Eu odeio Estequiometria

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Deus seja Louvado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Guerreiro, Helder 
 Eu odeio Estequiometria / Helder Guerreiro – Manaus, 2016. 
 
Bibliografia 
 
Livro não catalogado e não institucional, o mesmo é amador. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
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SUMÁRIO 
Apresentação ................................................................................................................................................................ 5 
PARTE I ........................................................................................................................................................................... 6 
CLASSIFICAÇÕES DA MATÉRIA ............................................................................................................................. 7 
 Estados da matéria ............................................................................................................................................ 7 
 Propriedades da matéria ................................................................................................................................... 8 
 Mudanças Físicas e Químicas ......................................................................................................................... 9 
 Separação de Misturas ...................................................................................................................................... 9 
INCERTEZA NA MEDIDA .......................................................................................................................................... 11 
 Algarismos Significativos ................................................................................................................................. 11 
 Cálculos Com Algarismos Significativos ....................................................................................................... 12 
 Análise Dimensional ......................................................................................................................................... 13 
PARTE II ........................................................................................................................................................................ 15 
A ESTRUTURA ATÔMICA ........................................................................................................................................ 16 
 Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoelétricos .................................................................................................. 17 
 Média ponderada das massas atômicas ...................................................................................................... 19 
A TEBÉLA PERIÓDICA.............................................................................................................................................. 20 
MOLÉCULAS E COMPOSTOS MOLECULARES ................................................................................................. 23 
 Íons e Compostos Iônicos ............................................................................................................................... 24 
NOMENCLATURA DE COMPOSTOS INORGÂNICOS ....................................................................................... 27 
 Cátions ............................................................................................................................................................... 27 
 Ânions ................................................................................................................................................................. 29 
 Compostos Iônicos ........................................................................................................................................... 31 
 Ácidos ................................................................................................................................................................. 31 
 Compostos Moleculares Binários .................................................................................................................. 32 
PARTE III ....................................................................................................................................................................... 34 
EQUAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................................................................. 35 
 Balanceamento ................................................................................................................................................. 35 
 Equações de Combinação, Decomposição e Combustão ......................................................................... 36 
MASSA MOLECULAR (MM) ..................................................................................................................................... 37 
 Composição Percentual das Formulas ......................................................................................................... 37 
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MOL (Quantidade de Matéria) ................................................................................................................................. 38 
 Massa Molar (g/mol) ........................................................................................................................................ 39 
 Conversões Entre Mols, Massa e Átomos ................................................................................................... 39 
FORMULAS MÍNIMAS ................................................................................................................................................ 42 
 Da Formula Mínima Para Formula Molecular .............................................................................................. 44 
 Análise Por Combustão ................................................................................................................................... 44 
ESTEQUIOMETRIA COM EQUAÇÕES BALANCEADAS ................................................................................... 46 
REAGENTES LIMITANTES E EXCEDENTES ....................................................................................................... 48 
 Rendimentos Percentuais ............................................................................................................................... 51 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Apresentação 
 
 Olá meu nome é Helder Guerreiro, sou aluno de Engenharia Química da Universidade Federal 
do Amazonas (UFAM) e crie esta apostila com fins de aprendizado para todo aquele que não 
consegue engolir a estequiometria de jeito nenhum! Eu tive muitas dificuldades em aprender esse 
assunto, tanto que só consegui aprender quando entrei na faculdade, no ensino médio eu não fazia 
ideia nem de como eu começaria isso, mas eu aprendi e aqui passo meu aprendizado para você. 
Tenho certeza que você que está lendo agora vai aprender isso, por que eu sou uma pessoa que 
tenho certa dificuldade para aprender, eu procuro o método mais simples e óbvio possível para 
estudar e entender, e depois que eu aprendo eu não esqueço mais. Então, eu não sou nenhum gênio 
superdotado, na verdade tenho amigos mais inteligentes que eu, só sou um cara que conseguiu 
aprender de um jeito legal e quer passar para os outros. 
 Nesta apostila você não precisa ter exatamente nenhum conhecimento em química! 
Exatamente! Isso por quer aqui eu ireiabordar todo o assunto necessário para você entender a 
estequiometria, então se você não sabe nada de química não tem problema, aqui já tem tudo 
preparado para você. Espero que possa ajudar você, esta apostila é livre, grátis e pode ser passado 
para quem quiser. Boa sorte. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PARTE I 
MATÉRIA E MEDIDAS 
 
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CLASSIFICAÇÕES DA MATÉRIA 
 
 Um dos primeiros estudos para se ver logo na primeira aula de química é as classificações e 
descrições da matéria. Segundo Brown (2008) “As matérias podem ser classificadas de acordo com 
seu estado físico (como gás, líquido ou sólido) e de acordo com a sua composição (como elemento, 
composto e mistura).” 
 
 Estados da matéria 
 
 São basicamente as três formas de matéria: Sólido, líquido e gasoso. As quais diferem nas 
seguintes características: 
 Gás (ou vapor): Não tem volume nem forma definida, o gás define a sua forma e volume 
a partir do recipiente que está e pode ser comprimido a forma e tamanho desejável. 
 
Ex.: O gás hélio, quando injetado num balão, assume a forma e o volume do balão, 
mas se o balão estourar ele irá ter outra forma e volume totalmente diferentes. 
 
No nível molecular temos que as moléculas dos gases são separadas uma das 
outras e ficam bem distantes, fazendo com que estejam livres para moverem-se em 
alta velocidade e consequentemente batendo-se umas nas outras e nas paredes dos 
recipientes. 
 
 Líquido: Seu volume é definido e não necessita de recipiente para defini-lo, mas a sua 
forma vai de acordo com a forma do recipiente. 
 
Ex.: Colocando-se 1 L de água numa garrafa pet a água assumirá a forma da garrafa, 
mudando para uma caixa a água assumirá a forma da caixa mas a sua quantidade 
continua sendo 1 L. 
 
 Numa visão molecular da coisa os líquidos tem suas moléculas mais 
arrumadinhas mas ainda assim um pouco soltas, dessa forma as moléculas se desviam 
umas das outras escorregando e dando a propriedade dos líquidos de verter (derramar 
o líquido através de alguma coisa). 
 
 Sólido: Sua forma e seu volume são rigidamente definidos não importando seu 
recipiente e não pode ser comprimido a forma e tamanho desejável. 
 
Ex.: Uma pedra não pode mudar de forma ao coloca-la num copo, e você não pode 
comprimir uma pedra a um certo tamanho sem ter que quebra-la. 
 
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 As suas moléculas estão presas umas nas outras, ou seja, sem qualquer tipo de 
movimento, dando aos sólidos a sua característica rígida. 
 
 Nós estamos rodeados por substâncias e elas podem ser elementos ou compostos. Os 
elementos são a espécie mais simples de substância os quais não podem ser quebrados ou 
divididos sem perder a sua identidade ou forma padrão. Numa visão molecular, os elementos são 
formados por somente um tipo de átomo, ou seja, não se pode dividir um átomo sem perder a sua 
identidade e a sua exclusividade. Os compostos são aqueles que se formam a partir de dois ou 
mais elementos, consequentemente dois ou mais tipos de átomos. 
A mistura é a combinação de dois ou mais compostos, ou seja, substâncias as quais cada 
uma tenha sua identidade química; a mistura pode ser heterogenia, quando na sua aparência se 
identifica as misturas (água com areia por exemplo), ou homogenias, quando não se pode detectar 
pelo “olhômetro” os compostos presentes (água com sal por exemplo). Para identificar as misturas 
usa-se o sistema de fases e componentes, em que fases é a quantidade de substâncias que se 
consegue ver numa mistura e componentes é a quantidade de substâncias que há na mistura não 
importando se dá ou não para ver. 
 Ex.: Os átomos de Hidrogênio formam um elemento chamado H2. 
 Ex.: A água (H2O) é um composto combinando os elementos H2 e O. 
 Ex.: A água com sal é uma mistura dos compostos H2O e NaCl, com uma fase e dois 
componentes. 
 Propriedades da matéria 
 
Para que possamos distinguir cada uma das substâncias temos que identificar as suas 
propriedades que são duas: Físicas e Químicas. As propriedades físicas são características em 
que quando são testadas ou medidas não muda a identidade nem a composição das substâncias. 
Já as propriedades químicas são as análises de como as substâncias mudam sua identidade 
formando ou reagindo com algo. Propriedades intensivas são aquelas em que não dependem da 
quantidade de amostra de certa substância e podem informar características como temperatura, 
ponto de fusão, ebulição, densidade etc. Por fim as propriedades extensivas dependem da 
quantidade da substância e informa características relacionadas a quantidade de substância 
presente. 
 Ex.: O ponto de ebulição da molécula de água de 100°C a 1 atm. é uma propriedade física e 
intensiva por não precisar de uma certa quantidade para estabelecer esse dado. 
 Ex.: A combustão (queima) de madeira é uma propriedade química, pois mudará a identidade 
da madeira para cinzas. 
Ex.: 100 ml de água recebe 20 g de NaCl sem precipitar (cair no fundo), isso é uma 
propriedade extensiva por depender da quantidade de água e sal. 
 
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 Mudanças Físicas e Químicas 
 
Mudanças Físicas (o nome já diz tudo) são as mudanças que acontecem na aparência da 
substância (Físico), mas essas mudanças não atingem a identidade da mesma podendo ter várias 
formas e continuar sendo a mesma coisa. Essas mudanças são reversíveis podendo ir de um estado 
a outro sem interferir na química. 
Mudanças Químicas são as mudanças que modificam a química da substância (sério?), ou seja, 
quando uma substância se modifica quimicamente ela deixa de ser essa tal substância para ser outra 
coisa. Esse tipo de mudança torna as modificações irreversíveis, uma vez mudada não há volta. 
Ex.: Todas as mudanças de estados são mudanças físicas, pois você pode tornar a água gelo, 
vapor ou líquida e ainda assim continuará sendo água. 
Ex.: Quando se queima um papel as propriedades químicas desse papel serão transformadas 
pela reação da combustão na presença de O2 e consequentemente ele deixará de ser papel, ou seja, 
é uma mudança química pois não tem como tornar cinzas em papel de volta. 
 
