UERJ QUÍMICA 4

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Como o próprio nome indica, a concentração em quantidade de matéria relaciona a quantidade de matéria (n) do soluto, isto é, a sua quantidade em mol, com o volume da solução, em litros.
Assim, temos:
Concentração em quantidade de matéria (mol/L) = quantidade de matéria do soluto (mol)
 volume da solução (L)
ou
M = n1
 V
Por exemplo, considere que uma solução foi preparada dissolvendo-se 1 mol de HC? em meio litro de água. Qual será a concentração da solução formada?
Usando a fórmula acima, temos:
M = n1
       V
M = 1 mol
        0,5 L
M = 2,0 mol/L
Isso significa que existe 2,0 mol de HC? dissolvidos em cada 1,0 litro da solução.
Essa informação é muito importante porque a maioria das reações químicas ocorre em meio aquoso e seguem uma relação estequiométrica. Assim, saber as concentrações em termos de quantidade de matéria é importante.
Esse tipo de concentração também recebe outros nomes mais conhecidos entre muitos estudantes, tais como: Molaridade e Concentração Molar. No entanto, esses termos não são indicados pela IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada). O recomendado é o que estamos usando neste texto (concentração em quantidade de matéria) ou concentração em mol/L.
Na maioria das vezes, porém, não será informado diretamente o valor de n1, mas será fornecida a massa em gramas do soluto, pois esse é um dado experimental usado na hora de se preparar a solução química. Dessa forma, por meio da massa do soluto, é possível calcular a concentração em mol/L.
De que modo?
Bem, sabe-se que a quantidade de matéria (n) é igual à relação entre a massa (em g) e a massa molar (em g/mol), isto é:
n = m
     M
No caso do soluto, que é simbolizado pelo índice 1, temos:
n1 = m1
       M1
Podemos, portanto, substituir o n1 na fórmula da concentração em quantidade de matéria:
M = n1
       V
M = __m1__
       M1 . V
Encontramos, assim, uma nova fórmula que poderá ser usada para calcular a concentração em mol/L. Veja um exemplo:
(UFV-MG) Uma amostra de vinagre, contendo 4,2 g de ácido acético, C2H4O2, por 100 mL, tem concentração deste ácido, em mol/L, igual a quanto?
Resolução:
Dados:
M =?
m1 = 4,2 g
V = 100 mL = 0,1 L
M1 = ?
Primeiro, precisamos encontrar o valor da massa molar (M1) do ácido acético e isso é feito por meio da sua fórmula molecular e dos valores das massas atômicas encontrados na Tabela Periódica para cada elemento, veja:
C2 H4 O2
M1 = 2 . 12 + 4 . 1 + 2 . 16 = 60 g/mol
Agora podemos usar a fórmula para descobrir a concentração em quantidade de matéria:
M = __m1__
      M1 . V
M = __ 4,2 g __
           60 g/mol . 0,1 L
M = 0,7 mol/L
Mol e Quantidade de Matéria
A definição atual de Mol foi proposta pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) e pela ISO (Organização Internacional para Padronização), e ratificada pela 14º Conferência Geral de Pesos e Medidas (1971), como unidade de base no SI (Sistema Internacional) para a grandeza Quantidade de Matéria (substância, em Portugal; ou entidades elementares também significando “partículas”):
“O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg de carbono 12.”
Quando se utiliza a unidade mol, as entidades elementares ou partículas, devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. Pode-se ainda concluir que o número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 mol-1.
Apesar de ainda hoje muitos confundirem mol com massa molar, a definição atual de mol é muito diferente desta e deixa claro que mol não é sinônimo de certas porções bem definidas da grandeza massa.
“Chama-se Massa Molar (M) à massa (em gramas) de um número de entidades igual à constante de Avogrado, isto é, à massa de 1 mol de entidades elementares, ou seja, quantidade de matéria.”
Cálculo da Quantidade de Matéria
A quantidade de matéria (n), contida numa determinada massa (m) de uma certa substância cuja massa molar é M, é dada pela relação:
n = m / M
Costuma-se chamar a quantidade de matéria contida numa dada massa de substância de número de mols. Apesar de equivocada, esta terminologia é muito enraizada na cultura científica. Deve-se ter bem claro, porém, que mol é a unidade da grandeza quantidade de matéria. A tabela abaixo relaciona algumas grandezas e as respectivas unidades adotadas pelo SI:
Portanto, assim como não é usual expressar o comprimento em nº de metros, ou o tempo em nº de segundos, também não se deve especificar a quantidade de matéria em nº de mols. Os exemplos a seguir mostram essas incoerências de expressão:
Exemplo 1
Inadequado: Qual o número de metros daquela mesa?
Usual e Correto: Qual o comprimento, em metros, daquela mesa?
Exemplo 2
Inadequado: Qual o número de segundos que um veículo com velocidade de 20 m/s leva para percorrer 500 metros?
Usual e Correto: Qual o tempo, em segundos que um veículo com velocidade de 20 m/s leva para percorrer 500 metros?
Exemplo 3
Inadequado: Qual o número de mols contidos em 88 g de dióxido de carbono?
Usual e Correto: Qual a quantidade de matéria, em mols contidos em 88 g de dióxido de carbono?
Expressões como nº de metros, ou nº de segundos, raramente são usadas. Do mesmo modo que a expressão nº de mols deve ser evitada utilizando-se diretamente a grandeza cuja unidade é mol: quantidade de matéria.
Concentração em quantidade de matéria é uma forma de quantificar o soluto e os seus íons em uma solução. Essa forma de concentração relaciona o número de mol de soluto e o volume de toda a solução:
M = n1
     V
M = concentração em quantidade de matéria
n1 = número de mol do soluto
V = volume da solução
Todavia, a quantidade de matéria do soluto pode ser calculada de forma específica por meio da divisão da massa do soluto (m1) pela sua massa molar (M1). Essa relação pode ser vista na fórmula abaixo:
n1 = m1
       M1
Dessa forma, conhecendo a fórmula da concentração em quantidade de matéria e a fórmula da quantidade de matéria, podemos relacionar as duas por meio da substituição do n1 pela relação m1/M1 da seguinte forma:
M = m1
       M1.V
Essa fórmula será utilizada sempre que o exercício fornecer a massa do soluto (m1), e não a quantidade de matéria presente na solução.
Com relação à unidade de medida, devemos utilizar para a concentração em quantidade de matéria o mo/L, haja vista que a unidade utilizada para o número de mol do soluto é o mol e a unidade utilizada para o volume da solução é o litro (L). É possível também utilizar as unidades molar ou M no lugar de mol/L.
Acompanhe dois exemplos das fórmulas sobre a concentração em quantidade de matéria:
Exemplo 1: Calcule a concentração em quantidade matéria de uma solução que apresenta 0,6 mol de Na2SO4 em 400 mL de solução.
Dados do exercício:
M = ?
n1 = 0,6 mol
V = 400 mL. O volume, no entanto, deve ser trabalhado em Litro. Para isso, basta dividir o valor fornecido por 100. Assim, V = 0,4 L.
Agora utilizamos os valores fornecidos na expressão da concentração em quantidade de matéria:
M = n1
     V
M = 0,6
       0,4
M = 1,5 mol/L
Exemplo 2: Qual é a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) que deve ser dissolvida em água até completar o volume de solução de 500 mL, de modo que se obtenha uma solução de 0,03 mol/L?
Dados do exercício:
m1 = ?
V = 500 mL. Dividindo por 1000, teremos 0,5 L;
M = 0,03 mol/L
Para determinar a massa molar do soluto no exercício, basta multiplicar o valor da massa de cada elemento pela quantidade de átomos dele na fórmula do soluto, Na2SO4, e somar os resultados:
Para o Na, temos:
2.23 = 46 g/mol
Para o S, temos:
1.32 = 32 g/mol
Para o O, temos:
4.16 = 64 g/mol
Agora somamos os resultados encontrados para cada elemento:
M1 = 46 + 32 + 64
M1 = 142 g/molCom esses dados, podemos determinar o valor da massa do soluto (m1) por intermédio da fórmula da concentração em quantidade de matéria:
M = m1
      M1.V
0,03 =     m1      
        142.0,5
0,03 = m1 
         71
m1 = 0,03.71
m1 = 2,13 g
Concentração em quantidade de matéria de íons
Para determinar a concentração em quantidade de matéria dos íons referentes ao soluto da solução, basta conhecer a concentração em quantidade de matéria do soluto na solução. Veja alguns exemplos:
Exemplo 1: Determine a concentração em quantidade de matéria dos íons Magnésio (Mg+2) e Cloro (Cl-) presentes em uma solução que foi preparada dissolvendo-se 50 gramas de MgCl2 em água, o que resultou em 800 mL de solução. Dados: (massas molares: Mg = 24g/mol, Cl = 35 g/mol)
Dados do exercício:
m1 = 50 gramas
V = 800 mL. Dividindo por 1000, teremos 0,8 L.
Para determinar a massa molar do soluto no exercício, basta multiplicar o valor da massa de cada elemento pela quantidade de átomos dele na fórmula do soluto, MgCl2, e somar os resultados:
Para o Mg, temos:
Mg = 1.24 = 24g/mol
Para o Cl, temos:
Cl2 = 2.35,5 = 71g/mol
Somando os resultados encontrados para cada elemento, temos:
M1 = 24 +71
M1 = 95 g/mol
Antes de determinar a concentração em quantidade de matéria de cada íon, devemos encontrar primeiramente a concentração em quantidade de matéria da solução.
M = m1
      M1.V
M =    50     
      95.0,8
M = 50 
      76
M = 0,65 mol/L
Agora, conhecendo a concentração de toda a solução, basta multiplicá-la pela quantidade do íon na fórmula para encontrar sua concentração:
Para o cátion Magnésio (Mg+2):
[Mg+2] = 1. 0,65
[Mg+2] = 0,65 mol/L
Para o Cloreto (Cl-)
[Cl-1] = 2. 0,65
[Cl-1] = 1,30 mol/L
Quantidade de matéria 
A quantidade de matéria está relacionada ao número de partículas que compõe um sistema, ou seja, se o número de partículas é alto, a quantidade de matéria também será. 
O mol é considerado a quantidade de matéria que um sistema com entidades elementares pode ter. 
Vejamos os exemplos: 
Sendo m unidade de massa, n a quantidade de matéria, N número de partículas. Teremos: 
N = 6,02 .1023 moléculas 
n = 1 mol 
m = 2g 
N = 12,04. 1023 Moléculas 
n = 2 mol 
m = 4g 
Suponhamos que exista uma quantidade de recipientes iguais contendo 32g de enxofre, logo, formamos 1 mol. 
Se constituirmos 20 recipientes, o total será de 640g de enxofre, ou seja, 20 mols de enxofre, pois: 
O fato de existir quantidades menores que o mol, a partir daí vem a fração de mol, que é 0,1 mol: 0,05 mol etc… 
Agora, vamos supor que colocamos 3600g de glicose distribuídos em recipientes, com 180g cada um. Lembrando que a massa molecular da glicose é de 180u e a massa molar da é também de 180u. Logo temos: 
Massa molecular = 180u 
Massa molar = 180g/mol 
3600 = 20 mol x 180 g/mol 
m = n. massa molar 
Lembrando que NA é a Constante de Avogrado, que é igual a 6,02. 1023 mol-1. 
É importante sabermos também que a quantidade de partículas N, é totalmente proporcional à quantidade de matéria n. Logo: 
N = NA. n 
Observe a resolução do número de moléculas de hidrogênio (H2), em um sistema contendo 1,5 mol desse gás, onde a constante de Avogrado é o número de Avogrado multiplicado por mol-1. 
N = NA. n 
N = 6,02. 1023 mol-1. 1,5 mol = 9,03. 1023 
O símbolo mol não leva plural, apenas o nome mol, no Brasil o plural de mol é mols, e o símbolo é mol, em outros países o plural é moles. Lembrando que nenhum símbolo leva plural, portanto: 
3 gramas—–3g 
3 mols———3 mol 
As concentrações das soluções estão relacionadas com muitas práticas do nosso dia a dia. O fato, por exemplo, de um determinado café que foi preparado estar “fraco” (com muito açúcar) ou “forte” (com pouco açúcar), está diretamente relacionado com a quantidade de soluto (açúcar e pó de café) em meio ao solvente (água), o que chamamos de concentração.
