3 Quimica Agricola

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C) INTRODUÇÃO À QUÍMICA AGRÍCOLA
AUTOR
VÍTOR JOSÉ REPOLHO REBELO
Introdução
O estudo da química voltada para a agricultura tem 
contribuído significativamente no sentido da melhora da qualidade de 
vida do ser humano. A partir disto a obra aqui desenvolvida versará sobre 
a disciplina de Introdução à Química Agrícola, seus aspectos 
fundamentais e objetivos. Portanto, a presente obra será constituída de 
sete unidades envolvendo aspectos teóricos e atividades.
Apresentando um entendimento específico sobre a química 
aplicada na agricultura, o autor desenvolve uma ampla revisão sobre 
conceitos básicos, compostos minerais e orgânicos, as reações químicas 
envolvendo as principais substâncias, cálculos e preparo das soluções, os 
princípios básicos dos métodos analíticos. Para um melhor entendimento 
sobre os conceitos foram propostas atividades práticas com fins 
agrícolas.
A disciplina Introdução à Química Agrícola será de grande 
importância pela abrangência e praticidade dos conteúdos descritos que 
foram analisados e desenvolvidos visando um conhecimento mais 
profundo dos conteúdos por parte do discente.
 
Introdução à
 Química Agrícola
Introdução
135
 Palavras do professor autor
Caro aluno,
Sabe-se que o estudo da química de uma forma geral tem 
contribuído significativamente para a manutenção da vida do ser humano, 
e sua importância é fato comprovado. E muitas vezes o aluno fica se 
perguntando para que serve a química e qual sua real importância para a 
vida do ser humano, o questionamento se abrange quando falamos no 
estudo da química direcionado para a agricultura. Pensando nessas 
situações se fará um primeiro estudo sobre a evolução da química agrícola 
e sua parcela de contribuição na manutenção da vida humana, 
principalmente no que diz respeito à melhora da qualidade de vida, uma 
vez que gira em torno do desenvolvimento de técnicas que propiciem uma 
melhora na qualidade de produção de alimentos.
É importante salientar que os conteúdos foram analisados e 
desenvolvidos de forma que possa propiciar a você aluno(a) uma 
abordagem de fácil acesso e entendimento. Portanto, registra-se que é de 
fundamental importância uma interação constante entre aluno e 
professor para que as dúvidas possam ser discutidas e respondidas. O 
destaque se dá por ser um método de ensino à distância, onde a 
informática em conjunto com a internet são elementos cruciais para a 
transmissão de conteúdos e atividades.
Espera-se portanto, que seu aprendizado de Química Agrícola 
seja absorvido com eficácia com essa nova abordagem e que você possa 
utilizar os conhecimentos aqui adquiridos na construção de um mundo 
melhor, com atitudes que venham preservar o ambiente de nosso planeta.
Orientações para o estudo do caderno
Como se trata de ensino a distancia envolvendo a rede de 
informática, como já foi mencionada, a importância da interação entre 
aluno e professor é ponto chave para o desenvolvimento da disciplina e 
das atividades.
Quando se usa o método tradicional de contato direto entre 
aluno e professor, percebe-se que o retorno é imediato, cabe, portanto, 
ao educador solucionar dúvidas e questionamentos. E logo após a 
Introdução à
 Química Agrícola
Palavras do
professor autor
Orientações
 para estudo
136
realização de uma atividade escrita é diagnosticado que ponto foi mais ou 
menos absorvido pela turma.
Portanto, como o foco é Ensino à Distancia, cabe destacar que 
para se ter um retorno dos conteúdos ministrados e das atividades 
propostas pelo professor, é importante haver debates, fóruns, atividades 
escritas e impressas, uma constante troca de e-mails entre os envolvidos 
para que assim o educador possa também avaliar seu método de ensino e 
sua atuação como professor ministrante do curso.
Ementa
Conceitos fundamentais da química agrícola. compostos minerais de 
solos, plantas, corretivos, fertilizantes e defensivos agrícola. Reações 
inorgânicas com ênfase em solos e plantas. Preparo das soluções para fins 
agrícola. Equilíbrio químico de ácido-base. Principais funções orgânicas 
com abordagem dirigida para as ciências agrárias. Métodos analíticos: 
titulometria, potenciometria, colorimetria e fotometria de chama.
Objetivos de ensino-aprendizagem
1. Possibilitar aos discentes um entendimento da química 
aplicada à agricultura.
2. Conhecer os compostos minerais e orgânicos encontrados 
nos solos, plantas, corretivos, fertilizantes e defensivos agrícolas.
3. Entender as reações químicas envolvendo as principais 
substâncias minerais e orgânicas da biosfera.
4. Calcular e preparar as soluções para os procedimentos 
analíticos e aplicações no campo agrícola;
5. Conhecer os princípios básicos dos métodos analíticos.
Introdução à
 Química Agrícola
Orientações
 para estudo
Ementa
Objetivos de
ensino-aprensizagem
137
Unidade 1 Composição da matéria
Esta unidade aborda o átomo como unidade básica da matéria, 
os elementos químicos essenciais. A grande diversidade de substâncias 
que existe na natureza deve-se à capacidade de combinação dos átomos 
de um mesmo elemento ou de elementos diferentes.
Para cuidar da terra foi preciso criar técnicas e instrumentos 
de trabalho. Assim, surgiu a agricultura. A princípio, havia apenas a 
agricultura familiar: pequenas propriedades, com famílias que aravam e 
semeavam a terra artesanalmente. Contava-se apenas com ferramentas 
rudimentares e, às vezes, com ajuda de animais.
A urbanização trouxe a tecnologia, que mudou o aspecto das 
fazendas, (FIG. 1). Nos países mais ricos, as máquinas passaram a 
representar cerca de noventa por cento da força utilizada na agricultura.
A evolução dos instrumentos agrícolas determinou uma nova 
forma de organização do trabalho. A agricultura familiar cedeu lugar à 
agroindústria, na qual a mão-de-obra é contratada temporariamente 
para realizar tarefas específicas de preparo da terra, plantio e colheita.
Para aumentar a produção, as grandes fazendas passaram a se 
dedicar a apenas um tipo de produto – é o que nós chamamos de 
monocultura. Hoje, a produção agrícola não serve apenas para alimentar 
a população de um país.
Ela é um investimento de grande rentabilidade, controlado por 
poderosas empresas de grupos industriais e financeiros. Nesse 
empreendimento não se recorre somente à mecanização, mas à 
Química.
Fig. 1 Fazenda, Fonte: www.senado.gov.br/
DEBATA E ANALISE 
1. As mudanças 
tecnológicas provenientes 
da indústria química 
contribuíram para o 
desenvolvimento da 
agricultura.
2. Como você poderia 
explicar o fato de que, 
apesar de todo o avanço 
tecnológico da 
agricultura, tantas pessoas 
ainda morrem de fome no 
mundo?
3. Qual a importância da 
química no 
desenvolvimento da 
agricultura.
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
138
Átomos
De acordo com a teoria atômica, toda matéria sólida,líquida ou 
gasosa, é formada por partículas chamadas de átomo. A química é o 
estudo destes átomos, como eles se combinam e como as substâncias, 
formadas por átomos, são transformadas em outras substâncias.
Fig. 2 Atomo, Fonte: 
www.las.inpe.br/~cesar/I
nfrared/materiais.htm
Os átomos (FIG.2) consistem de combinações de partículas 
subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons. Na parte central do átomo 
existe uma região, denso chamado de núcleo onde estão localizados os 
prótons e nêutrons.
Cargas
Uma propriedade fundamental das partículas subatômicas é a 
sua carga elétrica. A carga existe em duas formas: positiva (+) e negativa 
(-). Cargas iguais, positivas ou negativas se repelem e cargas opostasse 
atraem. O próton está carregado positivamente, o elétron 
negativamente e o nêutron é neutro. O número de prótons num átomo é 
exatamente igual ao número de elétrons quando ele está no estado 
neutro.
Número atômico e número de massa
O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo de um 
átomo. Todo átomo possui o número de prótons igual ao número de 
elétrons.
Número atômico = número de prótons = número de elétrons
A massa de um próton é aproximadamente igual à massa de um 
nêutron. O elétron tem uma massa cerca de 2000 vezes menor do que a do 
próton ou do nêutron. O número de massa (A) de um átomo é a soma de 
prótons mais nêutrons do seu núcleo. O número de nêutrons no núcleo é 
igual ao número de massa menos número atômico.
1. Dê o número 
de prótons e 
nêutrons que 
estão presentes 
no núcleo dos 
seguintes átomos: 
14 15 233
N, N, U.
2. O lítio tem 
dois isótopos, um 
com massa 
6,015u que é 
7,42% abundante, 
e outro com 
massa 7,016u que 
é 92,58% 
abundante. Qual 
é o peso atômico 
do lítio?
139
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento 
com número atômico como índice inferior e o número de massa A como 
índice superior.
Um átomo tem 12 prótons e 13 nêutrons. Qual o seu número de 
massa?
nº de massa = nº de prótons + nº de nêutrons
 nº de massa = 12 + 13 = 25
Elemento
É uma substância simples fundamental e elementar. Um 
elemento não pode ser separado ou decomposto em substância mais 
simples, como o hidrogênio (H), oxigênio (O), carbono (C) e alumínio (Al).
Isótopos e peso atômico
Os isótopos são átomos do mesmo elemento que possuem 
diferentes números de massa. O elemento carbono possui três isótopos 
12 13 14
de ocorrência natural, C , C , C cada um destes tem 6 prótons no seu 
6 6 6
núcleo.
O elemento cloro consiste de dois isótopos, um com massa 
atômica de 34,969u e abundância natural de 75,53%, e o outro com a 
massa de 36,947u e uma abundância de 24,47%.
75,53(34,969u) + 24,47(36,947u) = 35,453u de cloro
100
O átomo moderno
A teoria quântica baseia-se na idéia que a energia de um 
objeto pode ter somente valores definidos. Diz-se que as energias dos 
elétrons num átomo estão quantizadas, ou restritas a valores definidos. 
Os elementos consistem de isótopos que possuem várias 
massas, portanto, não podemos usar o número de massa para descrever a 
massa dos átomos de um elemento. A média das massas atômicas dos 
isótopos de um elemento relativa a sua abundância natural é chamada de 
peso atômico, expressas em unidade de massa atômica (u).
 