 Separação de Misturas 
 
Como vimos, uma mistura é a combinação de dois ou mais compostos ou substâncias em que 
cada um tem suas propriedades específicas que não são afetadas pela mistura, usando disso pode-
se separar os compostos que foram unidos de diversas formas dependendo das propriedades de 
cada um. 
1. Peneiração: Usa-se de uma peneira para separar as partículas menores das maiores. 
Ex.: Areia e pedras. 
 
2. Levigação: Usa-se de água para separar uma misturar heterogenia de compostos com 
densidades diferentes, em que um é puxado pela água e o outro fica. Ex.: Barro e ferro. 
 
3. Decantação: Em sistemas heterogêneos envolvendo líquido ou gás com qualquer 
outra coisa, pode-se separa-los esperando que uma ou mais substâncias se precipite 
e assim possa retirar a parte líquida/gás restando o precipitado no fundo do recipiente. 
Ex.: Água e areia. 
 
4. Centrifugação: Neste caso usa-se uma máquina chamada centrifugador na qual usa-
se de rotação em torno do seu próprio eixo em alta velocidade, a velocidade é tanta 
que os materiais são jogados contra a parede da máquina e quando ela para a parte 
mais densa se gruda na parede enquanto a menos densa se mantém no meio, ou a 
parte mais densa fica em baixo e a menos densa em cima. Resumindo: a centrifugação 
é uma forma mais rápida e mecanizada de se decantar. Ex.: Glóbulos vermelhos doplasma sanguíneo. 
 
5. Dissolução Fracionada: Usado para misturas heterogêneas em que um dos 
componentes se dissolve em algum solvente sendo que o insolúvel ficará retido no 
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fundo do recipiente e o solúvel será totalmente retirado pela ação do solvente, dessa 
forma a separação de ambos componentes irá ocorrer por ação do solvente. Ex.: Areia 
e sal (usando de água como solvente). 
 
6. Evaporação: Em misturas homogenias usa-se do menor ponto de ebulição dos 
componentes em que quando aquecido a um certo ponto o componente de menor 
ponto de ebulição irá evaporar e o outro fica, e vale dizer que isso é um processo natural 
e não exige ação do homem. Ex.: O sal retirado do mar, usa-se evaporação para 
separa-lo da água. 
 
7. Destilação Simples: Também usado para misturas homogenias, a diferença desse 
método com a evaporação é que a destilação simples exige a ação do homem e 
vidrarias, ou seja, é feita em laboratório. Usando o ponto de ebulição de um dos 
componentes a mistura é aquecida e quando se torna vapor sobe pela coluna de vidro, 
percorre um caminho e se torna líquido de novo enquanto o outro componente 
continuará (só que dessa vez separado do outro) no recipiente onde estava a mistura. 
Ex.: Água e sal. 
 
8. Destilação Fracionada: Usa-se em misturas homogenias, é um aprimoramento da 
destilação simples, porém na dissolução fracionada a sua vidraria é mais complexa 
cheia de caminhos tortos e obstáculos que fazem com que as substâncias venham se 
reter e assim serem separadas. 
 
9. Catação: Como o nome já diz a função aqui é catar misturas envolvendo sólidos e 
separa-los tudo manualmente. 
 
10. Flotação: Método usado para misturas de sólidos com densidades diferentes através 
de um líquido, na qual geralmente usa-se água para separa-los. Vale ressaltar que os 
componentes da mistura devem ser hidrofóbicos (não se mistura com a água) para que 
funcione caso não sejam deve-se adicionar produtos químicos para que isso ocorra. O 
objetivo da flotação é o contrário da decantação, pois na flotação as partículas sólidas 
vão à superfície enquanto as mais pesadas ficam no fundo. Ex.: Na mineração usa-se 
de flotação para separa os minérios de outros materiais desnecessários. 
 
11. Ventilação: O nome diz tudo, esse método usa do vento para que substâncias mais 
leves venham ser retiradas das substâncias mais pesadas. Ex.: Café (colhido) de 
palha. 
 
12. Fusão Fracionada: A mistura de substâncias sólidas é aquecida até que a de menor 
ponto de fusão derreta e possa ser separada, isso é feito quantas vezes for necessário 
até que se retire todas as substâncias. Ex.: Ligas metálicas estão cheias de metais 
diferentes que podem ser separados por esse método. 
 
13. Sublimação: Essa é a mudança direta do estado sólido ao gasoso (o contrário 
também). Em meio a misturas de algumas substâncias usa-se dessa propriedade física 
a favor para que elas venham ser separadas se tornando gases e assim restando 
somente os que não sofrem ebulição. Ex.: Naftalina ou Iodo com qualquer coisa. 
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14. Separação Magnética (Imantação): É óbvio que dá para perceber que a mistura deve 
ter a participação de metais na sua composição. Um ímã é usado para que os metais 
venham ser atraídos deixando para trás somente aqueles que não tem propriedades 
ferromagnéticas. Ex.: Pó de ferro e Sal. 
 
15. Sifonação: Os livros complicam muito na definição deste último método, mas a 
sifonação é nada mais nada menos do que usar uma mangueira (sifão) para retirar um 
certo líquido de um lugar e pôr em outro. Ex.: Roubar gasolina do carro da empresa. 
 
INCERTEZA NA MEDIDA 
 
Quando medimos ou lhe damos com coisas muito pequenas os números decimais são 
enormes e ficam bem complicados de fazer contas, quando arredondados esses números 
apresentam muitas incertezas por não sabermos se esse número realmente condiz com a 
verdade. Não se pode medir nada de forma exata, temos o metro e depois o centímetro e em 
seguida o milímetro e assim vai até as menores medidas possíveis, mas es a questão: como 
posso fazer isso com uma régua? 
A resposta é simples: não pode. É aí que mora a incerteza na hora de calcularmos ou medir as 
coisas. 
 
 Algarismos Significativos 
 
Os algarismos significativos são uma representação da quantidade de dígitos que tem algum 
valor num dado número. Temos que 203 tem três algarismos significativos e 0,00203 também tem 
três algarismos significativos isso por que os zeros que estão à esquerda não representam valor e 
sim somente o tamanho do número. 
 Todos os dígitos num número são algarismos significativos a única coisa que se deve prestar 
atenção é quanto aos zeros que podem ou não ser. Os zeros que estão entre dígitos diferentes de 
zero sempre serão algarismos significativos, os zeros que estão no final de um número que contem 
vírgula sempre serão algarismos significativos, os zeros à esquerda não são algarismos significativos 
e os zeros que estão no final de um número que não contém a vírgula podem ou não ser algarismos 
significativos sendo uma incerteza. 
 A notação científica é uma forma mais rápida de se analisar os algarismos significativos 
existentes num número, pois todos os números representados antes da potência de 10 são 
algarismos significativos. Temos que 3,02x103 tem três algarismos significativos não importando quão 
grande é a potência de 10. 
 Ex.: 132 tem três algarismos significativos 
 Ex.: 130 tem dois ou três algarismos significativos (incerteza) 
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 Ex.: 12003 tem cinco algarismos significativos 
 Ex.: 2,05 tem três algarismos significativos 
 Ex.: 2,50 tem três algarismos significativos 
 Ex.: 0,0012 tem dois algarismos significativos 
 Ex.: 3,14x104 tem três algarismos significativos 
 Ex.: 1,200x103 tem quatro algarismos significativos 
 
 Cálculos Com Algarismos Significativos 
 
 Em muitas áreas que envolvem as ciências exatas é necessário trabalhar com muitos números 
e geralmente são números miúdos e quebrados dificultando certas contas. Os algarismos 
significativos são usados e analisados nos cálculos para que o resultado final venha ter somente um 
número de incerteza (no caso é o último número), pois muitos cálculos exigem a exatidão e acumular 
esses erros da incerteza durante a conta é perigoso e pode mudar o resultado real. 
 Fazer cálculos com os algarismos significativos exigem duas regras básicas: regra da 
multiplicação e divisão e regra da soma e subtração. Quando se multiplica ou divide números o 
resultado deverá conter a mesma quantidade de algarismos significativos que o número que tem a 
menor quantidade de algarismos significativos, se o resultado tiver algarismos significativos a mais 
então deve-se arredondar. Quando se soma ou subtrai números a resposta deve conter a mesma 
quantidade de casas decimais que o número que tem a menor quantidade de casas decimais. 
 O arredondamento é uma técnica bem simples que ajuda muito na hora dos cálculos 
diminuindo números ao tamanho desejado. Para arredondar qualquer número segue-se alguns 
passos: 
1) O arredondamento é feito da direita para a esquerda analisando cada um dos dígitos 
(Não me diga?). 
 
2) Se o dígito da direita for maior que 5 então o da esquerda será acrescentado em +1. 
 
3) Se o dígito da direita for menor que 5 então o da esquerda permanecerá com o 
mesmo valor. 
 
4) Se o dígito da direita for igual a 5 então observe o número da esquerda: se ele for 
ímpar será acrescentado em +1, mas se for par permanecerá o mesmo valor. 
 
