesse caso, os parafusos 
representam o reagente limitante e as porcas representam o reagente em excesso. 
 
� REAGENTE LIMITANTE: É o reagente que primeiro vai faltar na reação 
química, e é quem vai comandar toda reação, pois no instante em que ele 
acabar, a reaçãoserá interrompida. 
� REAGENTE EM EXCESSO: É o reagente em quantidade maior do que o 
necessário para reação química ocorrer, assim ao final da reação ele irá sobrar. 
 
OBSERVAÇÃO: 
Em problemas envolvendo reagente em excesso e limitante geralmente são fornecidas 
as massas de dois reagentes, com isso é necessário determinar qual o reagente que está 
em excesso e qual o limitante. 
 
APLICAÇÃO 
1) Misturou-se 60g de hidróxido de sódio (NaOH) com 14L de gás carbônico (CO2) 
para obter carbonato de sódio (Na2CO3) e água (H2O). 
Será que as quantidades estão nas proporções certas ou há algum reagente em excesso? 
Dados: Na=23, O=16, C=12, H=1. 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 84 
 
 2NaOH + 1CO2 1Na2CO3 + 1 H2O 
 2NaOH 1CO2 
 2 x 40g 1 x 22,4L 
 60g X 
 X = 60x1x22,4 
 2x40 
 X = 16,80L de CO2 
Para reagir completamente 60g de NaOH seriam necessários 16,80L de CO2, Como só 
foram empregados 14L de CO2, há excesso de NaOH. 
Para sabermos de quanto é o excesso, calculamos quantos gramas de NaOH reagem 
com 14L de CO2. 
 2NaOH 1CO2 
 2x40g 1 x 22,4L 
 Y 14L 
 Y = 2x40x14 
 1x22,4 
 Y = 50g de NaOH 
Como se depõem de 60g de NaOH e apenas 50g reagem efetivamente com 14L de CO2, 
concluímos que irá sobrar um excesso de 10g de NaOH. 
 
2) Calcule a massa de Na2SO4 formada pela mistura de 10g de H2SO4 com 8g de NaOH. 
Dados: massa molar de H2SO4 = 98g/mol, do NaOH = 40g/mol, do Na2SO4 = 
142g/mol. 
1H2SO4 + 2NaOH 1Na2SO4 + 2H2O 
1mol 2mols 1mol 
 98 g 2x40g 142g 
 10g 8g 
 
Para descobrir se os dados do problema estão na proporção correta e se há reagente em 
excesso a sugestão é analisar as duas hipóteses que mostramos a seguir. 
 
Proporção correta 
dados do problema 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 85 
 
1a hipótese: 10g de H2SO4 farão parte da reação: 
1H2SO4 + 2NaOH 1Na2SO4 + 2H2O 
1mol 2mols 
 98 g 80g 
 10g X 
 X = 10x80 
 98 
 X = 8,16g de NaOH 
 
Supondo que os 10g de H2SO4 tomem parte da reação, serão necessários 8,16g de 
NaOH. Segundo os dados do problema somente existem disponíveis 8g de NaOH. 
Portanto os 10g de H2SO4 não poderão participar da reação. 
2a hipótese: 8g de NaOH farão parte da reação. 
1H2SO4 + 2NaOH 1Na2SO4 + 2H2O 
1mol 2mols 
 98 g 80g 
 Y 8g 
 X = 8x98 
 80 
 X = 9,8g de H2SO4 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 86 
 
Supondo que os 8g de NaOH reajam, serão consumidos 9,8g de H2SO4 para manter as 
proporções de suas massas. Isso é possível, pois segundo os dados do problema há 10g 
de H2SO4 disponíveis. Assim restará um excesso de H2SO4 de 0,2g. 
Portanto o reagente em excesso é o H2SO4 e o reagente limitante é o NaOH. 
Finalmente podemos calcular a massa de Na2SO4 formado. Equacionando, temos: 
1H2SO4 + 2NaOH 1Na2SO4 + 2H2O 
 1mol 1mol 
 98 g 142g 
 9,8g Z 
Z = 9,8x142 
 98 
 Z = 14,2g de Na2SO4 
Portanto a massa de Na2SO4 formada na reação química é de 14,2g. 
 