Compare os 
modelos 
atômicos de 
Dalton, Thomson, 
Rutherford e 
Bohr.
140
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Elétrons que estão restritos ao mesmo valor permitido de energia, 
dizemos que ocupam o mesmo nível de energia. Todos os níveis de 
energia, exceto o primeiro, são divididos em partes chamadas de 
subníveis. Os mais abundantes subníveis são: s, p, d e f.
Usaremos o termo nível energético principal para descrever 
o nível energético do qual o subnível é uma parte. Dentro de um nível 
energético principal, o subnível s tem menor energia, seguido do p, 
posteriormente o d e finalmente o subnível f. 
Tabela Periódica 
A tabela moderna (FIG. 3) é baseada na lei periódica: “As 
propriedades dos elementos se repetem de uma maneira regular quando 
os elementos são arranjados em função de seus números atômicos 
crescentes”. A estrutura eletrônica dos átomos varia de forma regular 
com o número atômico, portanto as propriedades dos elementos que 
dependem da estrutura eletrônica tendem também a variar 
periodicamente com o número atômico.
As filas horizontais são chamadas de períodos, e as colunas 
verticais são chamadas de grupos ou famílias. Quando os elementos são 
arranjados por número atômico, suas propriedades se repetem de uma 
maneira regular. Os elementos de um grupo são aqueles que têm 
propriedades semelhantes.
O número e arranjo dos elétrons periféricos dos átomos de um 
elemento determinam em grande parte as propriedades daquele 
elemento. Os elementos de um mesmo grupo são quimicamente 
semelhantes porque eles têm o mesmo arranjo de elétrons periféricos.
 Escreva as 
distribuições 
eletrônicas e dê o 
número total de 
elétrons presentes 
nos seguintes 
átomos ou íons: N, 
2- + 3-
O, P, Fé, O , K , P , 
2+ 3+ 4+
Ba , Al , Ti
Fig. 3 Tabela Periódica Fonte: www.dayah.com/periodic/link.php?lang=pt
141
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Metais - A maioria dos elementos químicos são metais e estão 
posicionados à esquerda da tabela periódica. Eles possuem 
características como baixas energias de ionização e afinidade eletrônica 
+ -
e tendem a formar íons carregados positivamente. M → M + e
Os íons positivos são chamados cátions. A carga do íon 
metálico depende do número de elétrons perdidos pelo átomo. Um 
+
átomo de sódio perde um elétron formando um íon sódio, Na , um átomo 
2+
de magnésio, perde dois elétrons formando um íon Mg , e um átomo de 
3+
alumínio, três elétrons formando um íon Al . Átomos de alguns metais 
podem perder vários números de elétrons, formando íons com várias 
2+
cargas. Ex: o ferro perde dois elétrons formando o Fe , e pode perder um 
3+
terceiro elétrons formando o Fe .
Não – metais - Os elementos não-metálicos estão localizados 
na porção superior direita da tabela.
Os gases nobres são encontrados na forma monoatômica, com 
cada átomo (exceto o hélio) apresentando o octeto completo em sua 
camada de valência (oito elétrons na última camada). Os halogênios são 
encontrados na forma de moléculas diatômicas: F , Cl , Br , I e o At . À 
2 2 2 2 2
temperatura e à pressão ambientes, o flúor e o cloro são gases, o bromo é 
líquido, o iodo e o astato são sólidos.Nas mesmas condições o hidrogênio, 
H , o oxigênio, O , e o nitrogênio, N , também ocorrem na forma de 
2 2 2
moléculas gasosas diatômicas. O enxofre é encontrado como um 
composto sólido de moléculas octatômicas, S , e uma das formas do 
8
fósforo existe na forma de moléculas tetratômica, P , no estado sólido. 
4
Com exceção dos gases nobres, os não metais são caracterizados pela 
alta afinidade eletrônica e alta energia de ionização. 
Conseqüentemente, os não-metais ganham elétrons formando íons 
negativos, denominados de ânions. Os átomos de cloro ganham, cada 
- -
um, um elétron, formando íons cloreto: Cl + e → Cl . O átomo de cloro 
completou o octeto na sua camada de valência.Um átomo de oxigênio 
pode ganhar dois elétrons, para completar o octeto na sua camada de 
- 2+
valência e formar o íon óxido: O + 2e → O .
142
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Elementos químicos essenciais 
Os elementos e os vegetais 
Os vegetais são constituídos de substâncias formadas por 
átomos de vários elementos químicos retirados do solo. Os átomos desses 
elementos são indispensáveis para o crescimento e desenvolvimento dos 
vegetais. Por essa razão, é fundamental que conheçamos a função e a 
disponibilidade desses elementos químicos em relação aos vegetais, a fim 
de que possamos interferir de maneira positiva no desenvolvimento de 
novas tecnologias.
Existem dezesseis elementos químicos cujos átomos são 
considerados essenciais para o crescimento dos vegetais. Os átomos de 
carbono (C), de hidrogênio (H) e de oxigênio (O) constituem a maior parte 
dos tecidos vivos e são obtidos por meio de gás carbônico e da águaabsorvidos. Os átomos dos elementos químicos que constituem os tecidos 
dos vegetais são classificados em macronutrientes e micronutrientes, 
sendo os primeiros consumidos pelos vegetais em larga escala e os 
segundos em pequenas quantidades.
Conhecendo a função de cada elemento na nutrição vegetal, 
podemos determinar as necessidades de adubação de cada cultura. Para 
isso, precisamos conhecer como os elementos químicos estão presentes 
no solo ou na atmosfera, de forma que possam ser absorvidos pelos 
vegetais.
Para ser considerado essencial, o 
elemento deve atender alguns critérios: (1) na sua 
ausência a planta não completa o seu ciclo de vida; 
(2) o elemento deve fazer parte de uma substância 
ou reação bioquímica essencial para a vida da planta 
(Fig. 4); (3) a carência desse elemento só pode ser 
suprida mediante o fornecimento dele próprio.
Fig. 4 Planta desenvolvida
Fonte: 
www.paraiba.pb.gov.br
Os elementos essenciais se classificam em macronutrientes: 
carbono (C), hidrogênio (H), oxigênio (O), nitrogênio (N), fósforo (P), 
potássio (K), cálcio (Ca), magnésio (Mg) e enxofre (S); e micronutrientes: 
ferro (Fe), cobre (Cu), manganês (Mn), zinco (Zn), cloro (Cl), boro (B) e 
molibdênio (Mo). 
1. Defina ou 
explique os 
seguintes termos: 
período, grupo, 
grupo B, elemento 
representativo, 
elemento de 
transição.
2. Em qual grupo 
da tabela periódica 
está: um 
halogênio, um 
metal alcalino, um 
metal alcalino-
terroso, um 
calcogênio e um 
gás nobre. 
Exemplifique.
3. Descreva as 
propriedades 
periódicas dos 
elementos
143
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Não há diferença quanto à importância do elemento para o 
metabolismo vegetal e para produtividade das culturas. Todos são 
igualmente necessários, pois a produtividade será limitada pelo 
nutriente que estiver em menor disponibilidade, mesmo que todos os 
demais estejam presentes em quantidades adequadas.
O carbono vem do ar atmosférico na forma de gás carbônico, 
CO ; o hidrogênio vem da água; o oxigênio vem em parte do ar e em parte 
2
da água.
Os elementos minerais essenciais:
Nitrogênio (N) – ocorre na forma orgânica (húmus); absorvido 
+ - +
como: NH e NO ; e encontrados nas plantas na forma de minerais NH e 
4 3 4
-
NO e compostos orgânicos
3
Fósforo (P) – ocorre na forma orgânica, fosfato de Fe, Al e Ca 
-
no solo; absorvido como: H PO ; e encontrado nas plantas na forma de 
2 4
minerais (orto, piro e polifosfatos), ésteres de carboidratos.
Potássio (K) – ocorre na rede cristalina, (feldspatos, micas) 
+
trocável nas argilas e humus; absorvido como K ; e encontrado nas 
plantas na forma iônica (suco celular) e adsorvido a proteínas.
Cálcio (Ca) – ocorre na forma de carbonatos, silicatos 
(feldspatos, augita), fosfatos, gesso, trocável e matéria orgânica; 
2+
absorvido como Ca ; e encontrado nas plantas na forma iônica, sais com 
ácidos orgânicos, quelados e adsorvido a proteínas.
Magnésio (Mg) – ocorre na forma de carbonato (margas, 
2+
dolomita), silicatos, sulfatos e matéria orgânica; absorvido como Mg ; e 
encontrado nas plantas na forma iônica (livre ou adsorvido), preso em 
complexos e quelados.
Enxofre (S) – ocorre na forma orgânica e minerais de Ca, Mg e 
2-
Na; absorvidos como: SO (do solo), S de aminoácido SO do ar; 
4 2
encontrados nas plantas na forma iônica, como ester em aminoácidos, 
proteínas, coenzimas, vitaminas e glicosídeos.
Boro (B) – ocorre na forma de boratos e turmalina; absorvidos 
como H BO ; encontrados nas plantas presos a carboidratos e como 
3 3
ésteres.
Cloro (Cl) – ocorre na forma de sais e silicatos; absorvido como 
Faça a estrutura 
eletrônica dos 
íons derivados dos 
elementos 
químicos 
essenciais.
144
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
-
Cl ; encontrados nas plantas na forma de íon livre principalmente no suco 
celular.
Cobre (Cu) – ocorre na forma de sulfetos, sulfatos, carbonatos 
2+
e complexo com matéria orgânica; absorvidos como Cu e quelados-Cu; 
encontrados nas plantas preso como complexos componente de enzimas.
Ferro (Fe) – ocorre na forma de óxidos, hidróxidos, sulfetos, 
fosfatos, silicatos (augita e biotita) e quelados com matéria orgânica; 
2+ 3+
absorvido como Fe , Fe e Fe-quelados; encontrados nas plantas como 
compostos-organo-Fe e enzimas.
Manganês (Mn) – ocorre na forma de carbonatos, silicatos e 
2+
óxidos; absorvidos como Mn e Mn-quelado; encontrados nas plantas na 
forma de componentes organo-Mn e enzimas.
Molibdênio (Mo) – ocorre na forma de molibdatos, em silicatos 
e adsorvidos a ferro; absorvidos com HMoO ; encontrados nas plantas na 
4
forma de compostos orgânicos e enzimas.
Zinco (Zn) – ocorre na forma de fosfatos, carbonatos, sulfetos, 
2+
óxidos e em silicatos; absorvidos como Zn e Zn-quelados; encontrados 
nas plantas na forma de complexo.
A reposição dos elementos químicos nos solos – As plantas 
retiram do solo os nutrientes de que precisam para sobreviver. Depois, 
quando morrem, se decompõe e devolvem ao solo esses nutrientes. Numa 
plantação pela interferência humana, esse ciclo se rompe. Com o passar 
do tempo, o solo perde nutrientes e empobrece. Para repor esses 
nutrientes aplicamos adubos inorgânicos e adubos orgânicos.
Os adubos inorgânicos são obtidos a 
partir de extração mineral ou refino do 
petróleo. É o caso de fosfatos, cloretos, 
carbonatos, sulfatos e salitre-do-chile. Essas 
substâncias produzem um efeito rápido, 
disponibilizando os nutrientes de forma iônica, 
Fig. 5 Plnatio em solo adubado 
Fonte: www.maenatureza.org.br
que podem ser facilmente absorvidos pelas raízes das plantas (FIG. 5).
Como possuem uma composição química definida, ao 
contrario dos orgânicos, permitem a realização de cálculos mais precisos 
para determinar a quantidade necessária para cada caso, o que é 
fundamental para evitar desastres ambientais.
145
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
O uso excessivo desse tipo de adubação pode mudar a 
composição química desse solo tornando-o menos produtivo a longo 
prazo e provocando danos ao ecossistema.
Os adubos orgânicos são formados por matéria de origem 
animal e vegetal decomposta ou em estado de decomposição, como, por 
exemplo, estercos farinhas e bagaços. Eles são ricos em alguns 
macronutrientes e incorporam, em doses mínimas, micronutrientes. 
Além disso, aumentam a flora bacteriana e a microfauna, essenciais na 
formação de húmus.
Ligações químicas
Os materiais naturais que constituem a crosta terrestre são 
denominados minerais. Da água ao petróleo, existe uma imensa gama de 
materiais que podem receber essa denominação. A terra possui cerca de 
4000 minerais conhecidos. Eles podem ser constituídos por substâncias 
simples, ouro (Au), diamante (C), grafite (C), enxofre (S ) e outros ou por 
8
substâncias compostas, pirita (FeS ), quatzo (SiO ), água (H O) e outros. A 
2 2 2
maior parte dos minerais é classificada como silicatos, substâncias 
constituídas por átomos de silício, oxigênio e um ou mais metais.
É pela combinação dos átomos desses elementos químicos, em 
diferentes proporções, que se forma grande quantidade de minerais da 
crosta terrestre, os quais são constituídos principalmente por átomos de 
oxigênio (O), silício (Si), alumínio (Al), ferro (Fe), cálcio (Ca), potássio 
(K), sódio (Na), magnésio (Mg), titânio (Ti), hidrogênio (H).
Quando dois átomos se combinam, formam uma ligação 
química. Ligação é uma força que mantém os átomos unidos formando 
moléculas,agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos. Para formar uma 
ligação química, os átomos compartilham, perdem ou ganham elétrons 
dos níveis mais externos. É por esta razão que os elétrons mais externos 
determinam o comportamento químico de um átomo.
Na teoria do octeto os átomos se ligam com a finalidade de 
adquirir uma configuração estável, ou seja, 2 ou 8 elétrons na última 
camada (configurações de gases nobres).
De que forma a 
Química pode 
contribuir para 
conhecimento sobre 
a fertilidade do solo?
146
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Ligação iônica ou eletrovalente
Ligação entre íons por fortes forças eletrostáticas em que um 
metal doa elétrons para um não-metal, formando cátion (íon positivo) e 
ânions (íon negativo), respectivamente. Os compostos iônicos (aqueles 
que apresentam ligação iônica) são eletricamente neutros.
Exemplo: ligação entre alumínio e oxigênio
2 2 6 2 1 perde 3e- 3+ 2 2 6
Al – 1s 2s 2p 3s 3p Al – 1s 2s 2p
13
3 elétrons 8 elétrons
 