 Aqui vai alguns exemplos sobre cálculos com algarismos significativos(AS) acompanhados 
da técnica de arredondamento. 
 Ex.: 2,32 x 5,102 = 11,83664 = 11,8 
 Ex.: 91,0 x 2,21 x 1,532 = 308,10052 = 308 
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 Ex.: 
𝟏,𝟓𝟑𝟏
𝟎,𝟎𝟑𝟐
 = 47,84375 = 48 (obs.: o número 0,032 tem dois AS) 
 Ex.: 7,15 + 15 = 22,15 = 22 
 Ex.: 6,21 + 6,0 + 5,235 = 17,445 = 17,4 
 Ex.: 0,165 + 0,12358 = 0,28858 = 0,289 
 Ex.: 25,0 – 0,641684 = 24,358316 = 24,4 
 Ex.: 20,23 – 20,0 = 0,2 
 
 Análise Dimensional 
 
 A análise dimensional é uma tática muito boa para se usar nos cálculos envolvendo várias 
unidades, pois dessa forma enquanto se calcula se pode visualizar o que está acontecendo e saber 
se está indo ao caminho certo. 
 Existem muitas táticas para análise dimensional que é mais usada na estequiometria, então 
aqui só para dá uma introdução as táticas vamos ver como se usa a análise dimensional em 
conversão de unidades. 
 Para convertemos algo usando a análise dimensional devemos usar os fatores de conversão 
adequados, segundo Brown (2008) “um fator de conversão é uma fração cujos numerador e 
denominador são as mesmas grandezas expressas em diferentes unidades”. Dessa forma usamos 
o fator de conversão para multiplicar com o número que se deseja converter, sendo que no fator de 
conversão deve ter a unidade a ser convertida no denominador e a unidade desejada no numerador 
para que assim possam ser canceladas. 
Ex.: Converter 5,23 g para Libra (lib.) 
1 lib. = 453,6 g e queremos converter o grama para libra então: 
𝟏 𝐥𝐢𝐛.
𝟒𝟓𝟑,𝟔 𝐠
 
Usando desse fator de conversão vamos multiplicar com 5,23 g e chegar ao resultado. 
 (5,23 g) × (
1 lib.
453,6 g 
) = 0,0115 lib. 
 Perceba como é simples e prático o uso da análise dimensional. Vale ressaltar que é muito 
importante ter sempre uma tabela de conversão em mãos, é uma obrigação para qualquer 
engenheiro o uso de sua tabela. Toda vez que se for converter algo sempre será desse jeito como 
foi mostrado acima. Vejamos outro exemplo usando dois fatores de conversão ao mesmo tempo. 
Ex.: Converter 12,6 m para pés (fot.) 
Digamos que não se sabe a forma direta para chegarmos até pés e somente temos de cm para pés. 
Então convertemos de m para cm e depois de cm para fot. 
1 m = 100 cm, então: 
𝟏𝟎𝟎 𝐜𝐦
𝟏 𝐦
 e 1 cm = 0,0328 fot., então: 
𝟎,𝟎𝟑𝟐𝟖 𝐟𝐨𝐭.
𝟏 𝐜𝐦
 fazendo a conta fica assim: 
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 (12,6 m) × (
100 cm
1 m 
) × (
0,0328 fot.
1 cm
) = 41,328 fot. 
 Bom depois de ver esses dois exemplos já dá para cair a ficha de como funciona a análise 
dimensional né? Você vai analisar a dimensão (sério mesmo?) e essa análise pode servir para 
conversão entre unidades totalmente diferentes como achar o peso em gramas de duas polegada 
cúbica de ouro (2 pol3), claro que não da para fazer isso direto e teremos que usar da densidade do 
ouro que é 19,3 g/cm3, ou seja se quisermos mudar de uma unidade para outra totalmente diferente 
precisamos de algum artifício que faça parte do objeto que se deseja converter e usa-lo como fator 
de conversão. 
Ex.: Para transformamos de pol3 para gramas precisamos de algo que cancele o pol3, mas também 
precisamos tirar aquele cm3 que esta debaixo do gramas. Ora pol3 e cm3 são unidades de volume, 
logo podem ser convertidas de forma direta então o pol3 será convertido para cm3 aí sim podemos 
converter de boa. 
 Aí no meio do caminho o cara não sabe como converter de pol3 para cm3, agora pronto ... 
“pera” aí mas eu sei converter de pol para cm! Tá mas o que isso me ajuda? 
A análise dimensional lhe forneçe a resposta: sabendo que 1 pol = 2,54 cm então se elevarmos todo 
mundo ao cubo a pol e o cm ficarão pol3 e cm3 sacou? 
 
2,54 cm
1 pol
 (
2,54 cm
1 pol
)
3
 
2,543cm3
13pol3
 
16,39 cm3
1 pol3
 
Agora que temos todos os ingredientes é hora de fazer o bolo! 
(2 pol3) × (
16,39 cm3
1 pol3 
) × (
19,3 g
1 cm3
) = 633 g 
 Para fechar esta parte do assunto é bom dizer que a análise dimensional é importantíssima 
para conversões e a estequiometria, se você encontro dificuldades nesse método não se preocupe 
pois iremos usa-lo por todo o trajeto e isso fará você se acostumar ao método. 
 
 
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PARTE II 
ÁTOMOS, 
MOLÉCULAS E ÍONS 
 
 
 
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A ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 Bom nesta parte do livro não vou ficar enrolando dizendo como os átomos foram descobertos 
ou o que fizeram para descobri tal coisa, lembre-se que este é um livro de revisão e o que lhe 
interessa aqui é os assuntos que você vai realmente usar na sua vida. Então bora parar com essa 
enrolação e começar os estudos dos átomos logo! 
 Para químicos o importante a saber dos átomos é que eles são compostos por prótons, 
nêutrons e elétrons isso por que eles influenciam o comportamento químico dos átomos, mas claro 
eles não são as únicas partículas subatômicas que existem no átomo as demais só interessa aos 
físicos. 
 Encontrar uma boa definição para cada uma dessas três partículas subatômicas é complicado, 
os livros enrolam demais e fica só naquele papo de quanto ele pesa, mede, sua energia etc. mas e 
a sua real definição? Bom vamos lá, lembrando que eu não sou formado em licenciatura mas escrevo 
por experiência. 
 Próton é o nome dado a partícula que, juntamente com o nêutron, compõe o núcleo, ou seja, 
faz parte do núcleo, tem uma carga positiva e massa pequeníssima, ele é estático e fica aglomerado 
em conjunto juntamente com o nêutron no centro do átomo formando o núcleo. 
Nêutron é o parceiro do próton (ele é o bofe do próton) e está aglomerado juntamente com o 
próton no qual ambos formam o núcleo, sua massa é a quase a mesma do próton, ele não tem carga 
(por isso o nome) e sua função é evitar que a aglomeração de prótons entre em colapso isso por que 
as cargas iguais dos prótons causaria a repulsão entre os mesmos ocasionando a quebra da 
estrutura do núcleo. 
Elétrons são como as crianças, não param no lugar e sempre são cheias de energia, sua 
carga é negativa e sua massa tão insignificante que chega a ser pequeníssima na frente do próton 
que já é um elemento pequeníssimo (da bug no cérebro só de pensar). Essas pestes não param um 
instante, ficam ao redor do núcleo passeando em um espaço enorme, mas só por que é um espaço 
enorme não quer dizer que é desorganizado, os elétrons são divididos em camadas e essas camadas 
em subcamadas (ou orbitais). 
As camadas são 7 que são nomeadas não sei por que (e nem nos interessa) pelos os fodões 
lá do passado na seguinte ordem: K, L, M, N, O, P, Q. Pura frescura. Então como você pode ver na 
figura abaixo, seguindo a ordem crescente dessas letras percebe-se que cada vez mais elas se 
distanciam do núcleo. 
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Fonte: Autoria própria 
 
Em cada uma dessas camadas tem uma certa quantidade de elétrons viajando dentro delas, 
isso significa que existe uma quantidade limite de elétrons por camada que são o seguinte: 
K: 2 L: 8 M: 18 N: 32 O: 50 P: 72 Q: 98 
 Os elétrons dentro das camadas estão organizados em orbitais que são no total 4: s, p, d, f 
(em minúsculo mesmo), e são enumerados respectivamente como 0, 1, 2, 3. Porque enumerados? 
Só por via de organização e nomenclatura do mesmo jeito que as camadas são enumeradas de 1 à 
7. 
 Existe mais assunto sobre os elétrons mais isso é o que vamos ver somente na Parte VI deste 
capítulo. 
 
 Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoelétricos 
 
O mais importante desses quatro são os Isótopos. O que eles são? Bom assim como 
existem váriaspessoas diferentes e iguais nesse mundo o mesmo acontece com os átomos, 
isótopos são como as pessoas que são esteticamente parecidas com você (no cabelo, cor da 
pele, altura e olhos), mas que é diferente somente numa coisa: Massa. Átomos isótopos são 
aqueles que tem um número de nêutrons diferentes um do outro, sendo que são do mesmo 
elemento, que consequentemente resulta em massas diferentes por que a massa de um átomo 
é o número de prótons + o número de nêutrons. 
Ex.: Tem-se o seguinte: 
 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
18 
 
 
 
 
Fonte: O autor 
Perceba que o número localizado a esquerda do símbolo do carbono diz qual é a massa do 
mesmo. Nesse caso esses átomos são chamados de isótopos, então dizemos assim: O isótopo 
carbono 11, o isótopo carbono 12 etc. Eles também são chamados de nuclídeos. O átomo de 
carbono que você vê na tabela periódica não é nenhum deles, é simplesmente o resultado da média 
ponderada dos seus isótopos. Então resumindo os isótopos são átomos em que diferem no número 
de nêutrons que consequentemente irá diferenciar a massa desse átomo. Voltando a comparação 
com pessoas o isótopo é aquele seu irmão/irmã que é igualzinho a você mas ele/ela é mais magro 
ou gordo que você. 
 Isóbaros já não se deve comparar usando seu irmão/irmã, pois nesse caso envolve pessoas 
diferentes, ou seja, átomos diferentes. Esses átomos são aqueles iguais somente na sua massa, o 
resto é tudo diferente. É como se fosse aquela pessoa que tem os mesmos Kg que você, mas todo 
o resto tem nada haver com você. 
 Ex.: 
 