A molaridade, também chamada de concentração molar ou concentração em quantidade de matéria, é uma expressão da concentração de uma solução, assim como a concentração comum ou o título. A diferença é que a União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC) considera essa expressão como a modalidade-padrão de concentração em práticas químicas. Dessa forma, em laboratórios de todo o mundo, ela está escrita em diversos frascos e também é utilizada em todos os procedimentos que envolvem uma solução.
Definimos molaridade como a relação estabelecida entre a quantidade de matéria do soluto e o volume de uma solução. Ela é expressa pela seguinte fórmula:
M = n1
       V 
n1 = quantidade de matéria do soluto (expresso em mol);
V = volume da solução (expresso em litros).
Para encontrar o número de mols de um soluto, basta utilizar a seguinte expressão:
n1 = m1
        M1
m1= massa do soluto;
M1 = massa molar do soluto (obtida pela fórmula da substância do exercício).
Assim, substituindo a fórmula do número de mols do soluto na fórmula da molaridade, passamos a ter uma expressão mais ampla e, assim, podemos trabalhar com mais itens de uma vez só:
M =     m1   
          M1.V  
As unidades de medida que podemos utilizar em molaridade são:
mol/L;
Molaridade;
M.
Acompanhe agora alguns exemplos de aplicação da molaridade:
1º) Determine a molaridade de uma solução que apresenta 0,8 mol de sacarose (C12H22O11) em 200 mL de solução.
Dados do exercício:
V = 200mL, que, ao dividirmos por 1000, passam a ser 0,2 L;
M = ?
n1 = 0,8 mol.
Como temos o número de mols do soluto e o volume da solução, basta aplicar na fórmula simples da molaridade:
M = n1
 V
M = 0,8
 0,2
M = 4 mol/L
2º) (UFF-RJ) Qual será a massa de butanol (C4H10O) necessária para prepararmos 500 mL de uma solução que apresenta 0,2 mol/L de concentração?
Dados do exercício:
V = 500mL, que, ao dividirmos por 1000, passam a ser 0,5 L;
M = 0,2 mol/L;
M1 = 4.12 + 10.1 + 16 = 74 g/mol.
Como o exercício forneceu vários dados, podemos encontrar a massa do soluto diretamente na fórmula mais completa da molaridade:
M = m1 
 M1.V
0,2 = m1 
 74.0,5
m1 = 0,2.74.0,5
m1 = 7,4 g
A concentração em quantidade de matéria consiste na relação entre a quantidade de matéria do soluto, expressa em mols, e o volume da solução em litros.
Dessa forma, a concentração em quantidade de matéria indica a quantidade de matéria presente em um litro da solução; por isso sua unidade é mol/L.
Essa grandeza das soluções químicas também é denominada molaridade, concentração molar, ou, ainda, concentração em mol/L. Essa última expressão e a que está sendo usada no título deste texto são as formas recomendadas pela IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada) e pelo SI (Sistema Internacional de Unidades).
Matematicamente, temos:
No entanto, em alguns problemas a quantidade de matéria é expressa em gramas e não em mol. Assim, é necessário fazer as devidas conversões ou utilizar a seguinte fórmula matemática deduzida abaixo:
Sabendo que a fórmula da quantidade de matéria (n1) é dada por:
n1 = m1
      M1
Onde:
m1= massa em gramas do soluto;
M1= massa molar do soluto em gramas por mol (g/mol).
Substituindo n1 na fórmula da concentração em mol/L, temos:
C = n1
V
Vejamos um exemplo que pode ser resolvido trabalhando com a concentração em mol/L:
“Qual é a concentração em quantidade de matéria por volume de uma solução de cloreto de potássio que apresenta 18,5 g de KCl em 250 mL de solução?”
Primeiramente, para resolver esse problema, é necessário transformar o volume da solução de mililitros para litros:
1 L-----1000 mL
V ----- 250 mL
V = 0,25 L
Visto que não foi dada a quantidade de matéria em mols e sim em gramas, iremos usar a segunda expressão matemática mencionada no texto e substituir nela esses valores. A massa molar do KCl é conseguida olhando-se as massas atômicas de cada elemento numa tabela periódica e somando-se os seus valores:
M1(KCl) = 39,1 + 35, 5 = 74,6 g/mol
C = __m1___
 M1 . V
C = ___18,5 g_________
 74,6 g/mol . 0,25 L
C = 1,0 mol/L
Cálculosestequiométricos
Utilizamos o cálculo estequimétrico quando desejamos descobrir a quantidade de determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou produtos.
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.
Exemplo 1
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação: 
H2 + O2 → H2O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2→ 2 H2O
3° Estabelecer as proporções
2 H2  +   O2→  2 H2O
  4 g ----  32 g
  8 g ----  x g
x = 64 g
2 H2  +   O2→  2 H2O
   8 g+   64 g  =     72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
Exemplo 2
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e entram em combustão. Quantas moléculas de O2 serão consumidas nesta reação?
1° escrever a reação:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
2° balancear a equação:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C2H6O -------- 3 mols de O2(g)
7 mols de C2H6O -------- x
x = 21 mols de O2
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O2 são consumidas na reação
PUREZA 
Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros, como é o caso dos materiais utilizados nas indústrias. Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em consideração o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas vezes, é preciso descontar as impurezas, que não participam da reação química.
Exemplo:
15 g de H2SO4, com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al2 (SO4)3 e H2. Qual será a massa de hidrogênio formada?
Reação balanceada:
2 Al + 3 H2SO4→ Al2 (SO4)3 + 3 H2
Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de H2SO4 (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H2 (M = 2 g/mol), então:
294 g -------- 6g
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H2.
Rendimento 
O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada.Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%. O cálculo para obter o rendimento, expresso em porcentagem, pode ser feito da seguinte forma:
Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.
Exemplo 1:
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:
146,66 g de CO2 --------- 100%
          x g de CO2 ---------- 95%
x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%. 
Exemplo 2:
Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
Como o rendimento da reação foi de 80%, temos:
135 g de H2O ------- 100%
    x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.
Reagente limitante e reagente em excesso 
Quando um problema fornece a quantidade de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo denominado reagente limitante.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos. 
Exemplo:
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH  + H2SO4  →   Na2SO4 + H2O
   80 g           98 g
   16 g            x
x = 19,6 g
19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.
Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):
2 NaOH  + H2SO4   →   Na2SO4 + H2O
   80 g          98 g              142 g
   16 g         19,6 g                x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
Exercícios 
(UFF-RJ) Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente.
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada:
TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4(g). Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:
(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.) 
a) 1,2 g
b) 2,4 g
c) 3,6 g
d) 4,8 g
e) 7,2 g
Gabarito
Calculando a massa molar do TiCl4, temos:
48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol
Balanceando a equação:
TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)
190 g                                              48 g
9,5 g                                                x g
x = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.
(UFMG) Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, formada após um deles ter sido completamente consumido? 
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g 
c) 9,6g 
d) 9,9g
e) 10,2g 
Gabarito
Calculando a massa molar do Fe2O3, temos:
(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/mol
Reação química balanceada:
4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)
Trabalhando com o reagente Fe:
4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)
224 g      96 g                 320 g
15 g          x g
x = 6,42 g
Como no problema, há 4,8 g de oxigênio, e o cálculo forneceu o valor de 6,42 g ( que é o valor que reage completamente com 15 g de Fe), concluímos que o oxigênio é o reagente limitante, ou seja, irá reagir completamente na reação. Dessa forma, o ferro é o reagente em excesso, e não irá ser usado nos cálculos.
Confirmando o excesso do ferro:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g      96 g320 g
 x g          4,8 g
x = 11,2 g (excesso confirmado)
Trabalhando com o oxigênio:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g      96 g                 320 g
                 4,8 g                x g
x = 16 g de Fe2O3 serão formados na reação. Letra B.
Cálculo estequiométrico
Equação química, reação e reagentes
O cálculo estequiométrico, ou cálculo das medidas apropriadas, é um dos maiores passos dados pela humanidade no campo científico e é o cerne da química quantitativa.
Lavoisier (1743-1794), o pai da química moderna, foi capaz de associar todos os conhecimentos qualitativos da sua época à exatidão da matemática.
Para tanto, desenvolveu vários equipamentos de medição, entre eles a balança analítica de laboratório, permitindo ao químico medir ou calcular as massas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação química.
Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado em várias atividades, tais como: pela indústria que deseja saber quanto de matéria-prima (reagentes) deve utilizar para obter uma determinada quantidade de produtos, pelo médico que quer calcular quanto de determinada substância deve ministrar para cada paciente, entre inúmeras outras.
Apesar de temido por muitos vestibulandos, o cálculo estequiométrico deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:
1o passo - Montar e balancear a equação química;
2o passo - Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada);
3o passo - Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n? de moléculas etc);
4o passo - Efetuar a regra de três com os dados do exercício.
Verifique o exemplo abaixo.Depois confira estas outras dicas importantes: se a reação for representada em várias etapas (reações sucessivas), some todas para obter uma só e faça o cálculo com esta; se for apresentado rendimento no exercício, efetue o cálculo normalmente. A quantidade calculada supõe rendimento de 100% e com uma simples regra de 3 você adapta o resultado ao rendimento dado.
O cálculo estequiométrico é um assunto muito abordado nos vestibulares. Vamos tentar entender:
Para fazermos um bolo simples é necessário respeitar uma receita padrão:
3 xícaras de farinha de trigo
4 ovos
1 copo de leite
É evidente que aqui não levaremos em conta o recheio. Este fica a critério do freguês.
Podemos identificar que a receita nos traz os ingredientes e suas quantidades.
No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma situação. Para resolvê-lo precisamos de uma receita (reação) que traga os ingredientes (reagentes e/ou produtos) e suas quantidades (coeficientes estequiométricos da reação).
Exemplo:
1C + 2H2 + 1/2O2 1CH3OH
Devemos lembrar que as quantidades em uma reação não podem ser dadas em xícaras, copos e etc., mas em quantidade de matéria (mols). Assim a reação em exemplo estabelece uma proporção:
Para cada mol de carbono são necessários 2 mols de gás hidrogênio e meio mol de gás oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols de carbono, será necessário dobrar a receita.
Em tempo, a quantidade de matéria (mol) é equivalente à massa molar de uma substância ou então a 6,02 . 1023 moléculas e se for um gás que esteja nas condições normais de temperatura e pressão, o mol pode significar 22,4 litros.
Qual a massa de água dada em gramas, produzida a partir de 8g de hidrogênio gás?
1? H2 + O2 H2O
2? 2H2 + O2 2H2O
3? 4g 36g
        8g x
x = 8 . 36/4
x = 72g de H2O
O principal objetivo do cálculo estequiométrico com massa é fornecer uma ideia sobre a massa de produto que será formada ou a massa de reagentes necessária para formar uma quantidade predeterminada de produtos. Esse cálculo também pode ser relacionado com as seguintes variáveis:
Quantidade de matéria (número de mol);
Quantidade de moléculas;
Volume.
Em todos os casos, é imprescindível que alguns padrões sejam sempre verificados, a saber:
Verificar se a equação química está balanceada; se não estiver, balancear;
Realizar os cálculos com regra de três simples;
A primeira linha da regra de três deve estar sempre relacionada com os coeficientes estequiométricos do balanceamento;
A segunda linha da regra de três deve estar relacionada com os dados do exercício.
Veja alguns exemplos:
a) Exemplo de cálculo estequiométrico com massa e mol
(PUC-RJ) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, são utilizados como propelentes de foguetes. Eles reagem de acordo com a equação:
7H2O2 + N2H4 → 2HNO3 + 8H2O
Quando forem consumidos 3,5 moles de peróxido de hidrogênio, a massa, em gramas, de HNO3 formada será de:
a) 3,5
b) 6,3
c) 35,0
d) 63,0
e) 126,0
O enunciado trabalha com mol em relação ao H2O2 e pede a massa de HNO3. Para isso, devemos fazer o seguinte:
OBS.: Como a equação química apresenta os coeficientes 7, 2 e 8, ela está balanceada, ou seja, temos a relação 7 mol: 1 mol: 2 mol: 8 mol.