– – 
 6 elétrons 8 elétrons
Note que o número de átomos do metal pode ser diferente do 
não-metal, pois o total das cargas dos cátions deve ser igual a dos ânions.
Características dos compostos iônicos - em condições 
ambientes, são sólidos, cristalinos, duros, com elevados pontos de fusão 
e ebulição. No estado sólido, não conduzem eletricidade, mas quando 
fundidos ou em solução aquosa, são bons condutores, pois os íons ficam 
livres para se moverem.
 Ligação covalente normal
A ligação covalente normal é constituída por um par de 
elétrons, um de cada átomo e podem ser representada por fórmula 
estrutural através de um traço e por fórmula molecular indica o número 
de átomos de um elemento em um composto através de um índice. As 
ligações covalentes da molécula de água estão representadas abaixo.
1
H – 1s : precisa ganhar 1 elétron
1 
2 2 4
O – 1s 2s 2p : precisa ganhar 2 elétrons
8 
 
2 2 4 ganha 2e- 2- 2 2 6
O 1s 2s 2p O 1s 2s 2p
8
 
 
 
 
 
 
 Al O é o composto 2 3
iônico formado 
por Al e O. O 
índice indica o 
número de átomos 
do elemento do 
composto.
1. Escreva a estrutura 
de Lewis para: C H Cl, 
2 3
CS , HCN.e NH Cl 
2 4
3-
2. O íon fosfato é PO 
4
. Utilizando uma 
tabela periódica, faça 
uma previsão das 
fórmulas dos seguintes 
fosfatos iônicos: de 
potássio, de alumínio, 
e de magnésio.
3. Através da tabela 
periódica escreva as 
fórmulas do fluoreto 
de bário, sulfeto de 
potássio e fosfeto de 
cálcio.
Mostre que cada 
uma das seguintes 
espécies contém uma 
ligação covalente 
+ 2-
dativa: NH , S e 
4 2
H PO
3 4
4.
 
147
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Ligação covalente dativa
Cada ligação covalente dativa é constituída por um par de 
elétrons, ambos de um único átomo. As ligações do dióxido de enxofre 
seguem a seguinte configuração.
2 2 6 2 4
S – 1s 2s 2p 3s 3p : precisa ganhar 2 elétrons
16 
2 2 4
O – 1s 2s 2p : precisa ganhar 2 elétrons
 8 
Polaridade das ligações
Ligação covalente apolar: ocorre quando não há diferença de 
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Ligação covalente polar - ocorre quando há diferença de 
eletronegatividade entre os átomos da ligação. Neste caso há a formação 
de um dipolo representado por um vetor m, orientado no sentido do 
átomo de menor eletronegatividade para o de maior, chamado momento 
de dipolo.
ligação covalente apolar
ligação covalente polar com momento de 
dipolo µ
Polaridade das moléculas - Molécula Apolar: ocorre quando 
todas as ligações são apolares ou quando a soma dos momentos de dipolo 
for nula.
 Molécula Polar - ocorre quando a molécula tiver ligações 
polares e a soma dos momentos de dipolo não for nula.
molecular apolar (µ total = 0)
molécula polar (µ total ≠ 0)
148
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 1
Composição da 
matéria
Unidade 2 
As substâncias são divididas em grupos, chamados funções 
químicas que apresentam propriedades químicas semelhantes. As 
principais funções químicas inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos. 
Apresentamos nesta unidade transformações químicas envolvendo os 
compostos inorgânicos.
Função química constitui um conjunto de substâncias dotadas 
de propriedades químicas semelhantes (propriedades funcionais).
Grupo funcional é um átomo ou um agrupamento de átomos 
responsável pelas propriedades semelhantes apresentadas pelos 
+ +
compostos da função. Assim, o cátion H ou H O é o responsável pelas 
3
-
propriedades dos ácidos, e o íon OH é o responsável pelas propriedades 
das bases.
Ácidos de Arrhenius
É todo composto que em solução aquosa se ioniza, produzindo 
 +
exclusivamente como cátion o H .
Classificação dos ácidos
Quanto à presença de oxigênio:
Hidrácidos – não possuem oxigênio 
Oxiácidos – possuem oxigênio
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
Monoácidos – apresentam um hidrogênio ionizável (HCl, HBr, 
HNO ).
3
Diácidos – apresentam dois hidrogênios ionizáveis (H S, H SO ).
2 2 4
Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis (H PO , 
3 4
H BO ).
3 3
Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis (H SiO , 
4 4
H P O ).
4 2 7
Compostos minerais
149
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Quanto à volatilidade:
Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição (HCl, H S, HCN, HNO )
 2 3
 Fixos – possuem alto ponto de ebulição (H SO , H PO , H BO )
 2 4 3 4 3 3
Quanto ao grau de ionização:
Ácidos Fortes: a > 50 %
Ácidos Moderados: 5 % £ a £ 50 %
Ácidos Fracos: a < 5 %
Hidrácidos:
ácidos fortes: HI, HBr, Hcl
ácidos moderados: HF
ácidos fracos: demais 
Oxiácidos:
F = (n° de átomos de oxigênio) – (n° de átomos de hidrogênio 
ionizáveis)
F = 3 : ácido muito forte (HClO , HMnO )
4 4
F = 2 : ácido forte (HNO , H SO )
3 2 4
F = 1 : ácido moderado (H PO , H SO , H PO (apenas 2 hidrogênios 
 3 4 2 3 3 3
são ionizáveis))
F = 0 : ácido fraco (HClO, H BO )
 3 3
Fórmula de um ácido
H A , onde A é um ânion e x a sua valência sem sinal.
x 
Nomenclatura
Hidrácidos ( H A ):
x 
Exemplo: H S – ácido sulfídrico
 2
Oxiácidos: é possível formar vários oxiácidos com o mesmo 
elemento assim, estabelece-se um óxiácido padrão a partir do qual 
nomeamos os demais.
Oxiácido Padrão: 
Classifique as 
seguintes substâncias 
como ácidos ou bases 
de Bronsted-Lowry: 
- 2-
NH3, H PO , SO , 
2 4 4
- -
OCl , NH . 
2
Escreva as equações 
que justifiquem a sua 
classificação.
150
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Elementos Exemplos Nome 
Cl, Br, I HClO3 Ácido cloríco 
S, Se, Te H2SO4 Ácido sulfúrico 
P, As, Sb H3PO4 Ácido fosfórico 
Si, Ge H4SiO4 Ácido silícico 
B H3BO3 Ácido bórico 
C H2CO3 Ácido carbônico 
N HNO3 Ácido nítrico 
 
 
 
1. Que 
partícula é 
responsável 
pelas 
características 
comuns dos 
ácidos e das 
bases? 
 
2. Para os 
ácidos: HNO3, 
H2CO3, H3PO4, 
H3CCOOH, 
escreva: 
a) a fórmula 
estrutural 
b) a equação de 
ionização em 
água 
c) o nome do 
ácido e do 
ânion formado 
na ionização. 
 