 Fonte: O autor 
 Bom a explicação para esses átomos é basicamente isso, é só para você saber que eles 
existem mesmo. 
 Isótonos é o pessoal que tem o mesmo número de nêutrons. É comparado aquele seu amigo 
que é totalmente o oposto de você (na aparência), mas o que une vocês são seus gostos que são 
os mesmos. Então a moral da estória é o seguinte: Você não sabe que ele tem algo em comum com 
você até realmente conhece-lo. No mundo dos átomos não é diferente, para descobrir um isótono é 
necessário conhecer as características do átomo para aí sim descobrir a verdade. Para fazer isso é 
necessário subtrair o valor da massa com o número de prótons (Z) ou número atômico (é a mesma 
coisa). 
Ex.: 
 
 Fonte: O autor 
 Subtraindo Massa – Prótons chega-se rapidamente ao resultado que é o número de nêutrons 
expresso na tabela. Esse é mais um conceito só para você saber que eles existem mesmo, não há 
grande relevância envolvendo esse pessoal nos estudos. Espero que você tenha entendido a 
explicação com aquele seu amigo nada haver com você né? Não tem como saber se o átomo é um 
isótono logo de cara! 
 Isoelétricos são os últimos dessa lista e o nome desse cara já diz tudo não é? Vamos falar 
grego um pouco: iso = igual (por extenso: iso é igual à igual, ok isso foi podre), por isso que usam 
essa palavra para se referir a propriedades ou características iguais. Então não preciso mais falar 
Elemento Prótons Elétrons Nêutrons Massa 
11C 6 6 5 11 
12C 6 6 6 12 
Elemento Prótons Elétrons Nêutrons Massa 
14C 6 6 8 14 
14N 7 7 7 14 
Elemento Prótons Elétrons Nêutrons Massa 
11B 5 5 6 11 
10Be 4 4 6 10 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
19 
 
nada né (ou seria escrever?), os átomos isoelétricos são aqueles em que suas quantidades de 
elétrons são iguais independentemente se são íons ou qualquer outra coisa a única coisa que importa 
é o número de elétrons ser iguais. 
Ex.: 
 
 Fonte: O autor 
 Perceba que as massas desses caras tão quebradas por que eles são o pessoal lá da tabela 
periódica, ou seja, eles são o resultado da massa ponderada de seus isótopos que resulta em 
números quebrados. Então aqui termina esse tópico que só faz te lembrar uma coisa: O que importa 
são os isótopos, o resto é só para saber que existe mesmo. 
 
 Média ponderada das massas atômicas 
 
Agora que você já sabe de tudo isso hora de lhe dizer em que você vai usar esse 
conhecimento, uma matemática muito simples vai te mostrar como tirar essa média ponderada. Para 
ter a resposta certa deve-se ter em mãos os seguintes dados: as respectivas porcentagem e massa 
de cada isótopo. Porcentagem? Bom é o seguinte, os isótopos são átomos encontrados na natureza 
e existe uma porcentagem de cada isótopo da sua quantidade encontrada chamada de abundância, 
por exemplo o famoso 12C é encontrado numa porcentagem de 99% na natureza enquanto o outro 
1% é distribuído entre os outros isótopos. 
Tendo esses dados o que você faz é o seguinte cálculo: multiplica cada massa com suas 
respectivas porcentagens e no final soma tudo. Fim. Pode-se resumir tudo numa pequena formula 
(decorebas adoram formulas). 
(𝑌1) × (𝑋1) + (𝑌2) × (𝑋2) = 𝑀𝐴𝑀 
Em que: y = Porcentagem do isótopo 
 x = Massa do Isótopo 
 MAM = Massa Atômica Média 
Ex.: Temos o 12C com 98,93% de abundância e massa de 12 u e o 13C com 1,07% de abundância e 
massa de 13,00335 u. 
(0,9893) × (12) + (0,0107) × (13,00335) = 12,010735845 𝑢 
 Viu como é bem simples? Só lembre-se de uma coisa, NÂO arredonde essas gracinhas de 
números decimais por que isso vai dar num resultado totalmente errado. 
Se por acaso encontrar alguma questão por aí que peça para você achar a porcentagem de 
algum isótopo é bem simples de se resolver: A questão terá que lhe dar as massas dos isótopos e a 
média ponderada deles, assim você pega esses dados e coloca na formula normalmente e 
representará as porcentagens como forma de variáveis; para finalizar relacione as duas variáveis 
assim: y1 + y2 = 1, isso por que são porcentagens e somando todas as porcentagens o resultado 
Elemento Prótons Elétrons Massa 
Li+ 3 2 6,94 
Be2+ 4 2 9,01 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
20 
 
100%, ou seja, 1; daí é só resolver por sistema e pronto acabou (se você tem dificuldades com 
sistemas vá ao capítulo 4). 
Ex.: Por preguiça eu vou usar o caso do carbono lá em cima. 
{
(𝑦1) × (12) + (𝑦2) × (13,00335) = 12,010735845 𝑢 
𝑦1 + 𝑦2 = 1 × 12
 
{
12𝑦1 + 13,00335𝑦2 = 12,010735845 𝑢 
12𝑦1 + 12𝑦2 = 12 
 (−) ↓ 
{
13,00335𝑦2 = 12,010735845 𝑢 
12𝑦2 = 12 
 (−) ↓ 
1,00335𝑦2 = 0,010735845 
𝒚𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟕 
𝑦1 + 𝑦2 = 1 
𝑦1 = 1 − 0,0107 
𝒚𝟏 = 𝟎, 𝟗𝟖𝟗𝟑 
 Bom depois desse exemplo creio que não restam mais dúvidas de como fazer alguma questão 
envolvendo a massa ponderada dos átomos, agora é só correr para o abraço. 
 
A TEBÉLA PERIÓDICA 
 
 Bom chegou a belezinha que todo químico tem que aprender a ler de todos os ângulos 
possíveis, querendo ou não a tabela periódica é algo poderoso, pois toda a informação da química 
pode ser lida olhando para ela. 
 O assunto abordado aqui é como se deve lê-la e sugar o máximo de informação possível, mas 
não vou dizer tudo por que ainda tem mais assunto em nível molecular e atômico que tenho de 
explicar mais pela frente. Então o que será feito aqui será uma forma de apresentação formal entre 
você e a querida tabela periódica. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
21 
 
 
Oi prazer meu nome é Tabela Periódica dos Elementos, tenho nasci em 1869 e fui criada por 
Dmitri Ivanovich Mendeleiev, no início eu era feinha e incompleta mas agora estou crescidinha e com 
belas curvas. 
Bom vamos analisa-la com calma, listo aqui a ordem com que será apresentada as partes 
dessa garota: Colunas, Períodos, Metais, Metaisde Transição, Actinídeos, Lantanídeos, Não Metais, 
Gases Nobres, Massa Atômica e Camadas. Vamos lá! 
As colunas (ou família) organizam os elementos que tem características parecidas, pois, 
tirando o hidrogênio, observa-se que todos os elementos da primeira coluna da tabela são metais. 
As colunas são enumeradas de duas formas diferentes: a primeira é usada pela IUPAC que conta 
todas as colunas de forma ininterrupta resultando em 18 colunas, a segunda é usada por muitas 
tabelas (e julgo ser a melhor forma) em que as colunas superiores (1, 2 e 13 até 18) estão 
enumeradas de 1 à 8 seguidas da letra A e as colunas inferiores (3 até 12) são enumeradas de uma 
forma diferente seguida da letra B: 1B, 4B, 5B, 7B, 8B (ocupando três colunas), 1B (de novo) e 2B. 
O motivo disso será explicado em outra hora. Veja um exemplo do segundo modelo. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
22 
 
 
Tabela Periódica dos Elementos, tirada do site: http://blogdoenem.com.br/quimica-revisao-fuvest/. Acesso em: 
17/08/2015. 
 
Períodos são a organização dos elementos em ordem crescente dos seus números atômicos 
(Z), esse número é representado em cima do símbolo do elemento. Perceba você mesmo que se 
você olhar o número atômico (ou carga eletrônica) do potássio (K) até o ultimo do período (Kr) a 
carga eletrônica aumenta aos poucos em cada elemento com um aumento de 1. 
Metais são os caras das duas primeira colunas (1 e 2), sabe por que eles tem esse nome? 
Sim por que eles são metais... Ok depois dessa eu vou falar sério. Os metais são divididos em dois: 
os primeiros são os metais alcalinos pertencentes ao grupo 1 e os segundos (vascaínos) são os 
metais alcalinos terrosos pertencentes ao grupo 2. Os metais são átomos com orbitais que chegam 
até “s”. Não vou entrar em mais detalhes, isso é assunto para outra hora. 
Metais de transição são os elementos renegados da tabela periódica (3 à 12) ninguém liga 
para eles coitados, mas também não é para menos esse pessoal é complicado mesmo. Mais para 
frente você vai entender o porquê deles serem chatinhos, mas só de olhar para a sua numeração do 
modelo 2 já dá para ter uma visão de como o negócio é tenso. Mas tem ouro (Au) e prata (Ag) no 
meio deles como assim eles são renegados? Bom meu caro estamos falando de química e fazemos 
contas e cálculos com os elementos da tabela além de análises detalhadas do seu comportamento, 
pegue um livro de química e veja que o centro das atenções são os metais, não metais e gases 
nobres enquanto os outro são falados de forma especifica em alguns assuntos. Esse barraco todo 
montado é por causa da instabilidade desse pessoal, eles são tudo doido e suas características não 
seguem uma ordem tornando cálculos e análises um pouco mais complicados. Eles são de transição 
por que da primeira coluna (3) até a última (12) ele vai perdendo suas características de metal para 
ser não metal. 
Actinídeos e Lantanídeos são outros coitados da tabela (colunas 3 à 12), são tão rejeitados 
que é difícil um livro envolver contas e análises com eles. Esse pessoal eu não o que se faz com eles 
não! Mas tá aí né? Pelo menos sabemos que eles existem... Tá bom vamos deixar a idiotice de lado. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
23 
 