1º Passo: calcular a massa molar do HNO3. Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados:
HNO3 = 1.1 + 1.14 + 3.16
HNO3 = 1 + 14 + 48
HNO3 = 63 g/mol
2º Passo: montar a regra de três que relaciona massa e mol, como o enunciado pede. Nessa relação, vamos utilizar apenas as substâncias H2O2 e HNO3.
7H2O2 → 2HNO3 
7 mol----------------2 mol
7 mol-------- 2. 63
3,5 mol-------- x g
7.x = 3,5.126
7x = 441
x = 441
      7
x = 63 g
b) Exemplo de cálculo estequiométrico com massa e moléculas
(Unifor-CE) Para eliminar o dióxido de carbono, CO2, da atmosfera das naves espaciais, são utilizados recipientes com hidróxido de lítio, LiOH, adaptados à ventilação. A equação da reação entre essas substâncias está representada a seguir:
CO2(g) + 2LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l)
Considerando uma massa de LiOH de 100,0 g, o número de moléculas de CO2(g) que pode ser eliminado da atmosfera das naves é de, aproximadamente,
Dado: Constante de Avogadro = 6,0x1023 mol–1 
a) 1,3x1024.
b) 6,2x1024.
c) 3,0x1023.
d) 1,5x1022.
e) 4,3x1021.
Solução: O enunciado trabalha com a massa do LiOH e pede o número de moléculas relacionado com essa massa. Para isso, devemos:
OBS.: Como a equação apresenta o coeficiente 2, ela está balanceada, ou seja, temos a relação 1 mol: 2 mol: 1 mol: 1 mol.
1º Passo: calcular a massa molar de LiOH. Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados:
LiOH = 1.7 + 1.16 + 1.1
LiOH = 7 + 16+ 1
LiOH = 24 g/mol
2º Passo: Montar a regra de três que relaciona massa e moléculas, como o enunciado pede. Nessa relação, vamos utilizar apenas as substâncias LiOH e CO2.
CO2(g) + 2LiOH(s) 
1 mol----------------2mol
6.1023 moléculas-------- 2. 24
x moléculas-------- 100 g
48.x = 100.6.1023
48x = 600.1023
x = 600.1023
    48
x = 12,5.1023
ou
x = 1,25.1024 moléculas
c) Exemplo de cálculo estequiométrico apenas com massa
(Unimep-SP) O cromo é obtido por aluminotermia, que usa o óxido de cromo-III (Cr2O3), proveniente do minério cromita (FeO. Cr2O3):
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.
A massa de cromo obtida a partir de uma tonelada de óxido de cromo-III é aproximadamente igual a: Dados: M.A. de Cr = 52; M.A. de O = 16; M.A. de Al= 27)
a) 684,21 kg;
b) 177,63 kg;
c) 485,34 kg;
d) 275,76 kg;
e) 127,87 kg.
Solução: O enunciado trabalha com a massa do óxido de cromo III e pede a massa de cromo. Para isso, devemos:
OBS.: Como a equação apresenta o coeficiente 2, ela está balanceada, ou seja, temos a relação 1 mol: 2 mol: 2 mol: 1 mol.
1º Passo: calcular a massa molar do Cr2O3 (óxido de cromo III). Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados:
Cr2O3 = 2.52 + 3.16
Cr2O3 = 104 + 48
Cr2O3 = 152 g/mol
2º Passo: calcular a massa molar do Cr (cromo). Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados:
Cr = 1.52
Cr = 52 g/mol
3º Passo: transformar a massa do Cr2O3 fornecida pelo enunciado em Kg, já que a resposta deve ser em Kg. Paraisso, basta multiplicar por 1000.
Massa do Cr2O3 = 1. 1000
Massa do Cr2O3 = 1000Kg
4º Passo: montar a regra de três que relaciona massa e moléculas, como o enunciado pede. Nessa relação, vamos utilizar apenas as substâncias Cr2O3 e Cr;
OBS.: As massas da 1ª linha podem permanecer em gramas porque se trata de uma regra de três. Assim, ao multiplicarmos cruzado, essas unidades anulam-se, sobrando o Kg da 2ª linha.
Cr2O3 → 2Cr 
1 mol----------------2mol
152g -------- 2. 52g
1000Kg-------- x g
152.x = 1000.104
152x = 104000
x = 104000
      152
x = 684,21Kg
d) Exemplo de cálculo estequiométrico com massa e volume
(Unirio-RJ) Jaques A. A. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo segundo voo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi cheio, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação: Dados: H = 1; Fe = 56.
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
Supondo-se que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico; o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas CNTP foi de:
a) 89,6
b) 179,2
c) 268,8
d) 89.600
e) 179.200
Solução: O enunciado trabalha com a massa do ferro metálico e pede o volume de gás hidrogênio. Para isso, devemos:
1º Passo: verificar o balanceamento da equação. Como ela está balanceada, temos a relação 1 mol: 2 mol: 1 mol: 1 mol.
2º Passo: calcular a massa molar do ferro metálico. Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados:
Fe = 1.56
Fe = 56 g/mol
3º Passo: passar a massa do ferro fornecida pelo enunciado para gramas, já que a massa molar foi calculada no 2º passo em gramas. Para isso, basta multiplicar por 1000.
Massa do Fe = 448. 1000
Massa do Fe = 448000 g
4º Passo: montar a regra de três que relaciona massa e moléculas, como o enunciado pede. Nessa relação, vamos utilizar apenas as substâncias Fe e H2.
OBS.: O volume molar utilizado na CNTP, como pede o enunciado, é de 22,4 L.
Fe(s) → H2(g)
1 mol----------------1mol
56g -------- 1. 22,4L
448000 g-------- x L
56.x = 448000.22,4
56x = 10035200
x = 10035200
     56
x = 179200 L
Balanceamento de reações
Sempre ao fazer o balanceamento de reações, deve-se ter a ideia de que “tudo o que entra, sai”, ou seja, a quantidade de determinado átomo que está do lado dos produtos deve ser a mesma que estará do lado correspondente aos reagentes. Suponhamos a seguinte equação:
Mg(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq)→Al(OH)3(aq) + MgSO4(aq)
Este site criou um tópico especial de balanceamento de reações químicas. Aconselhamos a ler o assunto caso ainda tenha dúvidas . A reação acima pode ser balanceada por tentativa e erro. Fazendo os necessários ajustes estequiométricos, teremos a equação final balanceada:
3Mg(OH2(aq) + 1Al2(SO4)3(aq)→2Al(OH)3(aq) + 3MgSO4(aq)
Proporções de grandeza estequiométrica
De posse dos dados obtidos através do balanceamento da reação, deve-se ter em mente as proporções de grandeza estabelecidas. Desse modo, temos que:
1 mol = 6,02×1023 moléculas = 25L no estado gasoso (Pressão de 1 atm, temperatura 25°C).
Os valores acima são constantes para volume e quantidade de moléculas, mas para a massa em gramas, são diferentes:
1 mol de Al2(SO4)3(aq) = 342,1478 g/mol
Podemos nos perguntar: de onde surgiu este número 342,1478 g/mol? Bem, temos aí a soma das massas molares do composto Al2(SO4)3. A operação de soma foi feita com o uso da Tabela Periódica dos Elementos, de acordo com seus respectivos índices (números subscritos) multiplicado pela massa atômica. A molécula de Al2(SO4)3 possui os seguintes átomos:
2 átomos de Al, por isso Al2;
3 átomos de S, pois temos (SO4)3, onde o átomo de S multiplica-se por 3;
12 átomos de O, pelo mesmo motivo dos átomos de S.
Logo, para encontrar a massa molar em 1 mol de Al2(SO4)3, fazemos a seguinte relação:
Número de átomos x massa atômica do átomo = massa atômica
2 átomos de Al x 26,9815 = 53,963 u.m.a
3 átomos de S x 32,064 = 96,192 u.m.a
12 átomos de O x 15,9994 = 191,9928 u.m.a
Em seguida, realizamos a soma dos números em negrito, que corresponde a 342,1478 g/mol. Caso tivéssemos 2 mols de Al2(SO4)3, teríamos 2 x 342,1478 g/mol = 684,2956 g/mol.
Cálculo da fórmula percentual
A fórmula percentual nos dá a informação da composição dos átomos em porcentagem. Muito usada pelos químicos para determinar o grau de pureza de um elemento. Como exemplo de cálculo, usaremos a molécula de água, H2O.
Nosso primeiro passo é calcular a massa molar da água, usando para isso, as informações de massa atômica presentes na Tabela Periódica:
2 átomos de H x 1,00797 u = 2,01594 g/mol
1 átomo de O x 15,9994 u = 15,9994 g/mol
Massa molar de H2O = 18,01534 g/mol
Logo, em 1 mol de H2O, temos 18,01534 g/mol. Em seguida, realizamos regras de três para descobrir o percentual de Hidrogênio e de Oxigênio.
Qual o percentual de hidrogênio na molécula de H2O? Para estes cálculos a seguir, usaremos quantidades aproximadas de massa molar.
2 g/mol de H —————- 18 g/mol de H2O
x % de H —————– 100% de H
x = 11,1% de H na molécula de H2O
Qual a porcentagem de oxigênio na molécula de H2O?
16 g/mol de O —————- 18 g/mol de H2O
x % de O —————– 100% de O
x = 88,9% de H na molécula de H2O
Percebe-se que ao somar a porcentagem de Hidrogênio e de Oxigênio, dá o resultado de 100%. Logo, nunca uma soma de composição percentual poderá ultrapassar o valor de 100%.
Cálculo da fórmula mínima
A fórmula mínima se distingue da fórmula molecular porque nos diz sobre a proporção mínima dos elementos químicos que se combinam em uma substância. Normalmente, os exercícios nos dão a informação de quantos gramas de determinado átomo está presente.
Exemplo: Qual a fórmula mínima de uma substância que contém 1,15g de Na e 0,80g de O?
Temos como dado as quantidades em gramas de cada átomo. Para saber a proporção, usam-se as informações de massa atômica, presentes Tabela Periódica. Consultando-a, temos que a massa atômica do átomo de Na é de 23u; e de átomos de O é de 16u. Em seguida, dividimos a massa em grama de cada elemento por seu respectivo peso atômico, fazendo da seguinte forma:
Logo, dividimos os resultados acima pelo menor valor encontrado, deste modo, teremos a proporção de cada átomo em relação ao outro:
Com isso, temos que a proporção de Na e de O é de 1:1, sendo assim, sua fórmula mínima é NaO.
Cálculo da fórmula molecular
Por meio das relações estequiométricas, podemos calcular a fórmula molecular do composto. Normalmente, os exercícios dão no enunciado a composição em gramas ou em percentagem dos átomos presentes na substância a ser analisada.
Exemplo: Uma determinada molécula possui 40% de C, 6,72% de H, e 53,28% de O. Seu peso molecular é de 180g/mol. Qual sua fórmula molecular?
O primeiro passo é calcular a fórmula mínima, a fim de estabelecer a proporção dos elementos químicos mencionados. Usamos uma divisão entre a percentagem e a massa atômica do respectivo elemento:
Em seguida, dividimos os resultados pelo menor número encontrado nas divisões anteriores. O menor valor é 3,33, logo, temos:
Logo, a fórmula mínima do composto é (CH2O)x.
O segundo passo é encontrar a massa molecular da fórmula mínima. Consultando a Tabela Periódica para saber os valores de massa atômica dos elementos que compõem a fórmula mínima, temos que:
C = 1 x 12u = 12 g/mol
H = 2 x 1u = 2 g/mol
O = 1 x 16u = 16 g/mol
Massa molecular = 30 g/mol
Após ter encontrado a massa molecular da fórmula mínima, se divide o valor desta pelo valor da massa molecular dado no enunciado: 180/3 = 6.
Este valor encontrado corresponde ao x da fórmula mínima do composto, que ficará da seguinte forma: (CH2O)x = (CH2O)6. Multiplicando todos os átomos pelo número 6, temos C6H2x6O6 = C6H12O6.
ESTEQUIOMETRIA
Antes de efetuar um cálculo estequiométrico é importante saber cacular a massa atômica das substâncias.
Cálculo da massa molecular (MM)
Sua unidade é em gramas (g). 
Procura-se o valor da massa atômica do elemento químico na tabela períodica.Ex.
He = 4,00g
Ne = 20,18g
Se na substância tiver mais de um elemento ou do mesmo elemento, calcula-se somando as massas atômicas destes elementos. Se tiver do mesmo, multiplica-se.