 3. Todas as 
bases são 
substâncias 
iônicas? 
 
4. Represente 
por equações o 
que ocorre 
quando se 
dissolvem as 
seguintes 
bases: 
NaOH,Ca(OH)
2
, NH3, KOH. 
 
5. Escreva as 
equações das 
reações de 
neutralizaçãoentre os ácidos 
e as bases a 
seguir: 
a) KOH+ HNO 3 
b) Ca(OH)2 + 
H2SO4 
 
Oxiácido com 1 oxigênio a mais que o padrão: acrescenta-se o 
prefixo per.
Oxiácido com 1 oxigênio a menos que o padrão: a terminação muda 
para oso.
Oxiácido com 2 oxigênios a menos que o padrão: a terminação 
continua oso e acrescenta-se o prefixo hipo.
 Ionização dos ácidos
A ionização de um ácido é a reação desse com a molécula de água. 
Para ácidos com mais de 1 hidrogênio ionizável, a ionização ocorre em 
etapas.
 Bases de Arrhenius
É todo composto que em solução aquosa produz exclusivamente 
 –
como ânion o OH (hidroxila).
 Classificação das bases:
Quanto ao número de hidroxilas:
Monobases: possuem 1 hidroxila – NaOH, NH OH, AgOH
4
Dibases: possuem 2 hidroxilas – Ca(OH) , Cu(OH) , Mg(OH)
2 2 2
Tribases: possuem 3 hidroxilas – Al(OH) , Fe(OH)
3 3
Tetrabases: possuem 4 hidroxilas – Sn(OH) , Pb(OH)
4 4
151
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Quanto ao grau de ionização: Bases Fortes: a < 100 % - hidróxidos de 
metais alcalinos e metais alcalinos terrosos.
Bases fracas: a < 5 % – hidróxidos dos demais metais e hidróxido de 
amônio
Quanto à solubilidade em água:
Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e amônio;
Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinos terrosos;
Insolúveis: os demais hidróxidos.
Fórmula de uma base
+
B (OH) , onde B é um cátion (metal ou NH ) e y sua valência sem 
 y 4
sinal.
Nomenclatura
Quando B forma uma única base: Hidróxido de nome de B
Quando B forma mais de uma base:
152
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Sais de Arrhenius
São compostos iônicos formados a partir da reação de ácido 
com uma base de Arrhenius. Numa reação ácido – base ocorre a formação 
de moléculas de água além do sal (Reação de Neutralização). 
Hcl + NaOH NaCl + H O
2
Nomenclatura dos sais
Sal normal: formado a partir da reação de neutralização total 
do ácido e da base:
Hbr + KOH KBr + H O
2
______________ de ______________
KBr – brometo de potássio
Sal hidratado: cristaliza com uma ou mais moléculas de água.
CuSO · 5H O – sulfato cúprico penta hidratado
4 2
CaCl · 2H O – cloreto de cálcio di-hidratado
2 2
Óxidos
São compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais 
eletronegativo. 
Nomenclatura
Quando o elemento forma apenas um óxido
 Óxido de nome do elemento
Exemplo: Al O – óxido de alumínio
2 3
Quando o elemento forma 2 óxidos:
 
 
Nome do ânion Nome do cátion
153
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Óxido de _________________ __________
 ICO – Nox maior
 Óxido de _________________
OSO – Nox Menor
Óxido de ferro II
Exemplo: FeO ou
Óxido ferroso
Quando o elemento forma 2 ou mais óxidos:
Prefixo Óxido de prefixo Nome do elemento
 Exemplo: Fe O – trióxido de diferro
2 3
 
Reações químicas envolvendo compostos inorgânicos
Uma reação química, processo de transformação química, é 
causada pela produção ou quebra de ligações químicas. As reações 
ocorrem quando átomos ou moléculas se chocam entre si na maneira 
certa e com suficiente energia para possibilitar as ligações químicas 
existentes de se quebrarem ou novas ligações de se formarem. Durante 
uma reação química, os átomos se rearranjam em novas combinações.
Equação química é uma representação abreviada de uma 
reação química. Usando as fórmulas das substâncias envolvidas na 
reação, a equação química representa a transformação química que 
ocorre. Fe + O → Fe O onde o ferro e o oxigênio são substâncias que 
2 2 3
reagem (1º membro da equação), transformando-se na ferrugem que é a 
substância produzida (2º membro da equação).
 
 Classificação das reações químicas
Reação de síntese ou adição: são reações nas quais dois ou 
mais reagentes se combinam para formar um produto.
2 H + O → 2 H O
2 2 2
Nome do elemento Nome de B
Nome do elemento
 
 
154
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Reação de análise ou decomposição
São reações que consistem na quebra de um composto em 
compostos mais simples ou elementos.
2 H O 2 H + O (eletrólise)
2 2 2 
 2 AgCl 2 Ag + Cl (fotólise)
2
CaCO 2 CaO + CO (pirólise)
3 2
Reação de deslocamento ou simples-troca: são reações nas 
quais um elemento desloca outro elemento de um composto. A reação 
somente ocorre se a substância simples reagente for mais eletropositiva 
que o cátion ou mais eletronegativa que o ânion da substância composta:
Na + AgCl → NaCl + Ag
Cl + CaBr → CaCl + Br
2 2 2 2
Reação de dupla – troca: são reações nas quais dois 
reagentes trocam íons para formar dois novos compostos. A reação 
somente ocorre se um dos produtos for menos solúvel que os reagentes, 
mais fraco ou menos ionizado que os reagentes, ou mais volátil que os 
reagentes:
NaCl + AgNO NaNO + AgCl
3 3
insolúvel
H SO + 2 NaNO Na SO + 2 HNO
2 4 2 2 4 2
ácido fraco
2 NaCl + H SO Na SO + 2 HCl
2 4 2 4
volátil
Reação de oxi-redução
Reação de Oxi – Redução: é aquela em que há transferência 
de elétrons. 
Oxidação - é a perda de elétrons.
Redução - é o ganho de elétrons. 
Agente oxidante - é o elemento ou substância que provoca 
oxidações (ele próprio se reduzindo).
 Agente redutor - é o elemento ou substância que provoca 
reduções (ele próprio se oxidando).
 Δ 
 
 
 
 luz 
 i 
1. Descreva cada 
tipo de reações 
químicas.
 
2. Escreva os 
produtos de cada 
uma das reações, e 
faça o 
balanceamento 
quando necessário.
MgCO → 
3
NaOH + HCl →
CaCO + HCl→
3
CaCO +H SO →
3 2 4
AgNO +KCl →
3
CaO + CO →
2
NH +H SO →
3 2 4
HNO +KOH→
3
BaCl +Na2SO →
2 4
FeCl +AgNO →
3 3
Na CO +HCl→ 
2 3
Al (SO ) + 
2 4 3
Ba(NO ) →
3 2
Fe(OH) +HCl→
3
CaO+H O →
2
155
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Oxidação
+ -
Na + Cl < Na + Cl > NaCl
Redução
Número de oxidação - para compostos iônicos, é a própria 
carga do íon, para compostos moleculares, é a carga elétrica teórica que 
o átomo adquiriria se houvesse quebra da ligação covalente, ficando os 
elétrons com o átomo mais eletronegativo. A soma dos N de todos os 
ox
átomos, numa molécula, é zero.
Cada oxigênio “fica” com o par eletrônico caso rompa a 
ligação, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono.
Obs: o N de um elemento ou substância simples é sempre 
ox
zero. O N do hidrogênio é sempre +1, exceto nos hidretos metálicos 
ox
(NaH, CaH ,...) nos quais é –1. O N do oxigênio é sempre –2, exceto nos 
2 ox
peróxidos (H O ,Na O , ...) nos quais é –1.
2 2 2 2
 Balanceamento de equações químicas
Balancear uma equação química é igualar o número total de 
o o
átomos de cada elemento, no 1 e no 2 membro da equação.
Método das tentativas:
Regra 1: escolha o elemento que aparece apenas uma vez em 
cada membro da equação.
Regra 2: prefira o elemento que possua índices maiores.
 