Os actinídeos são radioativos já o lantanídeos não, eles estão dispostos à parte por causa da camada 
em que seus elétrons se dispõe, isso quer dizer que eles são bem eletrônicos e seus orbitais são 
todos “f” que é muito diferente dos metais de transição que é “d”. 
Não Metais (13 à 17) são um dos centro das atenções, mas também eles são muito 
importantes e é um dos focos dos estudos do químico. Elementos encontrados em altíssimas 
quantidades estão listados aí no meio, como o oxigênio (O), Nitrogênio (N) e Carbono (C). Seus 
elétrons chegam até os orbitais “p”, em relação aos metais os não metais são mais eletrônicos, pois 
o orbital “p” significa que tem uma quantidade boa de elétrons enquanto os metais vão até o orbital 
“s”. Logo, logo eu explico melhor sobre orbitais e elétrons. 
Gases Nobres (coluna 18) são as modelos da tabela, lindas, maravilhosas e perfeitas ou são 
aqueles caras malhados e musculosos, loiros de olhos azuis. Esse pessoal são os ditos perfeitos, 
mas o motivo ainda não pode ser explicado agora por que envolve os assuntos de ligações química 
que será discutido em outra ocasião. Seus orbitais também são “p” assim como os não metais. 
As massas atômicas dos elementos estão localizadas bem abaixo do símbolo e acima do 
nome, como já disse antes essa massa é o resultado da média ponderada dos isótopos de cada 
elemento e é dessas massas que tiramos os dados para cálculos estequiométrico que será aprendido 
na próxima parte deste capítulo, por enquanto basta saber só disso mesmo. 
Por fim as camadas são aquelas que eu lhe apresentei antes, são enumeradas de 1 à 7 com 
as letras K, L, M, N, O, P, Q. Na tabela periódica você pode vê-la pelas colunas, se você prestar 
atenção nos lados extremos da tabela perceberá a numeração de 1 à 7 descendo as colunas, bom 
isso é a representação das camadas nos indicando que os elementos daquele período são da 
camada tal. Isso vai lhe ajudar ao estudar as características dos átomos e moléculas. 
 
MOLÉCULAS E COMPOSTOS MOLECULARES 
 
 Átomos são difíceis de se encontrar por aí (salvo as patricinhas dos gases nobres), nós 
estamos rodeados é na verdade de moléculas que são nada mais nada menos que um conjunto de 
átomos (do mesmo tipo) firmemente ligados entre si de tal modo que eles formam um arranjo, ou 
aglomerado, ou pacote de átomos. 
 As moléculas são representadas por formulas químicas que não é novidade para você, é o 
símbolo do átomo presente na molécula enumerado de acordo com a quantidade presente na 
mesma. Ex.: O gás oxigênio é uma molécula formada por dois átomos de oxigênio (O + O) logo sua 
formula química é O2. No caso desse pessoal: O2, N2, H2 etc. Eles são chamados de diatômicos. 
 Quando há uma reunião de moléculas diferentes então o resultado é chamado de compostos 
moleculares, é bem simples, é quando átomos diferentes se unem para formar uma molécula. Ex.: 
Temos a água que é formada por H2 e O resultando na molécula H2O. 
 A representação de compostos moleculares se dá com as formulas moleculares, é parecido 
com as formulas químicas só que dessa vez a representação será feita com mais de um átomo. Ex.: 
H2O, H2O2, CH4, CO2 etc. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
24 
 
 Além das formulas moleculares temos a chamada formula mínima que é uma forma resumida 
de se representar os compostos, para fazer esse resumo é importante analisar a proporção dos 
números que indicam a quantidade de átomos na molécula, quando existe um múltiplo entre esses 
números então simplificamos para a menor forma possível. Ex.: Temos o peróxido de hidrogênio 
H2O2, perceba que há um múltiplo entre esses dois números então podemos simplificar ficando 
assim: HO. Mais sobre ela será estudado na próxima parte, pois a partir de uma formula mínima 
pode-se chegar a uma formula molecular. Vou usar isso em alguma coisa? Bom se eu estou citando 
isso aqui então é por que você vai usar sim, existem técnicas laboratoriais para encontrar certos 
elementos em que o resultado sai em formulas mínimas e você deverá saber como lhe dar com elas, 
mas por enquanto só estou lhe apresentado para depois conhecermos mais um pouco dela. 
 Não basta somente representar as moléculas tem que visualiza-las também. Para isso existem 
algumas técnicas que vou apresentar a você agora, mas não vou explicar nada por ser assunto que 
ainda vem pela frente. 
 Formulas estruturais, são aquelas feitas pelos símbolos dos elementos ligados por traços: 
 
 
 
 
 
 
Formulas de perspectivas, são aquelas que mostram o arranjoespacial da molécula: 
 
 
 
 
 
 
Esse assunto será estudado de uma forma bem mais profunda e interessante em outra parte 
desse assunto. Esse assunto é bem minucioso e causa raiva em alguns, mas é necessário aprender 
pois é muito importante analisar as estruturas dos compostos com uma visão científica e detalhada. 
 
 Íons e Compostos Iônicos 
 
Esse pessoal são aqueles que amam os gases nobres. São divididos em duas categorias: Os 
cátions e os ânions. Vamos direto ao assunto e explicar o que são cada um e como se comportam. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
25 
 
Os cátions são os átomos que perderam elétrons para ficarem parecidos com os gases 
nobres, por que? Ora eles são perfeitos todos os elementos querem ser iguais a eles e o cátions são 
os caras que tem uma pequena quantidade de elétrons a mais que o gás nobre mais próximo. Esse 
pessoal são os metais e são representados com um “+” acima do símbolo seguido do número de 
vezes que se perde os elétrons. Por que um sinal de “+” se o cara tá perdendo elétrons? Lembra que 
eu falei que os elétrons tem carga negativa? Então, quando um átomo está perdendo elétrons ele 
acaba por ficar positivo já que ele está perdendo uma coisa negativa. A diferença do átomo normal 
para um cátion não está somente na representação, mas também no seu tamanho. Os cátions tem 
um tamanho menor do que seu átomo original isso por que ele tá perdendo elétrons então claramente 
algumas camadas vão sendo perdidas. 
Ex.: “Na” tem 11 elétrons mas morre de amores pelo “Ne” que tem 10, então por amor ele 
perde um elétron ficando com 10 elétrons e seu símbolo fica Na+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Perceba que o sódio original tem três camadas: K, L e M. E com a perda de um elétron o sódio 
fica com uma camada a menos. O tamanho atingido pelo íon é igual ao tamanho do gás nobre que 
ele ama. 
Agora vamos falar de ânions, eles são o oposto dos cátions pois agora o objetivo é ganhar 
elétrons. O motivo de ganhar elétrons é o mesmo dos cátion, são apaixonados pelas patricinhas 
perfeitas dos gases nobres e para chegar ao gás nobre mais próximo deles é necessário ganhar 
elétrons. Esses são os não metais, estão bem próximos dos gases nobres. Como eles recebem 
elétrons então eles recebem carga negativa (por que o elétron tem carga negativa) então sua 
representação é um sinal de “- “acima do seu símbolo seguido do número de vezes que se adiciona 
elétrons ao átomo. 
 Ex.: “Cl” tem 17 elétrons e é apaixonado pela sua vizinha o gás nobre “Ar” com 18 elétrons, 
então o cloro vai ter que dá um jeito de ganhar um elétron para ficar perto do seu amor, se tornando 
Cl
-
. 
 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
26 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ué, mas não mudou nada!? Olha, só porque o cara não aumentou uma camada a mais não 
quer dizer que ele vai continuar a mesma coisa. Esse exemplo do cloro foi proposital (mentira eu 
peguei do livro) para que você não se engane pelas aparências, mesmo sendo que uma camada 
não foi adicionada o átomo aumentou sim, pois existem os orbitais (lembra?), ou seja, ele aumentou 
de uma forma que a sua camada foi expandida e não criada outra camada. 
Agora chegou a hora de falar dos compostos iônicos esse pessoal é um pouco parecido 
com os compostos moleculares a mudança fica em como eles se ligam. Bom os compostos 
moleculares são formados por moléculas e os compostos iônicos por íons (isso não é difícil de 
perceber), ou seja, todos os componentes de um composto iônico são íons. Agora sim ficou mais 
fácil entender. Mas a ligação não ocorre de qualquer forma, ela ocorre entre cátions e ânions (metais 
e não metais) isso por que os opostos se atraem. A ligação iônica ocorre como uma transferência de 
elétrons, primeiramente eles estão nêutrons e quando se encontram se tornam íons e se ligam. O 
motivo e o porquê dessas ligações não é para agora depois eu explico. 
Bom resumido, os compostos moleculares são quase sempre formados por não metais e os 
iônicos por metais com não metais. Abaixo veja um exemplo simples de como representar esse 
pessoal. 
Ex.: É claro que todos os primeiros 
exemplos de compostos iônicos de todos os 
livros falam do sal de cozinha, ele é o mais 
simples de todos. E eu vou seguir o mesmo 
padrão, claro estou sobre ombros de 
gigantes. 
Analisando esse meu desenho ridículo, 
perceba que o sódio perde um elétron (cátion) 
e o cloro recebe um elétron (ânion). Quando isso acontece os dois conseguem se satisfazer, lembre-
se que o objetivo de todo íon é chegar a ser igual ao amor da sua vida (gás nobre), quando o sódio 
dá um elétron para o cloro ambos conseguem o que eles precisam. Quando o negócio dá certo os 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
27 
 
dois ficam estabilizados e como eles são de sinais contrários um será atraído pelo outro resultando 
numa ligação. 
Olhando essa situação do ponto de vista da nomenclatura precisamos fazer um pequeno 
macete para chegarmos ao resultado real. Temos o Na+ e o Cl-, e queremos representa-los como 
composto iônico, é bastante simples: Junte os dois numa só nomenclatura, se eles dois tivessem 
outro número na indicação do íon além do 1 (o Na é +1 e o Cl é -1) o procedimento a ser feito seria 
trocar os números de lugar e coloca-los no lado inferior direito do outro íon. 
Ex.: Mg2+ e N3- ficará assim: 
 Mg2+ N3- 
 Mg3N2 
Viu é só fazer isso. Essa troca também acontece com o cloreto de sódio, mas como os dois 
íons tem somente o número 1 no índice iônico então não há diferença representa-lo com o número 
ou sem o número. Assim fica a formula do cloreto de sódio: 
 NaCl 
Bom esse assunto da uma pausa por aqui, ainda não é tempo de se aprofundar demais. Nesse 
momento basta saber o que são os compostos iônicos e como formar suas formulas. 
 