 
Exercícios: 
 
1) (UFMT) Juntam-se 11,70g de cloreto de sódio (NaCl) e 27,20g de nitrato de 
prata(AgNO3), ambos em solução aquosa. (Dados: N = 14; O = 16; Na = 23; Cl = 35,5; 
Ag = 108). Pede-se: 
a) o reagente em excesso; 
b) a massa do reagente em excesso; 
c) a massa do precipitado (AgCl) obtido. 
NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 
2) (UFPR) Em uma experiência na qual o metano (CH4) queima em oxigênio, gerando 
dióxido de carbono (CO2) e água, foram misturados 0,25mol de metano com 1,25mol de 
oxigênio. (Pesos atômicos: C=12; H=1; O=16.) 
 CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 
a) Todo metano foi queimado?Justifique. 
b) Quantos gramas de CO2 foram produzidos? 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 87 
 
Resposta dos Exercícios: 
 
1) a) NaCl , b) 2,34g, c) 22,96g 
2) a) Sim, pois o O2 está em excesso, b) 11g 
 
 
5.2 PUREZA DOS REAGENTES 
 
Indústrias como a farmacêutica, a química e a de componentes eletrônicos trabalham 
com materiais de elevada pureza. Outras como a siderúrgica, por exemplo, utilizam 
comumente reagentes impuros, ou porque eles são mais baratos, ou porque são 
encontrados na natureza com impurezas (o que ocorre com os minérios). 
Uma amostra de carbonato de cálcio (CaCO3) impura é encontrada na natureza com o 
nome de calcário, é comum encontrar areia e outras tantas substâncias presentes. 
Torna-se necessário então se fazer uma análise do material e determinar seu grau de 
pureza. Supondo que em cada 100 gramas de calcário, apenas 80 gramas são realmente 
de carbonato de cálcio e outras 20 gramas são impurezas diversas, dizemos que o 
carbonato de cálcio está 80% puro. 
Determinado o grau de pureza pode-se trabalhar normalmente com o reagente, desde 
que se faça as devidas correções. 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
1. valor de p pode variar entre 0 e 1 ou entre 0% e 100%. 
2. Podemos também à partir da fórmula obter diretamente a massa da substância 
principal). m = m ’ x p 
Grau de pureza(p): é o quociente entre a massa (m) da substância principal, de 
interesse, e a massa da amostra (m’) ou massa do material bruto. 
m'
mp = 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 88 
 
APLICAÇÃO 
1) Retira-se uma amostra de 200g de NaOH impuro contido em um frasco, no qual 
indica 80% de pureza. Deseja-se saber qual a massa de H2SO4 necessária para 
neutralizar o NaOH presente nessa amostra. Dados: Massa molar do H2SO4 = 98g/mol, 
do NaOH = 40g/mol. 
Resolução: 
Inicialmente, devemos saber a quantidade de reagente puro presente na amostra. A 
massa de NaOH que vai reagir não será 200g, e sim os 200g menos as impurezas. 
(amostra)200g 100% pura 
 Se fosse isenta de 
 impureza, seria 
 X 80% de pureza 
 X = 160g 
160g é a massa de NaOH puro contido na amostra. Há 40g de impurezas. 
Assim: 
1H2SO4 + 2NaOH 1Na2SO4 + 2H2O 
 1mol 2mol 
 98g 80g 
 X 160g 
 X = 196g massa de H2SO4 necessária para a neutralização. 
 
2) Deseja-se obter 180L de dióxido de carbono (CO2), medidos nas condições normais, 
pela calcinação de um calcário de 90% de impureza. Qual a massa de calcário 
necessária?(Massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40.) 
Resolução 
Se a porcentagem de pureza é 90%, o grau de pureza será igual a 90/100 = 0,90. Temos 
então: 
 CaCO3 CaO + CO2 
 100g 22,4L 
 m’x0,90 180L 
Donde resulta: m’ = 100 x 180 = 892,86g de calcário.0,90 x 22,4 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 89 
 
Exercícios: 
1) (UFRN) Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre 
decomposição quando submetida a aquecimento, segundo a equação abaixo: 
 CaCO3 CaO + CO2 
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? 
 