 
 
1. O que é uma 
reação redox?
2. Escrever a 
fórmula e o número 
de oxidação dos 
íons: cloreto, cálcio, 
fosfato, sulfato, 
alumínio, 
hidrogênio, sódio, 
nitrato, magnésio, 
brometo, férrico, 
sulfito,amônio, 
carbonato, acetato e 
hidróxido. 
3. Qual o número de 
oxidação do 
elemento indicado, 
nos compostos:
KMnO SO4 3
2-
CrO H SO 
4 2 4
3-
PO 
4
2-
K Cr O O 
2 2 7 3
 H O
2
156
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 2
Compostos minerais
Regra 3: transponha os índices do elemento escolhido de um 
membro para o outro,usando-os como coeficientes.
Regra 4: raciocine de modo análogo para os outros elementos.
Exemplo: Balancear a equação: CaO + P O → Ca (PO )
2 5 3 4 2
Regra 1: deve-se escolher o Ca ou o P.
Regra 2: o Ca é preferível, pois apresenta índices 1 e 3. 
Regra 3: 3Ca O + P O 1Ca (PO )
1 2 5 3 4 2
Regra 4: acerta-se o P. 3Ca O + 1 P O 1Ca (PO )
1 2 5 3 4 2
Unidade 3 Cálculo estequiométrico
Nesta unidade destacamos o cálculo das quantidades de 
reagentes que serão consumidos numa determinada reação química e 
dos produtos a serem obtidos por meio dessa reação. Esses cálculos são 
chamados estequiométricos. Por meio deles, é possível, por exemplo, 
indicar com precisão a quantidade de calcário que deve ser adicionado a 
um solo ácido para se neutralizar sua acidez.
Massa atômica e massa molecular 
Unidade de massa atômica (u): ficou determinado que 1 
unidade atômica equivale a 1/12 da massa de um átomo de isótopo 12 do 
12
carbono (C ).
 Massa atômica (M.A.): indica quantas vezes a massa de um 
átomo de um elemento é mais pesada que 1u.
 Massa atômica de um elemento: é a média ponderada das 
massas atômicas dos isótopos de um elemento (unidade 01)
Massa molecular;
Massa molecular: é a soma das massas atômicas dos átomos 
que constituem a molécula. Exemplo:
 
 
 
 
 
Atividades
1. Nas reações abaixo 
identificar o agente 
redutor e o agente 
oxidante:
2+ 3+ 
a) Fe + Br → Fe + 
2
-
Br
2- +
b) C O + MnO + H → 
2 4 4 
2+ 
Mn + CO + H O
2 2
- + 2+ 
c) Cu + NO +H → Cu
3
+ NO + H O
2
2- - 2-
d) I + S O → I + S O
2 2 3 4 6
2+ 2- 
e) 6Fe + Cr O → 
2 7
3+ 3+
2Cr + 6Fe + 7H O
2
157
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
Massa Molecular = 2 . 1 + 1 . 16 = 18u
Leis ponderais
Lei da conservação de massa (ou Lei de Lavoisier) – a soma das 
massas totais dos reagentes é igual a soma das massas totais dos 
produtos.
 Ex: O calcário (carbonato de cálcio) quando aquecido, se 
decompõe formando cal viva (óxido de cálcio) e no gás dióxido de 
carbono. Sabendo que 20,0g de calcário é decomposto, restando 11,2g de 
cal viva, quanto de dióxido de carbono é formado?
CaCO → CaO + CO
3 2
40,0g 22,4g + xg
x = 40,0g - 22,4g
x = 17,6g de Co
2
Lei das proporções constantes – cada componente de um 
composto tem sua composição em massa , definida e característica. A 
proporção entre as massas dos reagentes e dos produtos é constante.
Ex: Em um experimento 5,3g de magnésio foram misturados 
com 35g de bromo formando o composto brometo de magnésio. Qual é a 
composição percentual, em massa, do brometo de magnésio.
 magnésio + bromo → brometo de magnésio
 5,3g 35,0g 40,3g
% de Mg = 5,3g/40,32g x 100 = 13,2%
% de Br = 35,0g/40,3g x 100 = 86,8%
1. Calcular o volume 
de solo 
2 
correspondente a 10m
 
e 25 cm de 
profundidade, 
3
expressando-o em m e 
3 
cm .
2. Efetuar as 
transformações:
- 1250mg de B em 
microgramas
- 1,78 litros de ácido 
sulfúrico em mililitros
- 0,039 g de NaCl em 
miligramas
- 79 Kg de calcário em 
toneladas
- 39 microgramas de 
potássio em gramas
- 2600 miligramas de 
KCl em quilogramas
- 45 Kg de solo em 
toneladas
2
- 6,8 ha em m
2
 - 1360 m em 
centímetro quadrado
2
- 2500 m em hectares
3. Aplicando 4 
toneladas de calcário 
em 1 hectare, quantos 
gramas do produto 
2
estarão em 1 cm ?
158
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
 Experiência Carbono + Oxigênio Gás Carbônico 
1º 3g 8g 11g 
2º 6g 16g 22g 
3º 9g 24g 33g 
Na reação de queima do carvão, observamos que:
O que comprova a Lei de conservação das massas, e a Lei das 
proporções constantes.
 Mol - Quando se considera uma reação química: N + 3H → 
2 2
2NH , inferimos dessa equação que: 1 molécula de nitrogênio reagindo 
3
com 3 moléculas de hidrogênio, produz 2 moléculas de amônia.
Por outro lado, a mesma substância nitrogênio reage com 
oxigênio:N + O → 2NO, sendo que essa reação nos indica que: 1 
2 2
molécula de nitrogênio reage com uma molécula de oxigênio para 
produzir 2 moléculas de óxido nitroso.
23
Nº de Avogadro corresponde a 6,02 x 10 unidades. A essa 
quantidade dá-se também o nome de mol, portanto: 1 mol de moléculas 
23
de nitrogênio corresponde a 6,02 x 10 moléculas de nitrogênio. Essa 
quantidade corresponde ainda a 28 gramas de nitrogênio.
Temos ainda uma outra forma de se exprimir quantidade de 
matéria: uma quantidade de 245 gramas de nitrogênio pode ser expressa 
também com 8,75 mols de nitrogênio, pois:
1 mol de moléculas de nitrogênio corresponde a 28 gramas
x mols de moléculas de nitrogênio correspondem a 245 gramas
x = 8,75 mols
O número de Avogadro é usado para se definir 1 mol de 
partículas quaisquer; átomos, íons, elétrons, moléculas, etc. Assim o 
átomo de sódio perdendo 1 elétron resulta em 1 íon sódio carregado 
+ - 
positivamente: Na → Na + 1e
1 átomo de sódio produz 1 íon sódio e 1 elétron
1 mol de átomos de sódio produzem 1 mol de íon sódio e 1 mol 
de elétron.
A massa de um mol de átomos do elemento corresponde à 
quantidade em gramas numericamente igual a sua massa atômica. 
Assim, como nas tabelas a massa atômica do sódio é 22,9898, deduzimos 
159
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
que a massa de um mol de átomos de sódio é igual a 22,9898 gramas, ou 
23 gramas como usualmente empregamos de modo aproximado.
Conhecendo-se então a fórmula de um composto e a massa 
atômica dos elementos que o constituem, podemos calcular a massa de 1 
mol de moléculas. Ex: água
massa molecular de H O = 2 x 1u + 1 x 16u = 18
2
massa de 1 mol de moléculas = 18 gramas
Na prática, o termo mol torna-se sinônimo de quantidade de 
substância, expressa em termos de massa. Essa impropriedade de certo 
modo se justifica pelo fato da massa dos átomos ser constante. Assim, 
como 1 mol de moléculas sempre se refere ao mesmo número de 
moléculas e as moléculas de HCl sempre terão o mesmo peso, 1 mol de 
HCl sempre corresponderá à mesma massa , ou seja 36,5 g. Ainda dentro 
desse contexto, adota-se o termo milimol como submúltiplo de mol, ou 
seja 1 milésimo do mol, por ex:
1 mol de HCl = 36,5 g
1 milimol de HCl = 36,5 g/1000 = 0,0365 g = 36,5 mg
1 mol = 1000 milimol
Do mesmo modo, ainda podem ser encontrados os termos íon-
miligrama, átomo-miligrama.
O modelo atômico da matéria permite-nos entender a 
constituição dos compostos ao nível mais elementar: 1 molécula de 
tetracloreto de carbono, CCl , é formada por 4 átomos de cloro e 1 átomo 
4
de carbono.
Quando nos referimos a 1 mol de moléculas as mesmas 
relações continuam válidas: 1 mol (de moléculas) de tetracloreto de 
carbono corresponde a 1 mol (de átomos) de carbono e a 4 mols (de 
átomos) de cloro. Quando nos referimos a substância iônicas o processo é 
similar, apenas considerando íons no lugar de átomos: 1 “molécula” de 
Ca (PO ) dissocia-se em 3 íons cálcio e 2 íons fosfato ou 1 mol (de 
3 4 2
“moléculas”) de Ca (PO ) dissocia-se em 3 mols de íons cálcio e 2 mols de 
3 4 2
íons fosfato.Sabendo que a massa de 1 mol de moléculas de Ca (PO ) é 310 g 
3 4 2
e lembrando que a massa de 1 mol de íons pode ser designada como íon-
grama, também podemos escrever: 310 g de Ca (PO ) dissociam-se, 
3 4 2
resultando em 3 íons-grama de cálcio e 2 íons-grama de fosfato.
Em resumo, para saber quantos mols de átomos ou íons podem 
1. Quantos moles e 
milimoles de cada 
substância existem 
em: 
-1000g de sacarose 
(C H O )
12 22 11
- 137g de CuSO .5H O
4 2
- 1,2 g de NaCl
- 170mg de NH
3
 
2. Quantos moles de 
nitrogênio existem 
em 5,6 moles de 
sulfato de amônio?
 
3. Para se obter 2,5 
milimoles de cálcio 
quantos gramas de 
Ca (PO ) são 
3 4 2
necessários?
4. Determine o 
número de moles em:
- 1,28 moles de CaCl . 
2
2H O
2
- 125 milimoles de 
CaSO
4
- 495g de CaCO
3
 