NOMENCLATURA DE COMPOSTOS INORGÂNICOS 
 
 Chegamos numa parte bem chata da química, nomenclatura dos compostos inorgânicos é um 
decoreba infernal! Essas coisinhas são complicadas de se lembrar e você só aprende mesmo isso 
aí é na base da experiência, ou seja, muitos exercícios entediantes de como dar nomes a esses 
filhotes de cruz credo. Mas é claro, é importantíssimo saber dar nomes a esse pessoal. Não ouse 
entrar num laboratório sem saber dar nomes aos ácidos, óxidos, bases etc. 
 Cátions 
 
Começando do mais simples possível os cátions são bem fáceis de se lembrar, mas é claro 
que você tem que ver alguns exemplos e fazer alguns exercícios para não se esquecer de como se 
faz. 
Cátions simples de elementos que não mudam de cargas são os mais fáceis de se nomear. 
Como assim cargas que não mudam? Existe um pessoal (os metais de transição) que seus cátions 
podem ser de mais um tipo, por exemplo, 1+, 2+, 3+. Quando nos deparamos com caras assim então 
devemos nomeá-los de outra forma. Mas voltando aos mais simples o que se deve fazer é o que 
está logo abaixo: 
 Íon (nome do metal) 
É só isso mesmo. Por exemplo ser for o Na+ então sua nomenclatura fica “Íon sódio”. Os caras 
que você sempre vai nomeá-los assim são os do grupo 1A, 2A e os metais Al+3, Ag+ e Zn+2. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
28 
 
Agora falando dos metais que tem mais de um tipo de cátion, existem duas formas de nomeá-
los. A primeira é o mesmo método que mostrei acima para os íons que não variam suas cargas, a 
diferença está em que se deve indicar a carga do cátion. Por exemplo, temos que o Cu (não é uma 
ofensa) tem sua primeira aparição como íon usando o cátion com uma carga (Cu+) e depois ele 
aparece de novo usando duas cargas (Cu2+). Para nomeá-lo colocamos “íon” na frente depois “cobre” 
e por último indicamos em números romanos a carga do cátion,fica assim: Íon cobre (I) para o Cu+ 
e Íon cobre (II) para o Cu2+. 
O segundo método é antigo mais ainda é usado, ele foi feito para ferrar com a sua vida. Tem 
professor que é muito chato e exige que aluno saiba este segundo método, se você já sabe o primeiro 
método não é uma obrigação saber o segundo mais sim uma opção. Em vez de representar a carga 
do íon com números romanos o segundo método consiste em representá-las usando uma terminação 
“oso” ou “ico” no final do nome do metal em latim! (Que coisa mais absurda...). Para piorar essas 
terminações não são de acordo com a carga do cátion, mas sim de acordo com o número de vezes 
que o metal aparece (Que?!). Existem metais que o seu primeiro íon já começa com a carga 2+, 
então depois ele aparece com 3+. Na sua primeira aparição usamos a terminação “oso” e na sua 
segunda usamos “ico”. 
Ex.: Cu+ = íon cuproso (cuprum = cobre) 
 Cu2+ = íon cúprico 
 Co2+ = íon cobaltoso 
 Se a terminação fosse de acordo com a carga do íon o Co2+ não teria a terminação “oso”, 
isso por que a primeira carga de íon que aparece no Co é a carga 2+. Eu não vou ficar enrolando 
nessa chatice de terminações que nem são obrigatórias (mas é bom saber). 
Antes de terminamos esse tópico de cátions é importante falar dos cátions formados por 
átomos não metálicos, é isso mesmo existem alguns não metais que tem o desejo de serem metais 
aí eles saem do armário mesmo. É muito simples, para nomeá-los basta colocar o prefixo “Íon” com 
o início do nome da molécula e terminação com “ônio”. 
Ex.: NH4+ = íon amônio 
 H3O+ = íon hidrônio 
Tá bom agora chega de papo, aposto que você tá morrendo de tédio aí. Esse assunto não 
daqueles tipos que você tem que se matar de tanto fazer exercícios ou coisa e tal, o importante é 
você lembrar dessas coisas e não perder a prática. Abaixo uma tabela de íons e seus nomes. 
 
 
 
 
 
 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
29 
 
Tabela de nomenclatura de cátions 
Formula Nome Formula Nome 
1+ 1+ 
H+ Íon Hidrogênio NH4+ Íon Amônio 
Li+ Íon Lítio Cu+ Íon Cobre (I) ou Cuproso 
Na+ Íon Sódio 
K+ Íon Potássio 
Cs+ Íon Césio 
Ag+ Íon Prata 
2+ 2+ 
Mg2+ Íon Magnésio Co2+ Íon Cobalto (II) ou Cobaltoso 
Ca2+ Íon Cálcio Cu2+ Íon Cobre (II) ou Cúprico 
Sr2+ Íon Estrôncio Fe2+ Íon Ferro (II) ou Ferroso 
Ba2+ Íon Bário Mn2+ Íon Manganês (II) ou Manganoso 
Zn2+ Íon Zinco Hg22+ Íon Mercúrio (I) ou Mercuroso 
Cd2+ Íon Cádmio Hg2+ Íon Mercúrio (II) ou Mercúrico 
 Ni2+ Íon Níquel (II) ou Niqueloso 
 Pb2+ Íon Chumbo (II) ou Plumboso 
 Sn2+ Íon Estanho (II) ou Estanoso 
3+ 3+ 
Al3+ Íon Alumínio Cr3+ Íon Cromo (III) ou Íon Crómico 
 Fe3+ Íon Ferro (III) ou Íon Férrico 
Fonte: Dados de Brown (2008), tabela personalizada pelo autor. 
Nota: Hg22+ é dado como Íon mercúrio (I) por que são dois átomos de Hg que recebem os dois e não somente 
um. 
 
 Ânions 
 
Depois de falar dos cátions é hora do oposto. Os mais simples tipos de ânions com certeza 
são os monoatômicos, e sua terminação sempre será em “eto” sendo a única exceção é o oxigênio 
(O) que tem a terminação com “ido”. 
Ex.: H- = Íon Hidreto 
 N3- = Íon Nitreto 
 O2- = Íon Óxido 
Alguns ânions poliatômicos seguem o mesmo ritmo. 
Ex.: OH- = Íon Hidróxido 
 CN- = Íon Cianeto 
 O22- = Íon Peróxido 
Agora temos os casos de ânions que são formados com átomos de oxigênio e outros 
elementos. Nesse caso o sufixo muda de acordo com a quantidade de oxigênios presentes. A 
terminação “ato” é feita quando o ânion tem a sua quantidade de oxigênios padrão, se caso tiver a 
menos então a terminação fica “ito”. Como vejo se o ânion tá padrão? É só você analisar quem é o 
átomo central, aquele o qual o oxigênio está se ligando. Se o cara aguenta no máximo três oxigênios 
então três é o padrão e será nomeado “ato” se tiver dois ele será “ito”, ou se ele aguenta quatro então 
quatro será o padrão e três será o “ito”. Vejas alguns exemplos. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
30 
 
Ex.: NO3- = Íon Nitrato (padrão) / NO2- = Íon Nitrito (um a menos) 
 SO42- = Íon Sulfato (padrão) / SO32- = Íon Sulfito (um a menos) 
Obs.: Eu falei que era para analisar o átomo central e ver quanto ele aguenta, mas lembre-se 
que estamos falando de íons e não de simples compostos. Se você perceber o nitrogênio (N) aguenta 
quatro oxigênios (O) mas se ele tiver esses quatros ele não pode ser mais um íon. Então resumindo 
a análise é feita de acordo com o íon e não com o átomo em si. 
Existem certos compostos que podem ter mais dois tipos diferentes de ânions, isso por que 
ele pode ter várias quantidades de oxigênio. Isso acontece com o cloro (Cl). Nesse caso existe uma 
modificação na nomenclatura, em vez de somente “ato” e “ito” como sufixo agora teremos prefixos. 
O composto ClO3- é o padrão da ligação do Cloro com o Oxigênio, e é a partir dele que você observa 
os outros e coloca os nomes específicos. Quando ele tem um O a menos ele segue o mesmo padrão 
usando “ito”, mas se ele tiver dois a menos o “ito” continua e será acrescentado “hipo” como prefixo, 
agora quando o composto está na sua forma padrão (no caso ClO3-) ele segue o nome de “ato” e se 
caso ele tiver um a mais o “ato” continua e será adicionado o “per” como prefixo. 
Ex.: ClO4- = Íon Perclorato (Uma a mais) 
 ClO3- = Íon Clorato (padrão) 
 ClO2- = Íon Clorito (Um a menos) 
 ClO- = Íon Hipoclorito (Dois a menos) 
Usando o caso acima como exemplo você pode nomear todos os ânions que tem várias 
numerações de oxigênios (O). Como é que eu vou saber se ele tem várias quantidades de O? Do 
mesmo jeito que eu falei antes, vai metendo “O” dentro dele e fica vendo até onde ele aguenta, se o 
cara aguenta um e depois aguenta bem uns quatro pode ter certeza que esse cara é rodado e tem 
vários nomes. 
Por fim vamos falar de um caso especial onde temos um pessoal que recebe o íon H+ e acaba 
tendo o nome do hidrogênio no nome. É muito simples, basta colocar a palavra “Hidrogeno” seguido 
do nome do ânion. 
Ex.: CO32- = Íon Carbonato / HCO3- = Íon Hidrogenocarbonato 
 PO43- = Íon Fosfato / H2PO3- = Íon Diidrogenofosfato 
Obs.: 1° Por causa da carga do H+ o resultado final do composto tem uma carga menos como 
dá para perceber ao comparar o ânion antes e depois de receber o hidrogênio (H). 2° no ânion H2PO3- 
o seu nome começa com Diidrogeno justamente pelo fato de ter dois hidrogênios. 
 Sempre quando for escrever o íon de alguém átomo observe onde ele está na tabela periódica. 
Os metais do 1A todos são 1+ e os do 2A são todos +2. Os não metais do 7A são todos 1- e os do 
6A são todos 2-. A seguir uma tabelinha básica de ânions e sua nomenclaturas. 
 