Ex.
H2O = 16 + 2. (1) = 18g
C12H22O11 = 11. (16) + 22. (1) + 12. (12) = 342g
Ca(NO3)2  = 2.3.(16) + 2. (14) + 40 = 164g
MOL
O mol sempre indica:
- quantidade 
- massa
- volume 
A quantidade é um número muito grande que foi determinado experimentalmente, o Número de Avogadro (6,02.1023).
Assim como existe a dúzia, existe o Número de Avogadro.
Se a dúzia indica 12 unidades de qualquer coisa, o Número de Avogadro indica  6,02.1023 unidades de qualquer coisa. Neste caso, é usado para quantificar átomos, moléculas, íons e tantas outras partículas subatômicas, muito pequenas. 
O mol também indica massa. É a mesma massa que encontramos na Tabela Periódica, porém em gramas (g). portanto um mol de uma substância é igual à sua massa atômica.
O mol indica volume nas CNTP, que quer dizer condições normais de temperatura e pressão. A temperatura deve ser 0°C ou 273K e a pressão 1 atm. Se estas condições forem satisfeitas, um mol de um gás será 22,4L.
Esta constante é para gases. Se o gás não estiver nas CNTP, pode se calcular através da seguinte fórmula para gases ideiais:
P.V = n. R. T
Onde: 
P = pressão (atm)
V = volume (L)
n = número de mols
R = constante de Clapeyron = 0,082 atm.L/mol.K
T = temperatura (K)
 
Estequiometria Comum ou da Fórmula
Estes cálculos são relações de grandezas. Utiliza-se regras de três simples. 
Colocar sempre na primeira linha os dados que já sabemos e na segunda linha os dados que devem ser calculados.
Veja o exemplo:
- Quantas gramas de água há em 3 mol de água?
Se 1 mol há 18 gramas (calcular a massa molecular com a ajuda da tabela periódica) então 3 mol tem quantas gramas?
Na primeira linha, coloca-se os dados conhecidos, ou seja, que um mol tem 18 gramas:
Na segunda linha, coloca-se os dados que queremos calcular, ou seja, que 3 mols terá x gramas. Sempre colocando unidade embaixo da mesma unidade.
Assim temos:
1 mol   –   18g
3 mol   –    x(g)
x = 54g de H2O
Estequiometria da Equação Química
Para estes cálculos, pode-se seguir alguns passos:
1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).
É sempre importante relacionar as substâncias que tem dados e a substância que se deseja calcular alguma grandeza.
Cálculo de Pureza
Este cálculo é muito utilizado nos laboratórios químicos, já que nenhuma substância é 100% pura. Sempre há alguma impureza. Por este motivo, alguns problemas já indicam a quantidade de impureza ou o quanto a substância é pura.
Se uma amostra de 40g de NaCl é 70% pura, quanto de NaCl há na amostra?
40g    –   100%
x (g)   –   70% 
x = 28g de NaCl
Este é o primeiro passo para os cálculos estequiométricos que envolvem reações químicas com cálculo de pureza. 
Cálculo de Rendimento
Nenhuma reação química tem 100% de aproveitamento. Geralmente a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.
O cálculo de rendimento é feito relacionando o valor esperado e o valor obtido de produto.
- Numa determinada reação química deve-se obter 500g. Porém, a reação só teve 60% de rendimento. Qual o valor da massa obtida de produto?
 100 %    –   500g
60%     –   x (g)
x = 300g
Constantes e conversões úteis:
Constante de Clapeyron:
R= 0,082atm.L/mol.K
R= 8,314/mol.K
R= 1,987cal/mol.K
Número de Avogadro: 6,02.1023
Pressão:
1atm = 760mmHg = 101325Pa
1Torr = 1mmHg
Volume:
1mL = 1cm³
1dm³ = 1L = 1000mL
Massa:
1000Kg = 1ton
1Kg = 1000g
1g = 1000mg
Comprimento:
1nm = 1.10-9m
Fórmula para cálculo do número de mols (n):
Onde:
n = número de mols
m = massa (g)
MM = massa molar (g/mol) 
Cálculos Estequiométricos – Estequiometria
Cálculo estequimétrico é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, feito com base nas Leis das Reações e executado, em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes.
Esse tipo de cálculo segue, em geral, as seguintes regras:
• Escrever a equação química mencionada no problema.
• Acertar os coeficientes dessa equação (lembrando que os coeficientes indicam a proporção em número de moles existentes entre os participantes da reação).
• Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, e que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em número de moles, etc., conforme as conveniências do problema.
Exemplo 1
Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54 gramas de cobre metálico. (Massas atômicas: O = 16; Cu = 63,5)
Resolução 1
Inicialmente, devemos escrever e balancear a equação química mencionada no problema:
2 Cu + O2 ⇒ 2 CuO
Vemos na equação que 2 atg de Cu (ou 2 x 63,5 gramas) produzem 2 moles de CuO (ou 2 x (63,5 + 16) = 2 x 79,5 gramas). Surge daí a seguinte regra de três:
2 Cu + O2 ⇒ 2 CuO
2 x 3,5      ⇒ 2 x 9,5 g
2,54 g       ⇒ x
Resolvendo temos:
x = 2,54 x 2 x 79,5/2 x 63,5 => x = 3,18 g CuO
Casos particulares do Cálculo Estequiométrico
Quando são dadas as quantidades de dois reagentes
Vamos calcular inicialmente a massa de NaOH que reagiria com os 147 g de H2S04 mencionado no enunciado do problema:
H2SO4 + 2 NaOH => Na2SO4 + 2H2O
98 g   ⇒ 2 x 40g
147 g ⇒ x
x = 120 g NaOH
Isso é impossível, pois o enunciado do problema diz que temos apenas 100 g de NaOH. Dizemos então que, neste problema, o H2SO4 é o reagente em excesso, pois seus 147 g “precisariam” de 120 g de NaOH para reagir e nós só temos 100 g de NaOH.
Vamos agora “inverter” o cálculo, isto é, determinar a massa de H2SO4 que reage com os 100 g NaOH dados no enunciado do problema:
H2SO4 + 2 NaOH ⇒ Na2SO4 + 2H2O
98 g ⇒ 2 x 40g
y ⇒ 100 g
y = 122,5 g H2SO4
Agora isso é possível e significa que os 100 g de NaOH dados no problema reagem com 122,5 g H2SO4. Como temos 147 g de H2SO4, sobrarão ainda 147 – 122,5 = 24,5 g H2SO4 , o que responde à pergunta b do problema.
Ao contrário do H2SO4 que, neste problema, é o reagente em excesso, dizemos que o NaOH é o reagente em falta, ou melhor, o reagente Iimitante da reação, pois no final da reação, o NaOH será o primeiro reagente a “acabar” ou “e esgotar”, pondo assim um ponto final na reação e determinando também as quantidades de produtos que poderão ser formados.
De fato, podemos calcular:
(reagente em excesso) H2SO4 + 2 NaOH (regente limitante) ⇒ Na2SO4 + 2 H2O
2 x 40 g ⇒ 142 g
100g ⇒ z
z = 177,5 g Na2SO4
Isso responde à pergunta a do problema. Veja que o cálculo foi feito a partir dos 100 g de NaOH (reagente limitante), mas nunca poderia ter sido feito a partir dos 147 g de H2SO4 (reagente em excesso), pois chegaríamos a um resultado falso, já que os 147 g do H2SO4, não conseguem reagir integralmente, por falta de NaOH
Quando os reagentes são substâncias impuras
É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque eles são mais baratos ou porque eles já são encontrados na Natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios). Consideremos, por exemplo, o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3 (substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias (impurezas): se em 100 g de calcário encontramos 90 g de CaCO3 e 10 g de impurezas, dizemos que o calcário tem 90% de pureza (porcentagem ou teor de pureza) e 10% de impurezas (porcentagem das impurezas).
Para o cálculo estequiométrico é importante a seguinte definição:
Grau de pureza (p) á o quociente entre a massa (m) da substância principal e a massa (m’) total da amostra (ou massa do material bruto).
Matematicamente: p = m/m’
Noteque:
valor de (p) multiplicado por 100 nos fornece a porcentagem de pureza;
da expressão acima tiramos m = m’ . p , que nos fornece a massa (m) da substância principal, a qual entrará na regra de três habitual.
Exemplo
Deseja-se obter 180 litros de dióxido de carbono, medidos nas condições normais, pela calcinação de um calcário de 90% de pureza. Qual a massa de calcário necessária? (Massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40)
Resolução
Se a porcentagem de pureza é 90%, o grau de pureza será igual a 90/100 = 0,90
CaCO3 ⇒ CaO + CO2
100 g ⇒ 22,4 l (CN)
m’ x 0,90 ⇒ 180 l (CN)
donde resulta: m’ = 100 x 180/0,90 x 22,4 => m’ = 892,8 g de calcário
Quando o rendimento da reação não é o total
É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou porque a reação é “incompleta” (reação reversível) ou porque ocorrem “perdas” durante a reação.
Para esse tipo de cálculo estequiométrico é importante a seguinte definição:
Rendimento (r) de uma reação é o quociente (q) de produto realmente obtida e a quantidade (q’) de produto que seria teoricamente obtida pela equação química correspondente.
Ou seja: r = q/q’
Note que:
O valor (r) multiplicado por 100 nos fornece o chamado rendimento percentual;
Da expressão acima tiramos q = q’ . r , que nos fornece a quantidade (q) de substância que será realmente obtida, a qual entrará na regra de três usual.
Exemplo
Queimando-se 30 gramas de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de dióxido de carbono obtida?
Resolução
Se o rendimento percentual é 90%, o rendimento propriamente dito será igual a 90/100 = 0,90. Temos então:
C + O2 ⇒ CO2
12 g ⇒ 44 x 0,9 g
30 g ⇒ x
Onde resulta: x = 30 x 44 x 0,9/12 => x = 99 g CO2
Estequiometria é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.
Ao longo do tempo houveram inúmeras tentativas de explicar a constituição da matéria e suas transformações, até o ano de 1500 entre árabes e europeus desenvolvia-se a alquimia, movidos pelo intuito de obter o elixir da longa vida e a Pedra Filosofal. Após, desenvolveu-se a Iatroquímica que tinha como principal nome Paracelso. A Química só obteve caráter científico a partir do século XVIII quando se aliaram teoria e prática. Nesta época surge Lavoisier com a lei da conservação da massa ou lei da natureza.
Antoine Laurent de Lavoisier, químico francês e considerado o pai da Química Moderna inferiu que dentro de um recipiente fechado, a massa total seria invariável mesmo ocorrendo quaisquer transformações. Ficando famosa sua teoria por simplesmente:
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Vindo a complementar a sua teoria surge Joseph Louis Proust que através de experimentos com substâncias puras concluiu que a composição em massa das substâncias era constante independente do seu processo de obtenção. Resumindo, a soma da massa dos reagentes sempre resultará no mesmo valor da soma da massa dos produtos.
As leis de Lavoisier e Proust são conhecidas como Leis Ponderais e marcam o início da Química como Ciência além de nortearem o estudo da estequiometria. Vejamos um exemplo que exemplifica bem as leis discutidas acima:
Se 3 gramas de carbono se combinam com 8 gramas de oxigênio para formar gás carbônico, 9 gramas de carbono irão se combinar com 24 gramas de oxigênio para formar esse mesmo composto. Neste caso podemos perceber que quando triplicamos o valor de um dos reagentes devemos triplicar também a quantidade do outro reagente (se houver) para que a reação produza proporcionalmente a quantidade de produto, isto enuncia bem a lei de Proust.
Quando analisamos que o carbono dos reagentes se combina com o oxigênio para formar gás carbônico percebemos que não há perda de átomos de carbono durante a reação apenas ele se apresenta de forma combinada nos produtos, mantendo assim a massa constante.
A estequiometria é dada por cálculos que relacionam a quantidade de reagentes e produtos existentes no meio reacional e pré-determinam a quantidade de produto formada. Para realizar os cálculos precisamos seguir algumas regras:
1. Primeiramente devemos ter clara a relação de grandezas abaixo:
1 mol – xg (massa da tabela da substância) – 6,02 x 10-3 átomos/moléculas – 22,4L (CNTP)
2. Escrever a reação de forma que reagentes e produtos encontrem-se com os coeficientes balanceados. O termo balanceado se refere à quantidade de átomos de determinado elemento químico que deve ser a mesma nos reagentes e nos produtos.