5. Quantos moles de 
cada íon constituintes 
existem em:
- 1 mol de MnBr
2
- 13,6g de ZnCl 
2
- 108g de NH NO
4 3
160
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
ser obtidos de 1 mol de moléculas de uma substância, basta considerar a 
sua fórmula: 1 mol de Al (SO ) corresponde a 2 mols de íons de alumínio e 
2 4 3
a 3 mols de íons sulfato.
Equivalente-grama
Equivalente-grama de ácidos e bases - A reação fundamental entre 
+ -
ácidos e bases é: H + OH → H O, assim o equivalente-grama de um 
2
+
ácido é a massa do mesmo que contém, ou pode fornecer 1 mol de íons H :
1 mol de ácido perclórico, HClO , contém 1 mol de H ou pode 
4
+
fornecer 1 mol de íons de H , portanto o equivalente-grama é o próprio 
mol do ácido. Assim, eq-g do HClO é igual a 100,5/1 ou 100,5 g.
4 
+
1 mol de H SO pode fornecer 2 mols de íons H , portanto para 
2 4
+
fornecer 1 mol de íons H , basta 0,5 mol de H SO Desta forma o eq-g do 
2 4. 
H SO corresponde ao mol/2 ou a 49g.
2
Quando um ácido contém mais de 1 átomo de hidrogênio em 
+
sua fórmula, necessitamos saber se todos eles resultarão em íons H , que 
participarão de reações de neutralização. O ácido sulfúrico, por 
exemplo, pode ter apenas 1 ou ambos hidrogênio de sua molécula 
reagindo:
NaOH + H.HSO → NaHSO + H O eq-g H SO = mol/1=98g
4 4 2 2 4
2 NaOH + H SO → Na SO + 2 H O eq-g H SO = mol/2=49g
2 4 2 4 2 2 4 
Em geral, quando não se indica a reação química, 
+
considera-se que todos os íons H , que podem resultar do ácido, estejam 
efetivamente reagindo.
Eq-g do H PO = mol/3 = 98/3 = 32,7 g
3 4 
Mas considerando as reações:
NH + H.H PO → NH PO eq-g do H PO = mol/1
3 2 4 4 4 3 4
2 NH + H .HPO → (NH ) 2HPO eq-g do H PO = mol/2
3 2 4 4 4 3 4 
+
Vemos que o ácido fosfórico pode fornecer 1,2 ou 3 íons H , 
dependendo da reação, isto é, todos os hidrogênios de sua molécula são 
passíveis de serem neutralizados. No caso do ácido bórico, H BO , apenas 
3 3 
1 de seus 3 hidrogênios pode efetivamente participar de uma reação de 
neutralização, pois os demais, não tem condições de serem liberados. 
Atividades 
1. Calcular o 
equivalente 
grama das 
substâncias: 
CaCl , HClO , 
2 4
Ba(OH) , Li SO , 
2 2 4
(NH ) SO4, CaO, 
4 2
LaCl , HF, H S, 
3 2
Cu(OH) , Al(OH) , 
2 3
NaBr, NH NO e 
4 3
Mg(OH) 
2
2. Quantos 
equivalentes-
grama de cada 
substância 
existem em:
-2 moles de H SO 
2 4
-0,5 mol de HNO
3
-13,8g de Na SO
2 4
-570mg de KOH
-138g de Mg(OH)
2
-570mg de HCl
 
3. Quantos 
equivalentes-
miligrama de 
cada substância 
existem em :
-2,1 moles de HCl
-2,1 milimoles de 
de HCl
-109 mg de AgNO 
3
-1,35g de NaBr
- 85mg de CaCL
2
-0,95g de HgCl
2
 
4. Calcular o 
equivalente-
grama dos íons: 
3-
PO , bário, 
4
3+
amônio, Al , 
4+
carbonato, Sn , 
+ -
K , nitrato, ClO , 
4
- 2- 2+
Cl ,SO , Ca .
4
161
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
Então: eq-g do H BO = mol/1. Para as bases, ou hidróxidos, a situação é 
3 3
análoga à dos ácidos.
O equivalente-grama de uma base é a massa dessa substância 
-
que contém ou pode fornecer 1 mol de íons OH ou ainda, que pode reagir 
+
com 1 mol de íons de H .
Ca(OH) + 2 HNO → Ca(NO ) + 2 H O eq-g do Ca(OH) = mol/2
2 3 3 2 2 2
2Fe(OH) + 3 H SO → Fe (SO ) + 6 H O eq-g do Fe(OH) = mol/3
3 2 4 2 4 3 2 3
KOH + HCl → KCl + H O eq-g do KOH = mol/1
2
+ -
NH + H O → NH + OH eq-g do NH = mol/1
3 2 4 3
Neste último exemplo, nota-se que 1 mol de amônia reage com 
-
água, recebendo 1 mol de prótons e produzindo 1 mol de íons OH , por 
isso, o cálculo do equivalente-grama é feito dividindo-se o mol por 1
Como regra geral, calcula-se o equivalente-grama de ácidos e 
bases, dividindo-se a massa de 1 mol dessas substâncias pelo número de 
-
hidrogênios ou hidroxilas (OH ) existentes na molécula e que 
efetivamente participem de reações de neutralização.
Equivalente-grama dos sais - Para se calcular o equivalente-
grama, dos sais, podemos nos basear no fato de serem produtos da reação 
entre ácidos e bases. O sulfato de potássio, por exemplo, pode ser 
obtidos através da reação:
2 KOH + 1 H SO → 1 K SO + 2H O
2 4 2 4 2
+ 
Relacionando essa reação com a reação de 1 mol de H com 1 
- 
mol de OH , temos:
1 KOH + ½ H SO → ½ K SO + 1 H O
2 4 2 4 2
A massa do sal correspondente à reação ácido/base 
fundamental será igual à massa de 1 mol dividida por 2. Esse fator 2 
corresponde à eletrovalência total do ânion sulfato (- 2) ou do cátion 
potássio ( 2 x +1 = +2 ).
Generalizando, podemos dizer que o equivalente-grama de um sal 
corresponde à massa de mol do sal, dividida pela eletrovalência, ou 
número de oxidação total, do cátion ou do ânion.
162
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
Na SO número de oxidação total do cátion = 2 x (+1) = + 2
2 4 - 
 - número de oxidação total do ânion = 1 x (-2 ) = - 2
 eq-g do Na SO = mol/2 
2 4
Al (SO ) - número de oxidação total do cátion = 2 x (+3) = + 6 
2 4 3 
 - número de oxidação total do ânion = 3 x (-2) = - 6
 eq-g do Al (SO ) = mol/6
2 4 3 
NH Cl - número de oxidação do cátion = +1
4
 - número de oxidação do ânion = -1 
 eq-g do NH Cl = mol/1
4
Agentes oxidantes e redutores - Reações de oxiredução são 
aquelas nas quais ocorre transferência de elétrons, sendo que, em geral, 
um dos regentes funciona como doador e outro como receptor de 
elétrons. Como conseqüência, átomos constituintes dos reagentes têm 
seu número de oxidação alterado quando aparecem nos produtos.
Seja a reação: - 2 +5 +6 +2
3 CuS + 8HNO → 3 CuSO + 8NO + 4H O
3 4 2
Como se trata de um processo de oxiredução deve-se encontrar 
elementos ''dispostos'' a doar elétrons e outros ''dispostos'' a receber.
No exemplo anterior, vê-se que o número de oxidação do enxofre 
se torna mais positivo, passando de -2 para +6, indicando a perda de: (+6) 
- (-2) = 8 elétrons. Por outro lado, o nitrogênio tornou-se menos positivo, 
passando de número de oxidação +5 para +2. Isso denuncia um ganho de 
(+5) - (+2) = 3 elétrons. Como a reação está balanceada corretamente, o 
numero total de elétrons cedidos deve ser igual ao número total de 
elétrons ganhos:
8 moléculas de HNO contém 8 átomos de N, que receberam 8 x3 
3
– 
+ 24 e 
3 moléculas de CuS contém 3 átomos de S, que doaram 3 x 8 + 24 
–
e
o átomo de nitrogênio recebe elétrons e se reduz. A substância que 
contém um elemento que se reduz é denominada oxidante. No caso, o 
HNO atua como oxidante. O enxofre cede elétrons e se oxida. A 
3
substância CuS que o contém é denominada redutor.
Consideremos os processos de oxidação e de redução 
separadamente:
163
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
 -2 +6
a) Oxidação: S → S + 8 elétrons
–
3 moles de CuS (redutor) → 3 moles CuSO + 24 moles de e 
4
–
1 mol de CuS → 1 mol CuSO + 8 moles de e 
4
–
1/8 mol CuS → 1/8 de CuSO + 1 mol de e 
4
 +5 +2
b) Redução: N + 3 elétrons → N
–
8 moles de HNO (oxidante) + 24 moles de e → 8 moles NO
3
–
1 mol de HNO + 3 moles de e → 1 mol NO 
3
–
1/3 mol de HNO + 1 mol de e → 1/3 mol NO 
3
Portanto a massa corresponde a 1/8 mol de CuS pode doar 1 mol de 
elétrons para a massa referente a 1/3 de mol de HNO . Conseguimos assim 
3 
encontrar as massas de reagentes, oxidante e redutor, envolvidos no 
processo de receber e doar 1 mol de elétrons.
Por que procedemos desta forma? No caso de reações entre ácidos 
+ –
e bases nos apoiávamos na reação envolvendo 1 mol de H e 1 mol de OH . 
No caso de uma reação de oxiredução, nosso termo de referência é 1 mol 
de elétrons, pois o aspecto mais importante desse tipo de reação é a 
transferência de elétrons.
Observamos que o fator 8, referente ao CuS, corresponde ao 
número total de elétrons cedidos por moléculas do redutor e o fator 3, 
corresponde ao número total de elétrons recebidos por moléculas de 
oxidante. No caso do oxidante K Cr O , serão dois átomos de cromo 
2 2 7
recebendo cada um 3 elétrons, portanto a massa de sal relacionada como 
o ganho de 1 mol de elétrons será a massa de 1/6 de mol.
Com base no exposto podemos estabelecer que:
O equivalente-grama de um oxidante corresponde à massa do 
mesmo, que pode receber 1 mol de elétrons. Essa massa corresponde 
também à massa de 1 mol, dividida pelo número total de elétrons ganhos 
pela molécula no processo de oxidação. 
O equivalente-grama de um redutor corresponde à massa do 
mesmo capaz de doar 1 mol de elétrons,isto é, corresponde à massa de 1 
mol dividida pelo número total de elétrons doados por molécula.
Analogamente ao que ocorria com ácidos e bases é 
164
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
fundamental que se considere cada reação de oxidação em particular. 
Quando dizemos que o equivalente-grama do K Cr O como oxidante é a 
2 2 7
massa de 1 mol dividida por 6, estamos considerando o caso mais comum, 
em que o cromo passa de número de oxidação +6 para +3.
O recebimento ou a doação de um certo número de elétrons 
depende inclusive das condições do meio em que a substância reage. O 
exemplo clássico é o do permanganato de potássio, KMnO , atuando como 
4
oxidante:
 +7 +2
–
a) em meio ácido: Mn → Mn + 5 e 
 eq-g do KMnO = mol/5 
4
 +7 +4
–
b) em meio alcalino: Mn + 3 e → Mn 
 