 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
31 
 
Tabela de nomenclatura de ânions 
Formula Nome Formula Nome 
1- 1- 
H- Íon Hidreto C2H3O2- Íon Acetato 
F- Íon Fluoreto ClO3- Íon Clorato 
Cl- Íon Cloreto ClO4- Íon Perclorato 
Br- Íon Brometo NO3- Íon Nitrato 
I- Íon Iodeto MnO4- Íon Permanganato 
CN- Íon Cianeto 
OH- Íon Hidróxido 
2- 2- 
O2- Íon Óxido CO32- Íon Carbonato 
O22- Íon Peróxido CrO42- Íon Cromato 
S2- Íon Sulfeto Cr2O72- Íon Dicromato 
 SO42- Íon Sulfato 
3- 3- 
N3- Íon Nitreto PO43- Íon Fosfato 
Fonte: Dados de Brown (2008), tabela personalizada pelo autor. 
 
 Compostos Iônicos 
 
Bom nessa parte das nomenclatura não é tão complicado assim. Os compostos iônicos é 
basicamente a junção dos nomes dos dois tipos de íons envolvidos. Sempre que você analisar um 
composto iônico e for escrever seu nome primeiro identifique quem é o ânion e o cátion; depois você 
escreve o nome do ânion (que está no composto) em seguidacolo que “de” e depois o nome do 
cátion. 
Ânion de Cátion 
Pronto é só fazer isso que você tem o nome do composto. Veja abaixo alguns exemplos 
mostrando de como é essa regra na prática. 
Ex.: CaCl2 = Cloreto de Cálcio 
 Al(NO3)3 = Nitrato de Alumínio 
 Cu(ClO4)2 = Perclorato de Cobre (II) / Perclorato Cúprico 
Mamão com açúcar né? Nem precisa falar muita coisa sobre essa parte do assunto por que 
eu sei que deu para entender (tomara). Bom é só seguir esse modelo acima que tudo ocorrerá bem. 
 
 Ácidos 
 
Estamos quase chagando no fim do assunto de nomenclaturas (Amém!), e agora chegou o 
momento de dizer que um H+ pode ferrar a sua vida, como? Essas coisinhas quando acrescentadas 
a formula do composto o torna em ácido, aí maninho muda nome, muda formula tudo! 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
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Sempre que qualquer composto se torna um ácido um H+ é acrescentado no início da formula 
do “bixo”. O número de H’s vai depender do composto (é claro) por que deve-se analisar quantos ele 
precisa para se estabilizar. 
Ex.: Cl- (Normal) / HCl (Ácido) 
 SO4 (Normal) / H2SO4 (Ácido) 
Agora na questão dos nomes não vai ser aquele bicho de sete cabeças, é só você comparar 
a terminação dos ânions isso por que cada terminação tem um nome diferente para seus ácidos. 
Vamos aos nomes: todo ânion que tem sufixo “eto” seu ácido fica com sufixo “ídrico”; todo ânion que 
tem sufixo “ato” seu ácido fica com sufixo “ico”; todo ânion que tem sufixo “ito” seu ácido fica “oso”. 
Vale ressaltar que mesmo aquele pessoal zuado com prefixos “per” e “hipo” também entra na regra. 
Ânion Ácido 
Cl- (Cloreto) HCl (Ácido Clorídrico) 
S2- (Sulfeto) H2S (Ácido Sulfídrico) 
ClO4- (Perclorato) HClO4 (Ácido Perclórico) 
ClO3- (Clorato) HClO3 (Ácido Clórico) 
ClO2- (Clorito) HClO2 (Ácido Cloroso) 
ClO- (Hipoclorito) HClO (Ácido Hipocloroso) 
CN- (Cianeto) HCN (Ácido Cianídrico) 
NO3 (Nitrato) HNO3 (Ácido Nítrico) 
SO4 (Sulfato) H2SO4 (Ácido Sulfúrico) 
SO3 (Sulfito) H2SO3 (Ácido Sulfuroso) 
 Fonte: Dados de Brown (2008), tabela personalizada pelo autor. 
Depois dessa tabela já deu para tirar todas as dúvidas sobre nomenclatura de ácidos não é 
mesmo? Então vamos para a última etapa desta parte do capítulo. 
 
 Compostos Moleculares Binários 
 
Quando nos deparamos com certos compostos que tem mais de um átomo do mesmo tipo, 
devemos representar sua quantidade no nome do cara usando aquela parada que você já deve ter 
visto em algum lugar: mono(1), Di(2), Tri(3), Tetra(4), Penta(5), Hexa(6), Hepta(7), Octa(8), Nona(9) 
e Deca(10). Bom, mas lembre-se de que estamos falando de compostos moleculares (lembra?), não 
é tão simples quanto nomear ácidos por que estamos falando de dois ânions juntos. Antes de saber 
nomear é importante como escrever suas formulas, veja os passos abaixo. 
1. Dos dois ânions aquele que estiver mais à esquerda na tabela periódica é escrito 
primeiro. 
 
2. O oxigênio sempre será o último a ser escrito sendo uma exceção da regra acima. Isso 
só não vai ocorrer quando o oxigênio estiver ligado com o flúor, nesse caso o flúor é o 
último a ser escrito. 
 
3. Se os dois elementos estiverem na mesma coluna da tabela então o que está mais 
abaixo fica em primeiro. 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
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Bom vamos aos exemplos de formulas para depois passarmos para a nomenclaturas dessas 
belezinhas. Veja abaixo alguns exemplos: 
Ex.: Cl2O 
 N2O4 
 NF3 
 P4S10 
Todos esses quatro compostos seguem os passos que mostrei mais acima. Agora vamos ver 
como nomear esses compostos. 
1. O elemento à direita do composto terá sufixo “eto”, e depois coloca-se a preposição 
“de”. Se for um composto com oxigênio seu sufixo será “ido”. 
 
2. Depois coloca-se o nome do primeiro elemento do composto. 
 
3. Se caso o elemento tenha mais de um átomo do mesmo tipo use os nomes que foram 
dados mais acima para representar a numeração de 1 à 10. 
 
4. O prefixo “mono” é somente usado pelo primeiro elemento, não o use no segundo. 
Agora vamos aos exemplos para que você entenda perfeitamente como seguir esses passos. 
Segue a última tabela desta parte do capítulo. 
Formula Nome 
Cl2O Monóxido de Dicloro 
N2O4 Tetróxido de Dinitrogênio 
NF3 Trifluoreto de Nitrogênio 
P4S10 Decassulfeto de Tetrafósforo 
SO2 Dióxido de Enxofre 
PCl5 Pentacloreto de Fósforo 
N2O3 Trióxido de Dinitrogênio 
SiBr4 Tetrabrometo de Silício 
S2Cl2 Dicloreto de Dienxofre 
 Fonte: Dados de Brown (2008), tabela personalizada pelo autor. 
 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
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PARTE III 
ESTEQUIOMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
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EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
Chegou a hora de se tornar amigo da tabela periódica e de seus elementos, por que chegamos 
na estequiometria! Aonde você vai descobrir tudo sobre esses compostos através de números e 
formulas. 
Bom tenho certeza que você já sabe o que são equações químicas (ora isto é uma revisão), 
então não vamos ficar cheio de blábláblá desnecessário por que eu sei que você tem mais o que 
fazer. Então vamos iniciar dos mais simples tópicos da estequiometria até chegar ao nível em que 
você invoca o maligno. 
 