Após esses passos realiza-se geralmente uma “regra de três” para encontrar o valor buscado.
Devemos levar em conta alguns termos envolvidos em cálculos deste tipo que são:
Pureza: Se refere a quanto do reagente realmente é capaz de reagir para formar determinado produto. Por exemplo, se dizemos que a massa de um reagente é 100 g, porém temos a informação de que o mesmo é 90% puro, devemos considerar que apenas 90g irão reagir e consequentemente ser levadas em conta para fins de cálculo o restante é impureza.
Rendimento: O rendimento tem relação em especial com o produto. Quando uma reação tem rendimento total significa que toda a quantidade prevista em cálculos será obtida, porém isso na prática geralmente não ocorre devido a resíduos que se formam nas reações. Porém se efetuarmos os cálculos e percebermos que determinada reação formaria em condições ideais 180 gramas e houve na prática um rendimento de 50% devemos considerar que temos apenas 90 gramas de produto.
Nos laboratórios e nas indústrias químicas considera-se de extrema importância a determinação da quantidade de substâncias que será produzida nas reações químicas realizadas. Por exemplo, a rentabilidade das indústrias está relacionada com o conhecimento da quantidade de matéria-prima que será consumida nos processos de fabricação, pois busca-se obter os produtos em quantidade suficiente, usando a menor quantidade possível de reagentes e com o menor custo.
A área da química que determina a quantidade de reagentes que deve ser usada e a quantidade de produtos que será obtida nas reações químicas é a Estequiometria, palavra que vem do grego stoikheion, que significa “elemento”, e metron, que é “medição”.
Os cálculos estequiométricos são feitos com base em leis que relacionam as quantidades e proporções das substâncias químicas em massa, volume, quantidade de matéria (mol) e quantidade de partículas. Algumas dessas leis são as Leis Ponderais, tais como a Lei das Proporções Definidas ou Lei de Proust, a Lei de Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier, e também as Leis Volumétricas, principalmente a Lei de Gay-Lussac referente ao volume dos gases.
Mas os cálculos estequiométricos realizados principalmente em indústrias precisam levar alguns fatores em consideração que podem interferir na quantidade de substâncias produzidas, como a pureza dos reagentes, rendimento da reação, excesso de alguma substância, entre outros. 
Mas uma base fundamental para todos os cálculos estequiométricos baseia-se nas proporções definidas pelos coeficientes estequiométricos das equações químicas devidamente balanceadas. Daí a importância de se conhecer bem as fórmulas químicas, os símbolos das equações, o que é massa atômica, massa molar, número de mol, número de Avogadro e assim por diante.
Para ficar por dentro de todos esses conceitos teóricos e se sair bem na hora de realizar os cálculos estequiométricos, leia os artigos abaixo que foram selecionados com esse objetivo em mente.
O cálculo estequiométrico com mol é uma forma de determinar a quantidade de matéria (mol) que deverá ser utilizada de um reagente ou que será formada em um ou em todos os produtos.
O cálculo estequiométrico com mol baseia-se em leis importantes da Química, como a lei de Proust, que diz que, em uma reação química, a divisão de númerosde mol ou massa dos participantes de uma reação resulta sempre em um valor constante.
Veja a reação de combustão do butano:
1 C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
Nessa reação, 1 mol de butano reage com 6,5 mol de gás oxigênio, formando 4 mol de gás carbônico e 5 mol de água, de acordo com o balanceamento da equação.
Se fizermos essa reação na prática, colocando 4 mol de butano para reagir com 26 mol de gás oxigênio e formarmos 16 mol de gás carbônico e 20 mol de água, estaremos realizando uma reação química com quantidades de matéria (número de mol) que obedecem à lei de Proust, já que a divisão entre os coeficientes (mol) da equação e o número de mol sempre resulta em 0,25.
1 C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
 1 = 13/2 = 4 = 5  
 4     26     16  20
Utilizando o princípio demonstrado acima, poderíamos, por exemplo, descobrir a quantidade em mol de água que seria formada se utilizássemos 200 mol de butano em uma reação. Para tal, bastaria utilizar uma regra de três simples como a esquematizada a seguir:
1 C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
1 C4H10 → 5 H2O
1 mol de butano--------5 mol de água
200 mol de butano----------x
x = 5.200
x = 1000 mol de água
Utilizando a lei de Proust, teríamos:
1 C4H10 → 5 H2O
  1  =  5   
200    x  
x = 200.5
x = 1000 mol de água
Particularidades do cálculo estequiométrico com mol
A realização de cálculos estequiométricos envolve os seguintes conhecimentos:
Domínio da lei de Proust (clique aqui e relembre);
Domínio do balanceamento de equações químicas (clique aqui e relembre);
Capacidade de associar os coeficientes do balanceamento de qualquer equação às suas respectivas quantidades em mol;
Domínio sobre a construção de uma regra de três simples.
Exemplos
1º - (Unitau-SP) Na combustão do ciclexano (C6H12), qual é a quantidade em mol de oxigênio consumida para um mol de ciclexano queimado?
a) 6
b) 9
c) 12
d) 15
e) 18
Resolução:
Os dados fornecidos pelo exercício são:
número de mol do gás oxigênio = ?
número de mol do ciclexano = 1 mol
Passo 1: Montar e balancear a equação da reação descrita no exercício:
1 C6H12 + 9 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Passo 2: Calcular o número de mol do gás oxigênio O2.
Para isso, devemos construir uma regra de três simples em que, na primeira linha, teremos os números de mol referentes aos coeficientes do balanceamento e, na segunda linha, o número de mol do reagente fornecido pelo enunciado e a incógnita:
1 C6H12 + 9 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
1 C6H12 → 9 O2
1 mol de ciclexano ------- 9 mol de gás oxigênio
1 mol ciclexano------------- x
x = 9 mol de gás carbônico
2º - (PUC-Camp) A combustão completa do metanol pode ser representada pela equação:
CH3OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Quando se utilizam 5,0 mol de metanol nessa reação, quantos mols de CO2 são produzidos?
a) 1,0
b) 2,5
c) 5,0
d) 7,5
e) 10
Resolução: 
Dados fornecidos pelo exercício:
no de mol do O2: ?
no de mol do CO2: 5 mol
1a Etapa: verificar se a equação está balanceada.
Como a equação fornecida já está balanceada, temos um mol de cada um dos participantes.
1 CH3OH(l) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) + 1 H2O(l)
2a Etapa: calcular o número de mol do gás carbônico CO2.
Para isso, devemos montar uma regra de três simples em que, na primeira linha, teremos os números de mol referentes aos coeficientes do balanceamento e, na segunda linha, a soma do número de mol dos reagentes e a incógnita:
1 CH3OH(l) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) + 1 H2O(l)
CH3OH(l) → 1 CO2(g)
1 mol de metanol ------- 1 mol de gás carbônico
5 mol de metanol------------- x
x = 5 mol de gás carbônico
3º - (Acafe-SC) Considere a equação química não balanceada da combustão do butano, gás combustível utilizado em isqueiros, representada por
C4H10 + O2 → CO2 + H2O.
O número de mols de gás oxigênio usado na combustão total de 2 mols de butano é:
a) 13/2
b) 13
c) 8
d) 5
e) 16
Resolução: 
Dados fornecidos pelo exercício:
no de mol do O2: ?
no de mol do butano: 2 mol
1a Etapa: Como a equação fornecida não está balanceada, devemos balanceá-la. Os coeficientes que a tornam balanceada são:
C4H10 + 13/2O2 → 4 CO2 + 5 H2O
2a Etapa: Calcular o número de mol do gás carbônico CO2.
Para isso, devemos montar uma regra de três simples em que, na primeira linha, teremos os números de mol referentes aos coeficientes do balanceamento e, na segunda linha, a soma do número de mol dos reagentes e a incógnita:
C4H10 + 13/2O2 → 4 CO2 + 5 H2O
C4H10 → 13/2O2
1 mol de butano ------- 6,5 mol de gás oxigênio
2 mol de butano------------- x
x = 2.6,5 mol
x = 13 mol de gás oxigênio
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação.
Assim, analisando uma equação balanceada como
2CO(g) + 1O2(g) → 2CO2(g)
devemos saber que ela indica que 2 mols de CO reagem com 1 mol de O2 para dar 2 mols de CO2 gasoso.
Lembre-se que mol é o número de Avigorado (6,02 . 1023) de partículas. Massa molar é a massa, em gramas, de um mol e é numericamente igual à massa molecular da substância. Um mol de qualquer gás[1], a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros.
Dadas as massas molares: CO (28g/mol), O2 (32g/mol) e CO2 (44g/mol) e considerando condições ideais, veja a tabela:
	Unidade
	2CO(g) +
	1O2(g) →
	2CO2(g)
	em mol
	2 mol de CO
	1 mol de O2
	2 mol de CO2
	em massa
	2 . 28 = 56g de CO
	1 . 32 = 32g de O2
	2 . 44 = 88g de CO2
	em volume
	2 . 22,4 = 44,8L
	1 . 22,4 = 22,4L
	2 . 22,4 = 44,8L
	em moléculas
	2 . 6 . 1023 = 12.1023
	1 . 6 . 1023 = 6.1023
	2 . 6 . 1023 = 12.1023
Relação em massa
Os dados do problema e as quantidades de incógnitas pedidas são expressos em termos de massa. Exemplo:
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual a massa de NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de H2?
Resolução:
a) Proporção de quantidade de matérias
3 mol de H2 –––––––– 2 mol de NH3
b) Regra de três
3 . 2g de H2 –––––––– 2 . 17g de NH3
3g de H2 –––––––– x
x = 102/6 = 17g de NH3
Reações consecutivas
Considere as equações que representam as reações utilizadas na obtenção do ácido nítrico:
I) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O
II) 2NO + O2 → 2NO2
III) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Calcule a massa de amônia necessária para a preparação de 6,3g de ácido nítrico.
Dado: NH3: 17g/mol, HNO3: 63g/mol, NO2: 46g/mol, NO: 30g/mol.
Resolução:
Devemos primeiramente ajustar os coeficientes para que haja a proporcionalidade. Multiplicando a equação II por 2 e a equação III por 4/3, temos:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 3 H2O
4 NO + 2 O2 → 4 NO2
4 NO2 + 4/3 H2O → 8/3 HNO3 + 4/3 NO
Portanto, a partir de 4 mols de NH3 são obtidos 8/3 mols de HNO3.
4 . 17g de NH3 –––––––– 8/3 . 63g de HNO3
x –––––––– 6,3g
x = 51/20 = 2,55g de NH3
Relação massa volume
Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros. Exemplo:
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual o volume de N2, a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem totalmente 3g de H2?
Resolução:
a) Proporção em mol
1 mol de N2 –––––––– 3 mol de H2
b) Regra de três
22,4L de N2 –––––––– 3 . 2g de H2
x –––––––– 3 de H2
x = 22,4/2 = 11,2L
Reagente em excesso
Quando o problema dá as quantidades de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, pois, em outro caso, bastaria a quantidade de um deles para se calcular a quantidade do outro. Para fazer o cálculo estequiométrico usamos o reagente que não está em excesso (reagente limitante). Para isso, a primeira coisa é se determinar o reagente em excesso.
Na reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) colocando-se em presença 3g de hidrogênio e 30g de oxigênio, qual a massa de água formada?
Resolução:
a) Verificar qual substancia está em excesso
2 mol de H2 –––––––– 1 mol de O2
4g de H2 –––––––– 32g de O2
3g de H2 –––––––– x gramas de O2
x = 24g
Como 3g de H2 reagem com 24g de O2, se no recipiente existem 30g de O2, conclui-se que sobram 32 – 24 = 6g de O2 em excesso (sem reagir). O reagente limitante é o H2.
b) Cálculo da quantidade de água
2 molde H2 –––––––– 2 mol de H2O
4g –––––––– 36g
3g –––––––– y
y = 27g
Pureza
Muitas vezes, a substância está acompanhada de impurezas. Por exemplo, CaCO3 de 80% de pureza significa que, em 100g de CaCO3 impuro (CaCO3 + areia + carvão etc.), exitem 80g de CaCO3 puro e 20g de impurezas. Assim, se numa reação estamos usando 150g de CaCO3 com 80% de pureza, significa que a massa real de CaCO3 é 120g, ou seja, 150 . 0,8 = 120g.