 eq-g do KMnO = mol/3 
4
Os exemplos discutidos a seguir servirão para firmar os 
conceitos apresentados:
a) reação entre permanganato de potássio e ácido clorídrico
 +7 - 1 +2 0
KMnO + HCl → MnCl + Cl + KCl + H O
4 2 2 2
O permanganato de potássio é o agente oxidante; o átomo de 
manganês de sua molécula passa de número de oxidação +7 para +2 
indicando o ganho de 5 elétrons. Assim: Eq-g do KMnO = mol/5
4
O acido clorídrico no caso como redutor; o cloro passa de 
número de oxidação – 1 para zero indicando a perda de 1 elétron. Desta 
forma:
Eq-g do HCl = mol/1 (como agente redutor)
b) reação entre ácido nítrico e sulfato ferroso
 +5 +2 +3 +2
HNO + FeSO + H SO → Fe (SO ) + NO + H O 
3 4 2 4 2 4 3 2
Nesta reação, o ácido nítrico atua como oxidante. O número 
de oxidação do nitrogênio passa de +5 no ácido nítrico para +2 no NO, 
indicando o ganho de 3 elétrons:
Eq-g do HNO + mol/3 (como agenteoxidante)
3
É interessante notar que, considerando o ácido nítrico na 
165
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
reação de neutralização de uma base, o valor do equivalente-grama seria 
mol/1, conforme visto anteriormente. Contudo, atuando como oxidante 
o valor do equivalente-grama é bastante diferente, ou seja, três vezes 
menor.
c) reação entre dicromato de potássio e sulfato ferroso
 +6 +2 +3 +3
K Cr O + FeSO + H SO Fe (SO ) + Cr (SO ) + H O 
2 2 7 4 2 4 2 4 3 2 4 3 2
O dicromato de potássio é o agente oxidante, pois cada átomo 
de cromo passa de número de oxidação +6 para +3, indicando o ganho de 3 
elétrons. Como são dois átomos de cromo, o total de elétrons ganhos é 6, 
portanto:
eq-g do K Cr O = mol/6
2 2 7
O sulfato ferroso é o agente redutor. O átomo de ferro, 
passando de número de oxidação +2 para +3, indica a perda de 1 elétron:
eq-g do FeSO + mol/1
4
Íons - Os cátions e os ânions reagem entre si para formar os sais 
em função de sua eletrovalência, ou número de oxidação. Deste modo, 
podemos fazer uso desse parâmetro para calcular o equivalente-grama 
dos íons. Seja a reação:
3+
3 NO + 1 Al → Al(NO )
3 3 3
3+
1 NO + 1/3 Al → 1/3 Al (NO )
3 3 3
3+
1 (mol/1) de NO reage com 1 (mol/3) de Al
3
Deste modo, o equivalente-grama de um íon, cátion ou ânion, 
corresponde à massa de 1 mol do íon, dividida pelo número de oxidação 
total do mesmo.
3+
íon Fe eq-g = mol/3
2+
íon Ca eq-g = mol/2 
 
2-
íon SO eq-g = mol/2 
4 
3-
íon PO eq-g = mol/3 
4 
A mesma regra é válida ao considerarmos o íon participando de um 
processo de oxiredução. Ao calcularmos a massa do íon que pode fornecer 
ou receber 1 mol de elétrons:
3+ - 0 
1 mol de Fe + 3 moles de e → 1 mol Fe
166
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
3+ - 0
1/3 mol Fe + 1 mol de e → 1/3 mol Fe
3+
Portanto, o equivalente-grama do íon Fe será igual à massa de 1 
mol dividida por 3, fator esse que corresponde à variação do número de 
oxidação do ferro.
Mais uma vez, o processo específico que está ocorrendo deve ser 
considerado pois:
3+ - 2+
1 mol de Fe + 1 mol de e → 1 mol de Fe 
3+
e neste caso: eq-g do Fe = mol/1
A vantagem do emprego de equivalente-grama, para se expressar 
quantidades de reagentes e produtos em reações químicas, é que estas 
sempre ocorrerão em igualdade de número de equivalentes. Desta 
forma, a resolução de muitos problemas que envolvem estequiometria 
poderá ser simplificada. Também a relação entre uma substância e seus 
constituintes pode ser expressa de forma mais simples:
- +
1 eq-g de NH OH corresponde a 1 eq-g de OH e a 1 eq-g de NH 
4 4
-
1 eq-g de HNO corresponde a 1 eq-g de NO
3 3 
3+ 2-
1 eq-g de Al (SO ) correponde a 1 eq-g de Al e 1 eq-g de SO
2 4 3 4 
É bastante empregado um sub-múltiplo do equivalente-grama, 
que é o equivalente-miligrama,abreviado por eq-mg. O equivalente-
miligrama corresponde à milésima parte do equivalente-grama, assim:
Equivalente-grama + 1000 equivalentes miligramas 
2+
eq-g de Ca = 40/2 = 20 gramas.
2+
1000 eq-mg Ca = 20 gramas 
2+
1 eq-mg Ca = 20/1000 = 0,020 gramas = 20 mg
Em termos práticos, o equivalente-miligrama corresponde ao 
mesmo valor numérico do equivalente-grama, expresso em miligramas:
1 eq-g de H SO = 49 gramas
2 4
1 eq-mg de H SO = 49 miligramas 
2 4
Vimos nos itens anteriores, diferentes formas de se expressar 
quantidades de substâncias.
Estamos mais habituados a considerá-las em termo de massa 
como: 100 mg de carbonato de sódio, 2 Kg de sacarose, 4 t de uréia, 10 Kg 
de sulfato de cálcio, mas em Química é necessário que saibamos 
167
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
expressá-las de diversas outras formas como: número de mols ou 
milimols, número de equivalentes-grama ou de equivalentes-miligrama.
Para isso, basta conhecer as massas atômicas dos elementos 
envolvidos e a fórmula química correta das substâncias, para poder 
calcular a massa de 1 mol.
1 mol de Na CO equivale a 106 gramas ou 
2 3
1 milimol de Na CO equivale a 106 mg 
2 3
x milimol equivalerão a 100 mg
x = 0,94 milimols
Sabendo-se que o equivalente-grama do Na CO = mol/2 = 106/2 = 
2 3
53 g
1 eq-g corresponde a 53 gramas ou
1 eq-mg corresponde a 53 mg
x eq-mg corresponde a 100 mg
x = 1,88 eq-mg
Portanto, os cálculos precedentes permitem concluir que os 
valores:
100 miligramas ou 0,1 gramas
0,94 milimols ou 0,00094 mols
1,88 eq-mg ou 0,00188 eq-g
correspondem à mesma quantidade de carbonato de sódio, isto é, 
representam diferentes modos de se expressar a mesma quantidade de 
carbonato de sódio.
Estequiometria
Conhecendo-se as fórmulas químicas das substâncias, sabendo 
escrever reações químicas corretamente balanceadas e dispondo das 
massas atômicas dos elementos químicos envolvidos, podemos 
estabelecer uma série de relações entre as massas dos compostos 
químicos as quais são intensamente utilizadas em Química. Esse conjunto 
de cálculos recebe o nome de ESTEQUIOMETRIA.
Considerando as seguintes informações de uma substância comum 
à água: fórmula- H O, massas atômicas – H=1e O=16, massa de 1 mol = 18 
2
gramas.
168
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
 Calcular a composição percentual da água:
18 g de água 2 g de hidrogênio
100 g de água x
x = 11,1
A água, portanto é constituída por 11,1% de hidrogênio e, 
evidentemente, 88,9% de oxigênio. 
Por outro lado, sabendo que a água pode ser decomposta nos dois 
elementos que a constituem, vamos calcular quantos quilogramas de 
oxigênio podem ser obtidos de 200 quilogramas de água:
18 gramas de água se decompondo, fornecem 16 gramas de 
oxigênio.
18 Kg de água ____________ 16 Kg de oxigênio
200 Kg de água ___________ x
x = 177,8
Deste modo, 200 Kg de água podem fornecer 177,8 Kg de oxigênio.
Agora um exemplo envolvendo uma reação química; o óxido de 
cálcio, ou cal virgem reage com a água para formar o hidróxido de cálcio, 
denominada cal extinta ou apagada. Qual a quantidade de água 
necessária para reagir com 3 toneladas de cal virgem?
CaO + H O → Ca(OH) 
2 2
56 g de CaO reagem com 18 g de água
56 t de CaO reagem com 18 t de água
3 t de CaO reagirão com x => x = 0,96 t
Seria possível ainda pelo cálculo estequiométrico se obter a massa 
de hidróxido de cálcio produzida:
56 t de CaO produzem 74 t de Ca(OH)
2
3 t de CaO produzirão x => x = 3,96 t de hidróxido de cálcio
Então, 0,96 toneladas de água será a quantidade de água 
teoricamente necessária para transformar 3 toneladas de cal virgem em 
3,96 toneladas de hidróxido de cálcio.
Fatores de transformação - Do ponto de vista agronômico, uma 
das aplicações de cálculo estequiométrico que mais nos interessa é a 
expressão de elementos sob diferentes formas químicas.
O potássio está presente nos fertilizantes na forma do sal cloreto 
de potássio, KCL. O teor expresso na forma de K O. Supondo-se então, que 
2
em l00 g de um adubo existem 16 gramas de potássio, devemos expressar 
169
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
essa quantidade de potássio em termos de K O. Calculemos inicialmente 
2
a massa de l mol de K O:
2
2x K + 0 = 2x39 + 16 = 94 gramas 
Podemos estabelecer então com base nesses valores e na 
fórmula do óxido de potássio, que: 1 mol de K O corresponde a 2 moles de 
2
K, então:
94 gramas de K O correspondem a 78 gramas de K
2
x gramas de K O corresponderão a 16 gramas de K 
2
x = 19,6 gramas
Deste modo, 16 de gramas de potássio são equivalentes a 19,6 
gramas de K O. É importante salientar que na realidade não existe óxido 
2
de potássio no fertilizante KCL; trata-se apenas de uma forma de 
expressão, que pode ser obtida teoricamente por cálculo 
estequiométrico. Outro ponto importante a ser destacado é que apenas 
com os valores dos pesos atômicos do potássio e do oxigênio, obtivemos a 
relação seguinte:
94 gramas de K O correspondem a 78 gramas de potássio as 
2
quais servirão para transformar massa de K O em massa de K, ou vice-
2
versa.
São muito empregadas as transformações envolvendo o 
elemento fósforo, o qual pode ser apresentado na forma de elemento P, 
3-
de íon PO ou com óxido, P O . Para expressar 15 mg de P nas formas de 
4 2 5
3- 
PO e P O , são necessários os seguintes cálculos:
4 2 5
3-
Mol de PO = 95 gramas 
4
Mol de P O = 142 gramas
2 5
1 mol de P O corresponde a 2 moles de P ou: 
2 5
142 g de P O correspondem a 62 g de P ou ainda:
2 5
142 mg de P O correspondem a 62 mg de P então:
2 5
x mg de P O corresponderão a 15 mg de P
2 5
x = 34,4 mg
3-
Da mesma forma: 1 mol de PO corresponde a 1 mol de P ou
4
3-
95 g de PO correspondem a 31 g de P ou ainda
4 
3-
95 mg de PO correspondem a 31 mg de P então:
4
3-
x mg de PO corresponderão a 15 mg de P
4 
x = 46 mg
170
Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
Conclui-se assim, que uma mesma massa de fósforo poderá ser 
3-
expressa como: 15 mg de P, 34,4 mg de P O ou ainda como 46 mg de PO A 
2 5 4 . 
3-
relação de massas entre PO e P O será estabelecida com base no 
4 2 5 
número de átomos de fósforo:
3-
1 mol de P O corresponde a 2 moles de PO ou
2 5 4
3-
142 g de P O correspondem a 190 g de PO 
2 5 4
Outras transformações usualmente efetuadas são: Fe/Fe O , 
2 3
Ca/CaO, Mg/Mg0, Si/SiO , Al/Al O , etc.
2 2 3
Cálculo de porcentagem de pureza - Os cálculos 
estequiométricos são efetuados assumindo que os materiais são 
totalmente puros. Quando se indica, a partir dos pesos moleculares, que 
56 mg de CaO contém 40 mg de cálcio, essa relação só é válida para óxido 
de cálcio 100% puro. Os cálculos estequiométricos são a base para se 
determinar a pureza dos compostos químicos. Sabendo-se, por exemplo, 
que 200 mg de uma amostra de óxido de cálcio contêm 131 mg de cálcio, 
desejamos calcular a pureza desse material.
Neste caso, aceitamos como correta a informação sobre a 
quantidade de 131 mg de cálcio determinada experimentalmente, e 
questionamos se os 200 mg de amostra correspondem totalmente a 200 
mg de CaO. Sabemos que: 
56 mg de CaO (puro!) contém 40 mg de Ca 
x mg de CaO (puro) conterão 131 mg de Ca
x = 183,4 mg de CaO (puro)
se 131 mg de cálcio estão contidos em 183,4 mg de CaO e 
também em 200 mg de nossa amostra de óxido de cálcio, só podemos 
concluirque nossa amostra não é composta apenas por CaO: 
183,4 mg de CaO 131 mg de Ca
200 mg de amostra
 16,6 mg de impureza
então: 200 mg de amostra contém 183,4 mg de CaO puro
100 mg de amostra conterão x = 91,7
Conclui-se que a amostra apresenta 91,7% de pureza, 
indicando que cada 100 partes do material, 91,7 partes correspondem ao 
composto previsto.
 