2) (UFRS) O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato 
de amônio (NH4NO3). Se 4,0g do sal obtivermos 2,0g de gás hilariante, podemos prever 
que a pureza do sal é da ordem de: 
a)100% c)75% e)20% 
b)90% d)50% 
 
Resposta dos Exercícios: 
1) 448g 
2) letra c 
 
 
5.3 RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
Devido a uma série de fatores como aparelhagem utilizada, deficiência do operador, 
impureza das substâncias reagentes, reversibilidade da reação, etc, é comum que 
reações químicas produzam uma quantidade de produtos formados menor que a 
esperada para equação química correspondente. Dizemos então que o rendimento da 
reação não foi total ou completo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Rendimento(R): É o quociente entre a quantidade de produto realmente obtido 
(q) e a quantidade de produtos teóricos (q’) que seriam obtidos pela equação 
química correspondente. 
'q
qR = 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 90 
 
OBSERVAÇÕES: 
1. q pode variar de 0 a 1 ou de 0% a 100%. 
2. Podemos também obter diretamente a quantidade real de substância obtida(q). 
 q = q’ x R 
3. Corrige-se o rendimento dos produtos de uma reação química e nunca dos 
reagentes, ou seja, os reagentes são sempre misturados para se obter um 
rendimento de 100%, porém nem sempre se consegue o rendimento esperado. 
 
 
APLICAÇÃO 
1 - Queimando-se 30g de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de 
dióxido de carbono obtida? 
Resolução: 
Primeiramente escrevemos a reação química correspondente, devidamente balanceada. 
E calculamos a massa de dióxido de carbono que deveria ser formada: 
 C + O2 CO2 
 12g 44g 
 30g X 
 X = 30x44 
 12 
 X = 110g de CO2 
A massa de CO2 que deveria ser produzida era de 110g se o rendimento fosse 100%, 
porém o rendimento da reação é de 90%, então: 
 110g 100% 
 X 90% 
 X = 99g de CO2 
 
 
 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
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2) Calcular a massa, em gramas, de água que se obtém na combustão de 42,5g de 
amoníaco, sabendo que a reação apresenta um rendimento de 95%: 
 NH3 + O2 N2 + H2O 
Dados: N=14, H=1, O=16. 
Resolução: 
 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O 
 4x17g 6x18g 
 42,5g X 
 X = 42,5x6x18 
 4x17 
 X = 67,5g de H2O se o rendimento fosse 100%. 
Porém o rendimento é 95%, então: 
 100% 67,5g 
 95% X 
 X = 67,5x95 
 100 
 X = 64,125g de H2O. 
 
3) Determinar a massa, em gramas, de etanol necessária para obtermos 8,96L de gás 
carbônico nas CNTP, através de uma combustão cujo rendimento é de 98%: 
C2H6O + O2 CO2 + H2O 
Dados: C=12, H=1, O=16. 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
 92 
 
Resolução: 
C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O 
 46g 2x22,4L 
 X 8,96L 
 X = 46x8,96 
 2x22,4 
 X = 9,2g de etanol 
Esta seria a massa de etanol se o rendimento fosse 100%, então: 
100% 9,2g 
 98% X 
 X = 98x9,2 
 100 
 X = 9,016g de etanol. 
 
Exercícios: 
1) Suponha que você possua uma amostra de 58g de pirolusita com 90% de pureza em 
dióxido de manganês (MnO2). Que volume de cloro, nas CNTP, você obteria ao 
submeter essa amostra à ação de ácido clorídrico em excesso, com um rendimento de 
95%? 
MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2 
Dados: Mn = 55, O = 16. 
 
2) Foram submetidos 104g de hidróxido de sódio (NaOH) à ação de ácido sulfúrico 
(H2SO4), obtendo-se 169,832g de sulfato de sódio (Na2SO4). Descubra qual o 
rendimento do processo: 
H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O 
Dados: H=1, S=32, O=16, Na=23. 
 
Módulo II – Unidade 2: Cálculo Estequiométrico 
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3) Uma amostra de magnesita com 70% de pureza em MgCO3 foi submetida à 
decomposição térmica, obtendo-se 5,32L de CO2 nas CNTP, com um rendimento de 
95%. Calcule a massa da amostra de magnesita utilizada: 
MgCO3 MgO + CO2 
Dados: Mg=24, C=12, O=16. 
 
RESPOSTA DOS EXERCÍCIOS: 
 
1) 12,768L 
2) 92% 
3) 29,59g 
 
 
Se ao final desta Unidade você aprendeu a: 
 
� Conhecer as Leis Ponderais 
� Identificar as unidades de medidas utilizadas em Química para se fazer os 
Cálculos Estequiométricos 
� Identificar as fórmulas mais utilizadas em Cálculos Estequiométricos 
� Como proceder para fazer Cálculos Estequiométricos 
Parabéns, você está apto (a) a seguir seus estudos para o próximo módulo!