Exemplo:
Considerando a reação FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S qual é a massa de FeCl2 obtida quando 1100g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico?
Dados: FeCl2 127g/mol; FeS 88g/mol.
Resolução:
Quando o problema não faz referência, consideramos a pureza de 100%. Quando ela é dada, é necessário converter a quantidade de substância impura na quantidade correspondente da substância pura.
1100g –––––– 100%
x –––––– 80%
x = 880g
a) Proporção em mol
1 mol de FeS ––––– 1 mol de FeCl2
b) Regra de três
88g –––––– 127g
880g –––––– y
y = 1270g
Rendimento
Devido a vários motivos, a quantidade de produto obtida, realmente, é menor do que a calculada de acordo com os coeficientes das substâncias. Assim, rendimento de 90% significa que, na prática, obtém-se 90% da quantidade calculada de acordo com os coeficientes.
Exemplo:
A 0ºC e 1 atm, 11,2 litros de CO2 reagem com hidróxido de sódio. Qual a massa de carbonato de sódio (106g/mol) obtida, sabendo-se que o rendimento da reação foi de 90%?
Resolução:
a) Proporção em mol
1 mol de CO2 –––––– 1 mol de Na2CO3
b) Regra de três
22,4L de CO2 –––––– 106g de Na2CO3
11,2L de CO2 –––––– x
x = 53g
c) Massa de Na2CO3 com rendimento de 90%
53g –––––– 100%
y –––––– 90%
y = 47,7g
O rendimento de uma reação pode ser calculado teoricamente dividindo-se a quantidade realmente obtida na prática pela quantidade calculada teoricamente pelos coeficientes, neste caso, temos:
R = 47,7/53 = 90%
Fórmula Percentual ou Centesimal
É possível fazer essa determinação centesimal porque, como mostra a Lei das Proporções Constantes de Proust, as substâncias puras sempre apresentam os mesmos elementos combinados na mesma proporção em massa. Além disso, essa é uma propriedade intensiva, isto é, não depende da quantidade da amostra.
Muitas substâncias pesquisadas, como, por exemplo, aquelas nas quais se necessita saber se há um princípio ativo que possa combater alguma doença, são muitas vezes desconhecidas. Assim, os químicos enviam amostras dessas substâncias para laboratórios ou organismos oficiais, que realizam essa análise e, posteriormente, recebem de volta os resultados, como a composição percentual em massa dessa substância. A análise mais realizada em compostos orgânicos desconhecidos é a análise de combustão.
A fórmula percentual é importante, pois ela é o ponto de partida para se determinar as outras fórmulas químicas dos compostos, como a fórmula mínima ou empírica e a fórmula molecular.
A fórmula matemática usada para calcular essa porcentagem é dada por:
Usa-se também a regra de três para realizar esses cálculos. Veja o exemplo abaixo:
“Determine a fórmula percentual de um sal inorgânico, sendo que a análise de sua amostra indicou que em 50 g dessa substância existem 20 g de cálcio, 6 g de carbono e 24 g de oxigênio.”
Resolução:
Usando a fórmula:
Porcentagem de massa do cálcio = massa do cálcio na amostra . 100%
 massa total da amostra
Porcentagem de massa do cálcio = 20 g . 100%
 50 g
Porcentagem de massa do cálcio = 40 %
Porcentagem de massa do carbono = 6 g . 100%
 50 g
Porcentagem de massa do carbono = 12 %
Porcentagem de massa do oxigênio = 24 g . 100%
 50 g
Porcentagem de massa do oxigênio = 48 %
Assim, a fórmula centesimal pode ser expressa por:Ca40%C12%O48%
Esse mesmo cálculo pode ser feito por regra de três, tomando-se uma amostra de 100 g:
Substância massa de Ca
50 g ----------------20g de Ca
100 g --------------- x
x = 40 g de Ca em 100 g de amostra ou 40% de Ca. 
Substância massa de C
50 g ---------------- 6 g de C
100 g --------------- y
y = 12 g de Ca em 100 g de amostra ou 12% de C.
w = 48 g de Ca em 100 g de amostra ou 48% de O.
Substância massa de O
50 g ----------------24g de O
100 g --------------- w
No cotidiano ouvimos muitas vezes que dados e informações são transmitidos e analisados em termos de porcentagem. Na estequiometria, que é a parte da Química que considera os cálculos de reagentes e/ou produtos envolvidos em uma reação química, não é diferente. Para essa análise quantitativa é importante saber determinar a composição das moléculas ou fórmulas unitárias das substâncias em termos de porcentagem.
Isso é possível de ser feito porque, segundo a Lei das proporções constantes de Proust, toda substância pura contém uma proporção fixa de elementos, não importa a massa da amostra. Assim, podemos descobrir qual é a porcentagem em massa ou composição centesimal de cada elemento por meio da análise de qualquer massa da substância pura.
Desse modo, podemos definir o seguinte:
A fórmula percentual (ou composição percentual ou composição centesimal) indica a porcentagem em massa de cada elemento na substância, isto é, a massa de cada elemento químico que existe em 100 partes de massa da substância.
Por exemplo, se dissermos que o metano, cuja fórmula molecular é CH4, possui 75% de carbono e 25% de hidrogênio, então isso significa que em 100 g de metano, temos 75 g de carbono e 25 g de hidrogênio.
Podemos determinar a fórmula percentual de duas maneiras: (1) por meio da fórmula molecular ou (2) por meio da relação entre a massa do elemento e a massa da amostra. Vejamos como proceder em cada caso:
(1) Por meio da fórmula molecular:
Exemplo: (PUC-RJ) A água oxigenada é uma solução de peróxido de hidrogênio (H2O2), fortemente antisséptica, por liberar O2. Os percentuais, em massa, de hidrogênio e oxigênio, nesse composto, são, respectivamente:
a) 2% e 2%
b) 2% e 32%
c) 4,0% e 4,0%
d) 5,9% e 94,1%
e) 50% e 50%
Resolução:
Primeiro calculamos a massa molecular da substância, sabendo que a massa molar do hidrogênio é igual a 1 g/mol e do oxigênio é 16 g/mol:
H2 O2
↓ ↓
1 . (2) + 2 . (16) =
2 + 32 = 34 g/mol
Agora basta usar regras de três para descobrir a porcentagem de cada elemento dentro da água oxigenada:
Porcentagem de H: Porcentagem de O:
34 g---------- 100% 34 g---------- 100%
2 g------------ x 32 g------------ y
34 x = 200% 34 y = 320%
x = 200% y = 320%
34 34
x = 5,9% y = 94,1%
Isso significa que a fórmula percentual da água oxigenada é: H5,9%O94,1%.
A alternativa correta é a letra “d”. 
Lembrando que a soma das porcentagens dos elementos da amostra sempre deve dar igual a 100%. Só com essa informação já excluiríamos as alternativas a, b e c.
(2) por meio da relação entre a massa do elemento e a massa da amostra:
Exemplo 1: (UFV – MG) Uma substância pura de massa igual a 32,00 g foi submetida à análise elementar e verificou-se que continha 10,00 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 15,92 g de oxigênio. 
a) Qual o teor (porcentagem) de cada elemento na substância? 
Resolução
Porcentagem de Ca: Porcentagem de C: Porcentagem de O?
32 g---------- 100% 32 g---------- 100% 32 g---------- 100%
10 g------------ x 6,08 g------------ y 15,92 g------------ z
32 x = 1000% 32 y = 608% 32 z = 1592%
x = 1000% y = 608% z = 1592%
 32 32 32
x = 31,25% y = 19% z= 49,75%
Assim, a fórmula percentual dessa substância é: Ca531,25%C19%O49,75%.Exemplo 2: (Fatec-SP) Eugenol, o componente ativo do óleo do cravo-da-índia, tem massa molar 160 g/mol e fórmula empírica C5H6O. 
Dados: Massas molares (g/mol)
H ----------- 1
C ----------- 12
O ----------- 16
A porcentagem em massa de carbono no eugenol é, aproximadamente:
a)10,0%
b)36,5%
c)60,0%
d)73,0%
e)86,0% 
Resolução:
Primeiro precisamos descobrir a massa de cada elemento na amostra por meio da fórmula empírica ou mínima, que indica a proporção entre os átomos dos elementos da substância em menores números inteiros:
C = 12 . 5 = 60 g
H = 1 . 6 = 6 g
O = 16 . 1 = 16 g
Massa total: 82 g
Agora vamos descobrir a porcentagem de cada elemento relacionada à massa deles com a massa total da amostra de eugenol. Neste exercício bastava descobrir a porcentagem do carbono, mas vamos fazer de todos para exemplificar melhor:
Porcentagem de C: Porcentagem de H: Porcentagem de O:
100% -----------82 g 100% -----------82 g 100% -----------82 g
x----------------- 60 g y----------------- 6 g z----------------- 16 g
x = 73 % y = 7,4 % z = 19,6 %
A alternativa correta é a letra “d”.
A estequiometria é uma parte da Química que trata dos aspectos quantitativos das reações, visando principalmente a determinar a quantidade de reagentes que devem ser usados e a quantidade de produtos que serão obtidos em uma reação química, baseando-se nas leis das reações (ponderais e volumétricas) e com o auxílio das equações químicas correspondentes.
Entre os passos necessários para se resolver os cálculos estequiométricos está conhecer bem as fórmulas químicas. Entre elas, três se destacam: fórmula percentual ou centesimal, fórmula mínima ou empírica e fórmula molecular.
Veja cada uma:
Fórmula percentual ou centesimal:
Essa fórmula indica a porcentagem, em massa, em que cada elemento aparece na substância.
Por exemplo, em 5,32 g de pirofosfato de sódio contêm 1,84 g de sódio, 1,24 g de fósforo e 2,24 g de oxigênio. Para descobrir a porcentagem, em massa, de cada um desses elementos, basta fazer uma regra de três simples:
- Sódio            :                                  - Fósforo:                               - Oxigênio:
5,32 g ----------- 100%           5,32 g --------- 100%              5,32 g -------- 100%
1,84 g------------ x                   1,24 g------------ x                   2,24 g------------ x
x = 34,59% de Na                 x = 23,31% de P                   x = 42,10% de O
Assim, a fórmula percentual ou centesimal desse composto é: Na34,59%P23,31%O42,10%.
Fórmula mínima ou empírica:
Essa fórmula indica a proporção mínima, em número de mol (números inteiros), entre os elementos que constituem uma substância.
Por exemplo, no exemplo anterior, do pirofosfato de sódio, vimos que ele era composto de 1,84 g de sódio, 1,24 g de fósforo e 2,24 g de oxigênio.
Para descobrir a proporção mínima entre esses elementos dentro da fórmula, basta dividir cada uma dessas massas pelas respectivas massas molares (Na = 23 g/mol, P = 31 g/mol, O = 16 g/mol):
- Sódio: 1,84 g=0,08 mol      - Fósforo: 1,24 g=0,04 mol     - Oxigênio: 2,24 g=0,14 mol
            23 g/mol                                    31 g/mol                                    16 g/mol
Como os valores têm que ser números inteiros, dividimos todos eles pelo menor número, que, nesse caso, é o 0,04:
- Sódio: 0,08  = 2                   - Fósforo : 0,04 = 1                - Oxigênio: 0,14 = 3,5
              0,04                                           0,04                                           0,04
Como os valores ainda não são inteiros, devemos multiplicá-los por um número que permita obter a menor proporção possível em números inteiros, que será o 2:
- Sódio: 2 . 2 = 4                    - Fósforo : 1 . 2 = 2    - Oxigênio: 3,5 . 2 = 7
Assim, a fórmula mínima desse composto é: Na4P2O7.
Fórmula molecular:
Essa fórmula indica a quantidade real em que os átomos de cada elemento aparecem na molécula. 
Por exemplo, já temos a fórmula mínima e a fórmula percentual do pirofosfato de sódio. A partir de qualquer uma delas e sabendo a sua fórmula molecular (266 g/mol), podemos chegar até a sua fórmula molecular.