 
 
171
Introdução à
 Química Agrícola
Unidade 3
Cálculo
estequiométrico
Unidade 4 Soluções
O mundo é constituído por sistemas formados por mais de uma 
substância: as misturas.
As misturas homogêneas são denominadas soluções, alguns de 
seus aspectos importantes: tipo de solução, expressões de concentração 
de solução e unidades de concentração.
Tipos de solução
Uma mistura constituída de pequenas partículas (soluto) distribuídas em 
uma substância (solvente) é denominada de dispersão.
Classificação das dispersões;
A – Soluções verdadeiras: possuem partículas com diâmetro 
médio menor que 1 nm. São misturas homogêneas. As partículas 
dispersas não são visíveis nem mesmo com o uso de aparelhos. Como por 
exemplo: sal + água. 
B – Soluções coloidais: possuem partículas com diâmetro 
médio entre 1 nm e 1.000 nm. São misturas heterogêneas.As partículas 
dispersas são visíveis através de ultramicroscópios. Como por exemplo: 
gelatina.
C – Suspensões: possuem partículas com diâmetro médio 
maior que 1.000 nm. São misturas heterogêneas. As partículas dispersas 
são visíveis através de microscópios ou até mesmo a olho nu. Como por 
exemplo: terra + água. 
 Classificação das soluções
A – Soluções moleculares: as partículas dispersas são 
moleculares. Essas soluções não conduzem eletricidade.
B – Soluções iônicas: as partículas dispersas são íons. Essas 
soluções conduzem eletricidade.
C – Soluções diluídas: ocorre quando é dissolvido pouco soluto 
no solvente.
D – Soluções concentradas: ocorre quando é dissolvido muito 
soluto no solvente.
172
Introdução à
 Química Agrícola
 
Unidade 4
Soluções
Concentrações das soluções
Na sua forma mais geral, o parâmetro concentração traduz a 
relação entre quantidade de um componente de interesse e a quantidade 
de material onde ele ocorre:
Concentração = Quantidade de componente
 Quantidade de material 
As quantidades de componente e de material podem, em 
princípio, ser utilizadas em termos de massa ou de volume, em diferentes 
unidades, definindo então os mais diferentes modos de se expressar 
concentração. Na prática, porém, é conveniente se restringir a umas 
poucas opções, podendo ser empregadas diferentes tipos de relações 
como: massa/massa, massa/volume ou volume/volume.
Parece facilmente aceitável que quantidades de líquidos e de 
gases sejam apresentadas em unidades de volume, enquanto que para 
substâncias sólidas, seja mais conveniente empregar unidades de massa.
Suponha-se, por exemplo, que em 200 gramas do material solo 
existem 28 gramas do componente água. Como poderíamos expressar a 
concentração de água no solo?
Concentração = 28 g de água = 0,14 g água/g de solo
 200 g de solo
Concentração = 28000 mg de água = 140 mg água/g de solo
 200 g de solo 
Concentração = 28 g de água = 140 g água/kg de solo
 0,2 kg de solo
Concentração = 28 g de água = 14 g água/100 g de solo
 2 x 100 g de solo
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Desde que a densidade de água é igual a 1 g/cm , 28 gramas de 
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água correspondem a 28 cm ou 28 mL, então:
Concentração = 28 ml de água = 0,14 mL de água/g de solo
 200 g de solo 
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Por outro lado, sabendo-se que a densidade do solo é 1,3 g/cm , 
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deduzimos facilmente que 200 g de solo corresponde a 153,8 cm 
portanto:
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Concentração = 28 g de água = 0,182 g de água/cm de solo
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 153,8 cm de solo
Todas as formas citadas anteriormente servem para indicar a 
proporção com que a água ocorre no solo em questão.
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Introdução à
 Química Agrícola
 Unidade 4
Soluções
É importante destacar que a concentração é um parâmetro 
intensivo, ou seja, independe da quantidade de material considerada: se 
a concentração de água no solo for 0,14 g/g de solo, esse valor se aplica 
quer se tenha 1 grama ou 1 tonelada de solo. 
Formas de se expressar concentração em materiais diversos - 
Até este ponto, não destacamos nenhuma forma particular de expressar 
concentração. Entretanto, por conveniência, facilidade ou por tradição, 
certas formas são mais empregadas.
Porcentagem (partes por cem partes) - Porcentagem, em 
termos de concentração, significa ''partes de componentes por 100 partes 
de material''. Por ''parte'' entende-se aqui, quantidade de material e de 
componente expressa em massa ou volume. Pela definição, portanto, 
deveria ser quantidade de componente e material, ambas expressas em 
massa ou ambas expressas em volume. Exemplos:
- Se em 100 kg de um fertilizante existem 25 kg de nitrogênio, 
diz-se que o mesmo contém 25% de N.
- O ar atmosférico contém 78% de nitrogênio. Então, 1000 1 de 
ar conterão 780 1 de nitrogênio.
- Em 30 gramas de solo existe 0,5 grama de matéria orgânica; 
portanto esse solo apresenta 1,67 % de matéria orgânica pois:
30 g de solo contêm 0,5 g de matéria orgânica 
100 g de solo conterão 1,67 g de matéria orgânica.
- Para se preparar uma solução aquosa de um herbicida a 0,5%, 
deverão ser diluídos 0,05 1 (ou 50 ml) de herbicida em água suficiente 
para perfazer um volume de 100 1 de solução.
Os exemplos citados anteriormente incluem indicações de 
porcentagem através de relações entre massa (pesos) e volumes; isso é 
indicado, em geral, na forma de % (p/p) e % (v/v), respectivamente. 
Assim indicaríamos: solução hidroalcoólica 20% (v/v), ou seja, 20 1 de 
álcool em 100 1 de solução.
Cabe destacar que, quando se deseja preparar um material a 
uma certa concentração, não se trata apenas de se juntar duas 
quantidades, principalmente quando se trabalha com líquidos. Assim, 
preparar uma solução hidroalcoólica a 20%, não significa juntar 20 1 de 
álcool e 80 1 de água, mas sim, juntar a 20 l de álcool uma quantidade de 
água suficiente para se obter 100 l de solução.
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Soluções
Na definição de porcentagem destacou-se que tanto 
componente como material deveriam ser expressos ambos em unidades 
de volume ou de massa. O preparo de soluções consiste, em geral, em 
dissolver um componente sólido em um líquido; nota-se, que é mais se 
expressar a quantidade de sólido dissolvido em unidades de massa e a 
quantidade de solução obtida em unidades de volume.
Suponha-se que 2 g de NaCl são dissolvidos em água suficiente 
para se obter 100 g de solução. Tal solução seria então 2% (p/p) em NaCl, 
isto é:
2% (p/p) = 2 g de NaCl 
 100 g de solução
Considerando soluções diluídas, a densidade das mesmas não 
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será muito diferente de 1 g/cm , ou seja, 100 g correspondem 
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praticamente a 100 cm ou 100 ml. Deste modo podemos admitir que :
 2 g de NaCl = 2 g de NaCl 
 100 g de solução 100 ml de solução
Podemos então expressar porcentagem através de uma 
relação massa/volume: se em 100 ml de solução existirem 2 g de NaCl 
dizemos que tal solução é 2% (p/v). 
Essa forma de expressar porcentagem, como g/100 ml, acabou 
sendo aplicada a materiais cuja densidade se afasta do valor 1, como no 
caso de solo.
Partes por milhão (ppm) - É uma forma de se expressar 
concentração, similar à porcentagem,