 Balanceamento 
 
A primeira coisa a se aprender na estequiometria obviamente é balancear as formulas. Isso 
por que a palavra “equação” vem do latim grego e significa “igual”, ou seja, o que está de um lado 
tem que ser igual ao que está do outro. Nesse caso a igualdade está relacionada aos coeficiente 
estequiométricos, não que eles tenham que ser exatamente iguais, mas que tenham um equilíbrio 
na quantidade de moléculas em ambos os lados. 
Reagente1 + Reagente2  Produtos da reação 
Bom, basicamente é assim que se escreve uma equação. O “+” é lido como “reage com” e a 
seta “” é lida como “formando”. Agora vamos a um simples exemplo da formação de molécula de 
água (H2O) e veremos qual o impacto do balanceamento, como ele deve ser feito e a sua 
interpretação. 
H2(g) + O2(g)  H2O(l) 
O (g) e (l) colocado abaixo dos símbolos indicam o estado físico do tal elemento, nunca 
esqueça de coloca-los isso pode causar perdas de pontos na prova ou trabalho. (g) significa gasoso, 
(l) líquido, (s) sólido e (aq) aquoso. Como já foi explicado o número abaixo do símbolo é a quantidade 
de átomos do mesmo elemento que está presente na reação, então lembre-se que a mesma 
quantidade de átomos que está de um lado deve estar do outro. Se você contar: temos dois H e dois 
O de um lado, mas do outro temos dois H e somente um O; já podemos dizer que isso não é uma 
equação, para isso vamos usar os coeficientes estequiométricos para balancear esta equação. 
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) 
Sacou? Os coeficientes estequiométricos sempre estarão à sua esquerda, nunca se deve 
mudar os números que aparece no canto inferior direito dos átomos, ou seja, aqueles que indicam a 
quantidade de átomos. O coeficiente estequiométrico varia a quantidade de moléculas e ele não 
muda a identidade química do elemento, mas se você mudar o número inferior a identidade química 
do elemento será mudada. Ex.: O2 (gás oxigênio) não é a mesma coisa que O3 (ozônio). E 2O2 é 
mesma coisa que ∞O2 (infinito), pois se está mudando somente a quantidade e não a identidade. A 
forma correta de se ler as moléculas: 2H2O é duas moléculas de água, O2 uma molécula de gás 
oxigênio, 3O2 três moléculas de gás oxigênio e assim vai. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
36 
 
Agora que a equação da formação de água está balanceada vamos contar a quantidade de 
átomos dos dois lados. O coeficiente estequiométricoé multiplicado com o número inferior do 
elemento (Ex.: 2H2 = 2x2 = 4). E quando o coeficiente é colocado no início de uma molécula o número 
estará valendo para todos os átomos integrantes dessa molécula (Ex.: 2H2O = 2H2 e 2O). Então 
temos quatro H e dois O de um lado, do outro temos quatro H e dois O. 
Veja os exemplos a seguir e se acostume, lembre-se sempre contando a quantidade de 
átomos presentes na equação para pode ter certeza que a quantidade que está de um lado é mesma 
do outro. Para uns isso pode demorar um bocado por que esse jogo de balanceamento vai depender 
de todos os elementos e um número que você coloca te faz contar todos os átomos para verificar se 
está certo. Para se tornar mais rápido só mesmo se for praticando. 
Ex.: 
Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + H2O + CO2 
C6H12O6  2C2H6O + 2CO2 
2FeCl3 + 3Na2CO3  Fe2(CO3)3 + 6NaCl 
2NH4Cl + Ba(OH)2  BaCl2 + 2NH3 + 2H2O 
3Ca(OH)2 + 2H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6H2O 
Fe2(CO3)3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3H2O + 3CO2 
Na2O + (NH4)2SO4  (Na)2SO4 + 2NH3 + H2O 
4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O 
2KMnO4 + H2SO4  Mn2O7 + K2SO4 + H2O 
2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2 
 
O que se tinha para falar sobre balanceamento já foi dito, daqui em diante se quiser melhorar 
em balanceamento pegue algumas equações dos livros ou internet e comece a dar uma treinada. 
 
 Equações de Combinação, Decomposição e Combustão 
 
Como não temos tempo a perder vou citar esses três cara rapidamente, primeiro por que são 
conceitos simples e fáceis de se entender e segundo que são somente teorias. 
Equações de combinação são muitos dos que você viu acima, simplesmente é a mesma 
coisa que quando eu apresentei um modelo de equação química no início, dois reagentes se juntam 
para formar um produto. 
A + B  C 
 Equações de decomposição é o contrário. Um composto é quebrado e forma um ou mais 
compostos. Algumas equações apresentadas no exemplo mais acima é nesse estilo. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
37 
 
C  A + B 
 Equações envolvendo combustão são todas aquelas que tem a presença do gás oxigênio 
(O2) nos reagentes. Veja um exemplo abaixo. 
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) 
 Antes de fechar esta parte do assunto vale uma dica: Os derivados de hidrocarboneto quando 
entram em uma reação de combustão forma sempre água (H2O) e gás carbônico (CO2), o exemplo 
que citei acima mostra muito bem isso. 
 
MASSA MOLECULAR (MM) 
 
 Quando estamos em um laboratório é nossa obrigação saber quanto de massa tem certa 
equação, isso possibilita a previsão de muitas reações evitando riscos desnecessários. Antes de 
começarmos a contar as massas e saber o peso molecular você sabe onde fica a massa do átomo? 
Bom, na tabela periódica ele está acima do nome do elemento e abaixo do seu símbolo, é com esses 
dados que vamos conhecer a massa das equações. Vamos nos preocupar primeiro em como 
conhece-las para depois sabermos o porquê. 
 Sempre que você for analisar o peso molecular ou massa molecular você deve somar a massa 
de todos os átomos presente na molécula resultando no peso molecular da molécula analisado. 
Antes de somar tudo deve-se multiplicar a massa do átomo com o seu índice inferior e seu número 
estequiométrico. Veja os exemplos abaixo. 
 Ex.: MM do H2SO4 = (1 u) x2 + (32,06 u) + (16 u) x4 = 2 u + 32,06 u + 64 u = 98,06 u 
 MM do C6H12O6 = (12 u) x6 + (1 u) x12 + (16 u) x6 = 72 u + 12 u + 96 u = 180,0 u 
 MM do NaCl = (23 u) + (35,45 u) = 58,45 u 
 MM do Ca(NO3)2 = (40,08 u) + (14 u) x2 + (16 u) x3x2 = 40,08 u + 28 u + 96 = 164,08 u 
Bom, com isso já deu para perceber que para se achar a MM de qualquer molécula sempre 
se segue um padrão. Não foi mostrado no exemplo o caso em que o átomo é acompanhado por um 
coeficiente estequiométrico isso por que ainda não entramos na MM envolvendo equações, mas 
sempre que tiver um coeficiente estequiométrico acompanho um átomo você irá fazer a mesma coisa 
que o índice inferior que é multiplicar pela massa do átomo. 
 
 Composição Percentual das Formulas 
 
Algo útil na prática e fácil de se fazer no papel. O método consiste em saber quantos por 
centos de massa de algum elemento há em uma molécula. É muito simples basta usar uma formula 
que irá servir para todos os casos diferentes (os decorebas estão tendo orgasmos agora). 
𝑋 = 
(𝑀𝑀 𝑑𝑜 á𝑡𝑜𝑚𝑜)
(𝑀𝑀 𝑑𝑜 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎)
 × 100% 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
38 
 
 Quando for achar a MM do átomo não esqueça que o número inferior e o coeficiente 
estequiométrico multiplicam com a massa do átomo como foi mostrado no exemplo mais acima. 
Agora vamos mostrar como se usa essa formula para tirar a porcentagem dos átomos. 
 Ex.: Temos C12H22O11 e queremos saber o percentual de cada um dos átomos que compõe a 
molécula. 
 Vamos primeiro saber a MM da molécula: 
 C12H22O11 = (12 u) x12 + (1 u) x22 + (16 u) x11 = 144 u + 22 u + 176 u = 342,0 u 
 Começando pelo C12 temos: Sua MM é 144 u então vamos usar a formula. 
𝑋 = 
144 𝑢
342 𝑢
 × 100% = 42,1 % 
 Seguindo para o H22 temos: Sua MM é 22 u então vamos usar a formula. 
𝑋 = 
22 𝑢
342 𝑢
 × 100% = 6,4 % 
 Por fim para o O11 temos: Sua MM é 176 u então vamos usar a formula. 
𝑋 = 
176 𝑢
342 𝑢
 × 100% = 51,5 % 
 Não tenho mais o que explicar, o percentual dos átomos numa molécula é basicamente isso 
que você acabou de ver não tem mais nenhum mistério. Agora vamos para a próxima etapa da 
estequiometria. 
 
MOL (Quantidade de Matéria) 
 
 Na estequiometria você sempre usará o mol e deve leva-lo onde quer que for no cálculo. 
Através dele se achará muitos outros dados, então vamos entender o que é mol e depois nos 
acostumarmos com ele. Não vou ficar explicando a definição de mol e como os cientistas chegaram 
a essa conclusão coisa e tal, isso é perda de tempo. Se você quer saber dessas coisas (duvido 
muito) então vá atrás de um livro de química por que eu não sou químico para ficar definindo os 
conceitos. Vamos direto ao ponto. 
 O mol é um certa quantidade de alguma coisa, essa quantidade é definida pelo número de 
Avogadro 6,022x1023 ou 6,02x1023. Sempre que você ver 1 mol de alguma coisa essa coisa tem o 
número de 6,02x1023. 
Ex.: 1 mol de átomos de H = 6,02x1023 átomos de H 
 1 mol de moléculas de H2O = 6,02x1023 átomos de H2O 
 1 mol de íons Na+ = 6,02x1023 íons de Na+ 
 Não é muito complicado entender o que é mol, com esse exemplo já deu para entender o que 
é mol e como usá-lo. Sempre que falarem em mol, estamos falando de 6,02x1023 de alguma coisa. 
Agora vamos falar do que vamos usar realmente na hora dos cálculos estequiométricos. 
EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA 
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 Massa Molar (g/mol) 
 
Como o mol sempre será representado pelo mesmo número (Avogadro) então houve a 
necessidade de representar melhor a substância que esse número está contando. Isso se deve ao 
fato de que 1 mol de C (carbono) não é a mesma coisa que 1 mol de N (nitrogênio), mas os seus 
números são iguais pois ambos são representados pelo número de Avogadro. Nesse caso o que vai 
diferenciar 1 mol de C e 1 mol de N serão suas massas. 
Se lembra como encontrar a massa molecular (MM) dos compostos e átomos? Bom, aqui não 
é diferente o que muda é a forma como a resposta será colocada no final. Você irá fazer o mesmo 
método para achar a MM usando a tabela periódica coisa e tal, o que muda é que agora você não 
está achando a massa de uma molécula ou um átomo, você está achando a massa de 1 mol dessa 
molécula ou átomo. O que isso muda no cálculo? Nada, a mudança não é no cálculo e sim na 
resposta. Antes você representava a resposta com a unidade “u” (unidade de massa), agora com o 
mol você irá representar a unidade com “g” (gramas). Pronto era