- Por meio da fórmula percentual (Na34,59%P23,31%O42,10%):
Relacionando as porcentagens em massa com a massa molecular do composto:
Na = 34,59%
P = 23,31% 
O = 42,10 %
MM = 266 g/mol
Considerando que sua fórmula molecular seja NaXPYOZ, agora devemos relacionar as porcentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular:
- Sódio            :                                  - Fósforo:                               - Oxigênio:
266 ----------- 100%                266 ----------- 100%                266 ----------- 100%          
 23x---------- 34,59%              31x    ---------- 23,31%           16x    ---------- 42,10%          
x = 4                                       x = 2                                       x = 7
Portanto, a fórmula molecular desse composto é: Na4P2O7.
Note que nesse caso a fórmula molecular é igual à fórmula mínima, mas isso não irá acontecer em todos os casos. 
- Por meio da fórmula mínima:
-Fórmula mínima: Na4P2O7 (MM = 266 g/mol)
-Fórmula molecular: (Na4P2O7)n (MM = 266 g/mol)
Apenas de observar que a massa molecular é a mesma, já vemos que a fórmula molecular é igual à fórmula mínima.
Mas, agora considere outro exemplo, digamos que a massa molecular de determinada substância é 30 g/ mol e sua fórmula mínima é CH3. Qual será sua fórmula molecular?
Temos o seguinte:
     -Fórmula mínima: CH3(MM = 15 g/mol)
-Fórmula molecular: (CH3)n (MM = 30 g/mol)
   
 
(CH3)n = 30
15 n = 30
n = 30/15
n = 2
Se n = 2, então basta multiplicar os índices dos elementos do composto por dois que teremos a sua fórmula molecular: C2H6. Esse composto é o etano.
A fórmula percentual ou centesimal, como o próprio nome diz, é aquela que indica a porcentagem (%) de cada elemento presente na substância, ou seja, a massa de cada elemento químico em 100 partes de massa da substância.
Por exemplo, se temos a fórmula percentual C75%H25%, quer dizer que em 100 gramas dessa substância há 75 g de carbono e 25 g de hidrogênio.
É possível estabelecer essa relação de proporção de massa porque isso se baseia na lei das proporções constantes vista no texto “A lei das proporções constantes de Proust”. Ela diz que as massas das substâncias que reagem em uma determinada reação e as massas das substâncias que são produzidas sempre se encontram em uma proporção fixa e constante, o que nos leva a concluir que toda substância pura contém uma proporção fixa de elementos, que é independente da massa da amostra (é uma propriedade intensiva).
Muitas vezes, nos laboratórios, os químicos não sabem qual é a composição de certa substância, por isso é necessário analisá-la por meio de algumas técnicas, como a análise de combustão, para descobrir a massa de cada elemento constituinte. Com esses valores em mão e sabendo a massa total da amostra, é fácil descobrir a fórmula percentual ou centesimal.
Isso pode ser feito de duas formas, e a primeira delas é simplesmente aplicar uma regra de três básica. Por exemplo, uma análise de uma amostra de 3,16 g de determinada substância desconhecida revelou que ela possui 2,46 g de carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329 g de oxigênio. Qual é a fórmula centesimal dessa substância?
Através de regras de três, temos:
	% de C:
3,16 g ----- 100%
2,46 g ----- x
x = 77,8%
	% de H:
3,16 g ----- 100%
0,373 g --- y
y = 11,8%
	% de O:
3,16 g ----- 100%
0,329 g ---- z
z = 10,4%
 
  
  
 
Assim, a fórmula percentual dessa substância é C77,8%H11,8%O10,4%.
Outra forma de resolver essa questão seria por usar a seguinte fórmula:
Porcentagem em massa do elemento = massa do elemento na amostra . 100%
                                                              massa total da amostra
Veja que dá no mesmo:
% de C = 2,46 g . 100%            % de H = 0,373g . 100%           % de O = 0,329 g . 100%
                3,16 g3,16 g                                         3,16 g
 % de C = 77,8%                       % de H = 11,8%                        % de O = 10,4%
Em muitos exercícios, podemos usar a massa molecular da substância para descobrir a porcentagem em massa do elemento. Veja um exemplo assim:
(Cesgranrio-RJ-1994) A síntese da aspirina (ácido acetilsalicílico) foi uma das maiores conquistas da indústria farmacêutica. Sua estrutura é: 
Fórmula do ácido acetilsalicílico
Qual é a porcentagem em massa de carbono na aspirina? 
Dados: Massas molares: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol)
a) 20 %      b) 40 %      c) 50 %      d) 60 %      e) 80 %
Resolução:
- Primeiro temos que descobrir a massa total da amostra, que, no caso, é a massa molecular. Se você tiver alguma dúvida sobre como chegar à massa molecular, leia o texto que explica esse processo.
Veja na fórmula que há 9 átomos de carbono, 8 átomos de hidrogênio e 4 átomos de oxigênio, então a fórmula molecular da aspirina é: C9H8O4:
C = (9 . 12 g/mol) = 108 g
H = ( 8 . 1 g/mol) = 8 g
O = (4. 16 g/mol) = 64 g
MM(C9H8O4) = 180 g/mol
- Agora que já sabemos a massa total, podemos usar a fórmula mostrada no texto ou regra de três para chegar ao valor da porcentagem em massa de cada elemento na amostra. O exercício pede somente a porcentagem em massa do carbono, mas faremos de todos para exemplificar:
* Por regras de três:
	% de C:
180 g ----- 100%
108 g ----- x
x = 60%
	% de H:
180 g ----- 100%
8 g --- y
y = 4,4%
	% de O:
180 g ----- 100%
64 g ---- z
z = 35,6%
 
  
  
 
* Pela fórmula:
	% de C = 108 g . 100%
                180 g
% de C = 60%
	% de H = 8 g . 100%
             180 g
% de H = 4,4%
	% de O = 64 g . 100%
              180 g
% de O = 35,6%
 
 
 
A resposta certa é a alternativa “d”.
Fórmula ou Composição Centesimal
Aplicação 
Qual a massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre?Dados: S = 32 e H2SO4 = 98 
a) Observe quantas reações químicas são necessárias para se obter ácido súlfúrico a partir do enxofre: 
S + O2 SO2 
SO2 + ½O2 SO3 
SO3 + H2O H2SO4 
Reação Global: S + 1½O2 + H2O H2SO4 
b) Faça os cálculos a partir da reação global 
   
A massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre é = 24,5t 
FÓRMULA OU COMPOSIÇÃO CENTESIMAL 
Indica a percentagem, em massa, de cada elemento que constitui uma substância. A fórmula centesimal, em outras palavras, indica-nos a massa (em gramas) de cada elemento presente em 100 gramas de substância. A determinação experimental da fórmula centesimal de uma substância é feita por meio de reações de síntese ou de decomposição. 
Reação de síntese é aquela na qual uma substância é formada a partir de seus elementos. 
Exemplo 1 
Síntese da água: H2 + ½ O2 H2O; 
Reação de decomposição é aquela em que uma substância composta origina substâncias mais simples. 
Exemplo 2 
Decomposição da água oxigenada: 
H2O2 H2O + ½ O2; 
Para exemplificar como a fórmula centesimal pode ser calculada tomemos como exemplo a água. Uma das propriedades da água é ser decomposta em seus elementos constituintes por meio da passagem de corrente elétrica. Experimentalmente, verifica-se que 900 gramas de água, ao serem decompostos, originam 100 gramas de gás hidrogênio e 800 gramas de gás oxigênio. Utilizando a lei de Proust, podemos calcular as massas de hidrogênio e oxigênio formadas pela decomposição de 100 gramas de água: 
          
Matematicamente, temos: 
Repetindo esse procedimento para o oxigênio temos: y = 88,9g 
Cálculos mostram que cada 100 gramas de água é formada por 11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas de oxigênio. A fórmula centesimal da água é: H – 11,1% ; O – 88,9% .
Fórmula Mínima ou Empírica
Às vezes pode acontecer de a fórmula mínima ser igual à fórmula molecular do composto; no entanto, isso nem sempre é verdadeiro.
Por exemplo, a fórmula empírica ou mínima da água é H2O, indicando que há a proporção de 2:1 entre os elementos que formam as moléculas de água. E, coincidentemente, essa também é a fórmula molecular da água. Porém, para você ver que isso não ocorre sempre, observe os dois exemplos a seguir:
Visto que a fórmula mínima é somente a relação dos átomos de cada elemento e não a quantidade real deles na fórmula molecular, pode ocorrer de compostos diferentes terem a mesma fórmula empírica e até mesmo a fórmula mínima de um composto pode ser igual à fórmula molecular de outro. Observe, no exemplo abaixo, como isso pode ocorrer:
Veja que a fórmula mínima CH2O é a mesma para todas as substâncias, isto é, essa fórmula mínima expressa que, em todos os casos, os átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio estão presentes nas fórmulas moleculares em uma relação de 1:2:1. Além disso, o único que apresenta a fórmula molecular igual à fórmula empírica é o formaldeído.
Cálculo da Fórmula Mínima ou Empírica:
Para determinar a fórmula empírica de um composto é necessário saber primeiro qual é a sua fórmula percentual ou centesimal. Isso pode ser feito medindo a massa de cada elemento em 100g de uma amostra. O texto “Fórmula Percentual ou Centesimal” esclarece melhor esse assunto.
Por exemplo, digamos que a composição centesimal de determinado composto é dada por: 40,00% de C, 6,67% de H e 53,33% de O. Passamos esses valores para grama, considerando uma massa de 100 g de amostra do composto. Assim, temos: 40 g de C, 6,67 g de H e 53,33 g de O.
Agora é necessário passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). Fazemos isso dividindo cada um dos valores encontrados por suas respectivas massas molares:
C: 40/12 = 3,33
H: 6,67/1 = 6,67
O: 53,33/16 = 3,33
Visto que os valores não são inteiros, usamos o seguinte artifício: dividimos todos os valores pelo menor deles, pois dessa maneira a proporção existente entre eles não é alterada.
Nesse caso, o menor valor é 3,33, de modo que o resultado será:
C: 3,33/3,33 = 1
H: 6,67/3,33 = 2
O: 3,33/3,33 = 1
Assim, a fórmula mínima dessa substância desconhecida é igual a: C1H2O1 ou CH2O.
Resumidamente, os passos necessários para encontrar a fórmula empírica ou mínima de uma substância são:
A fórmula mínima ou empírica indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância.
Por exemplo, a fórmula molecular do peróxido de hidrogênio, cuja solução aquosa é mais conhecida como água oxigenada, é H2O2 e sua fórmula mínima é HO. Ou seja, a proporção mínima entre seus elementos é de 1 : 1. No caso do tetróxido de dinitrogênio, cuja fórmula molecular é N2O4, a fórmula mínima será NO2.
Mas, muitas vezes, pode acontecer da fórmula molecular ser igual à fórmula mínima, como mostra o caso da água (H2O), cuja proporção mínima é de 1 : 2 entre o hidrogênio e o oxigênio.
Outro fator interessante é que várias substâncias podem ter a mesma fórmula mínima. Além disso, essa fórmula pode ser igual à fórmula molecular de outro composto.
Por exemplo, a glicose (C6H12O6) e o ácido acético (C2H4O2) apresentam seus elementos constituintes na mesma proporção mínima (1 : 2 : 1). Assim, a fórmula mínima de ambos é CH2O. Essa fórmula, por sua vez, é igual à fórmula molecular e também à fórmula mínima do formaldeído.
Podemos determinar a fórmula empírica de duas formas, a partir da Fórmula Percentual ou por meio dos dados experimentais.
Nesses dois passos, busca-se resumidamente:
Veja os exemplos a seguir:
Exemplo 1: Fórmula empírica a partir da fórmula percentual
“Uma amostra foi submetida a uma análise quantitativa. Foi revelado que tal substância é composta de 25 % em massa de hidrogênio e 75% em massa de carbono. Qual é a fórmula mínima desse composto? (Dados: Massas molares: C= 12 g/mol. H = 1 g/mol).”
Resolução:
A fórmula percentual da substância em questão é C75%H25%.
Para transformar essas proporções em quantidade de matéria (mol), basta dividir o valor da massa em gramas de cada elemento pela respectiva massa molar (g/mol).
Considerando uma amostra de 100g, as porcentagens em massa nos permitemconcluir que a substância contém 75 g de carbono e 25 g de hidrogênio. Dividindo esses valores pelas respectivas massas molares, temos:
•	Carbono: 75 = 6,25
 12
•	Hidrogênio: 25 = 25
 1
Esses valores indicam a proporção entre os elementos, porém, não são a menor proporção e nem estão em números inteiros. Para conseguirmos isso, basta dividir os dois valores pelo menor deles, que no caso é o 6,25. Isso pode ser feito porque quando dividimos ou multiplicamos uma série de números por um mesmo valor, a proporção que existe entre eles não é alterada.
•	 Carbono : 6,25 = 1
 6,25
•	Hidrogênio: 25 = 4
 6,25
Portanto, a fórmula mínima desse composto é: CH4.
Exemplo 2: Fórmula empírica a partir das massas obtidas experimentalmente
“Ao realizar a preparação de 55, 6 g de uma substância sólida e branca, certo químico constatou que precisou combinar 8,28 g de fósforo com cloro. Determine a fórmula mínima ou empírica desse composto, dadas as massas molares em g/mol: P = 30,97; Cl = 35,46.”
Resolução:
Para encontrar os valores em mol, basta dividir as massas dos elementos na amostra pelas suas respectivas massas molares. Lembrando que se a massa total é igual a 55,6 g e a massa do fósforo é 8,28g, a massa do cloro será 47,32g (55,6 – 8,28).
P = __8,28 g___ ≈ 0,267 mol
 3,97 g/mol
Cl = __47,2 g___ ≈ 1,334 mol
 35,46 g/mol
Visto que os valores não são inteiros, para descobrir a fórmula mínima é preciso dividir todos os valores pelo menor deles, que é o 0,267:
P = 0,267_ = 1
 0,267
Cl = 1,334_ ≈ 5
 0,267
Assim, a fórmula mínima ou empírica desse composto é PCl5.
Entender a fórmula molecular das substâncias é importante para os cálculos estequiométricos na Química, que é uma parte que relaciona a quantidade de reagentes e/ou produtos em uma reação.
Porém, uma espécie de etapa intermediária para a determinação da fórmula molecular é a descoberta da fórmula mínima, também chamada de fórmula empírica, que pode ser definida da seguinte maneira:
A fórmula mínima ou empírica corresponde à proporção mínima, em números inteiros, entre os átomos dos elementos que compõem a molécula da substância.
Por exemplo, a fórmula molecular da glicose é C6H12O6. Portanto, a proporção entre os átomos dos elementos desse composto é 6 : 12 : 6. Mas poderíamos fazer uma simplificação matemática dessa proporção ao dividir os números pelo menor entre eles, que no caso é 6. Assim, obteríamos a seguinte proporção 1 : 2 : 1. Esses são os índices da fórmula mínima da glicose, sendo que o índice “1” não precisa ser escrito: CH2O.
Nesse exemplo, a fórmula molecular é diferente da fórmula mínima. Entretanto, quando não for possível simplificar os números, então, a fórmula mínima será exatamente igual à fórmula molecular. Isso acontece no caso do ácido sulfúrico, cuja fórmula molecular é H2SO4. Veja que o índice do enxofre é 1 e não tem como simplificá-lo mais para que continue sendo um número inteiro. Então, a fórmula mínima do ácido sulfúrico também é H2SO4. 
Mas, conforme já dito, geralmente determinamos a fórmula mínima para chegar à fórmula molecular, e não o contrário, como fizemos nesses dois exemplos. Então, como determinar a fórmula mínima ou empírica quando não sabemos ainda a fórmula molecular da substância pura?
Bem, a forma mais usada é por meio da fórmula percentual* que indica a massa de cada elemento em 100 partes de uma amostra da substância. Os passos para determinação da fórmula mínima por meio da fórmula percentual são basicamente os seguintes:
Veja agora um exemplo de como proceder com os cálculos:
Exemplo: (Vunesp-SP) Ferritas são compostos com propriedades magnéticas utilizados em componentes eletrônicos. A análise química de uma ferrita forneceu os resultados: Mg = 12%, Fe = 56%, O = 32% (massas atômicas Mg = 24, Fe = 56, O = 16). Determine a fórmula mínima da ferrita. 
Resolução:
1º Passo: Temos que Mg = 12%, Fe = 56%, O = 32%, o que significa que em 100 g de ferrita temos Mg = 12 g, Fe = 56 g, O = 32 g.
2º Passo: Dividir as massas pelas respectivas massas atômicas:
Mg:12 = 0,5 Fe: 56 = 1 O: 32 = 2
24 56 16 
3º passo: Obter os números inteiros por dividir pelo menor dos números obtidos, que, nesse caso, foi o 0,5:
Mg:0,5 = 1 Fe: 1 = 2 O: 2 = 4
0,5 0,5 0,5
Assim, vemos que a proporção em número de átomos na ferrita é de 1 : 2 : 4. Portanto, a fórmula mínima da ferrita é igual a MgFe2O4. 
Note que não foi preciso proceder com o passo 4, porque todos os números que encontramos no passo 3 já foram inteiros. No entanto, digamos que depois de dividir todos os números pelo menor deles ainda encontrássemos números decimais, como 0,5 : 1,5 : 3. Então, nesse caso, passaríamos para o passo 4 e multiplicaríamos todos os números por algum número inteiro pequeno, pois isso não interfere na proporção. Poderia ser o número 2. Assim, temos:
0,5 . 2 = 1; 1,5 . 2 = 3; 3 . 2 = 6.
Agora achamos a proporção mínima, que é de : 1 : 3 : 6. 
Podemos definir fórmula mínima ou empírica da seguinte forma:
Definição de fórmula mínima ou empírica
Por exemplo, a fórmula molecular do ácido lático é C3H9O3. Veja que a proporção entre os átomos dos elementos que compõem essa substância é de 3 : 9 : 3. Mas essa não é a proporção mínima em números inteiros, pois ela pode ainda ser simplificada pela divisão dos três números pelo menor deles (3). Assim, a proporção mínima em números inteiros dos átomos do ácido lático é de 1 : 2 : 1. Isso quer dizer que a sua fórmula mínima ou empírica é CH2O (o índice “1” não precisa ser escrito).
Veja que, nesse caso, a fórmula mínima foi diferente da fórmula molecular. Porém, observe a fórmula estrutural do etanol mostrada na figura inicial. Sua fórmula molecular é dada por C2H6O, ou seja, a proporção mínima em números inteiros dos átomos da molécula do etanol é de 2 : 6 : 1. Todavia, não é possível simplificar essa proporção ainda mais, o que nos mostra que, em alguns casos, a fórmula empírica é igual à fórmula molecular.
Outro aspecto a ser considerado é que diferentes substâncias também podem possuir a mesma fórmula mínima. Veja três compostos que possuem a fórmula mínima ou empírica igual à do ácido lático (CH2O):
Substâncias que possuem a mesma fórmula empírica
Mas, geralmente, a fórmula mínima ou empírica não é determinada a partir da fórmula molecular. Na verdade, ocorre o contrário, ou seja, a fórmula molecular é determinada a partir da fórmula empírica. Veja como isso é feito no texto “Fórmula Molecular”.
Então, como fazemos para determinar a fórmula empírica?
* Determinação da fórmula mínima ou empírica:
Para tal, é preciso ter conhecimento sobre dois aspectos: (1) a fórmula percentual ou centesimal que indica a massa de cada elemento químico presente em 100 partes (100 g, 100 kg e assim por diante) de massa de uma substância pura e (2) as massas molares dos elementos presentes na substância.
Conhecendo a porcentagem de cada elemento na amostra, seguimos basicamente os seguintes passos:
(1) Descobrir a porcentagem em massa (em gramas): isso pode ser feito considerando-se a massa de cada elemento em exatamente 100 g do composto.
(2) Converter a porcentagem em massa (gramas) em números de mols que se encontram em exatamente 100 g do composto: divide-se a porcentagem em massa de cada elemento pela sua respectiva massa molar (dada em g/mol ou g . mol-1 - que é a mesma unidade);
(3) Conseguir os menores números inteiros: Geralmente, no passo anterior, você descobrirá as proporções entre os elementos, mas, pelo menos, algum deles não será um número inteiro, mas sim decimal. Então, para saber a proporção mínima em números inteiros, você deverá dividir o número de mols de cada elemento pelo menor número entre eles. Se ainda assim for obtido algum número decimal, você poderá multiplicar os números de mols de cada elemento por algum número inteiro positivo e pequeno, como 2 ou 3.
Vejamos dois exemplos de como determinar a fórmula mínima ou empírica das susbtânciase como isso pode ser cobrado em exames e vestibulares:
Exemplo 1: 
(UFV-MG) Sabe-se que, quando uma pessoa fuma um cigarro, pode inalar de 0,1 a 0,2 mg de nicotina. Descobriu-se em laboratório que cada miligrama de nicotina contém 74,00% de carbono; 8,65% de hidrogênio e 17,30% de nitrogênio. Calcule a fórmula mínima da nicotina. (Massas atômicas: C = 12, H = 1, N = 14).
Resolução: 
(1) Descobrir a porcentagem em massa (em gramas):
Temos que C = 74,00%, H = 8,65% e N = 17,30%, o que significa que, em 100 g de nicotina, há C = 74,00 g, H = 8,65 g e N = 17,30 g.
(2) Converter a porcentagem em massa (gramas) em números de mols que se encontram em exatamente 100 g do composto. Basta dividir pelas massas atômicas:
C = 74,00 g = 6,167 mol
 12 g/mol
H = 8,65 g = 8,65 mol
 1 g/mol
H = 17,30 g = 1,236 mol
 14 g/mol
 (3) Conseguir os menores números inteiros. Basta dividir pelo menor número (1,236):
C = 6,167 = 4,9 = 5
 1,236
H = 8,65 g = 6,99 = 7
 1,236
N = 1,236 = 1
 1,236
A fórmula mínima ou empírica da nicotina é dada por: C5H7N.
Exemplo 2:
(FEQ-CE) A análise química de uma amostra revela a seguinte relação entre os elementos químicos formadores da substância: 0,25 mol de H, 0,25 mol de S e 1,0 mol de O. Pode-se concluir que a fórmula mínima da substância é:
a) H2S2O4
b)H2SO4
c)HSO8
d)HSO4
e)HSO2
Resolução: 
Nessa questão, já foram dados os valores em número de mol, por isso não precisamos seguir os passos 1 e 2, já vamos direto para o passo três:
(3) Conseguir os menores números inteiros. Basta dividir pelo menor número (0,25):
H = 0,25 = 1
 0,25
S = 0,25 = 1
 0,25
O = 1,0 = 4
 0,25
A fórmula mínima ou empírica da substância é HSO4. A alternativa correta é a letra “d”.
Na reação N2 + H2 NH3, qual é a massa de H2 que reage, quando são obtidos 3 mols de NH3? 
Solução: 
Fórmula molecular (ou bruta) e fórmula empírica 
A fórmula química para um composto obtido por análise de composição sempre é a fórmula empírica. Podemos obter a fórmula molecular da fórmula empírica se nós soubermos a massa molecular do composto. A fórmula molecular sempre será algum múltiplo inteiro da fórmula empírica (isto é, múltiplos inteiros das subscrições da fórmula empírica). 
Ex: a Vitamina C (ácido ascórbico) contém 40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% de O, em massa. A massa molecular experimentalmente determinada é 176u. Quais são as fórmulas empírica e molecular para o ácido ascórbico? 
Em 100 gramas de ácido ascórbico, temos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramas de H; 54,50 gramas de O. Isto nos dá os mols de cada elemento: 
(40,92g C) x (1mol/12,011g)=3,407moles de C. 
(4,58g H) x (1mol/1,008g)=4,544mols de H. 
(54,50g O) x (1mol/15,999g)=3,406mols de O. 
Determina-se a relação com menor número inteiro, dividindo-se cada valor pelo de menor quantidade de mols (3.406 moles do Oxigênio): 
A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênio parece ser igual, mas a quantia relativa de hidrogênio é mais alta. Considerando que não podemos ter “átomos fracionários” em um composto, nós precisamos normalizar a quantia relativa de hidrogênio para ser igual a um inteiro. 1.333 é 1 + 1/3, assim se multiplicarmos as quantias relativas de cada átomo por ‘3’, deveremos obter valores inteiros para cada átomo. 
C = (1.0) x 3 = 3 
H = (1.333) x 3 = 4 
O = (1.0) x 3 = 3 
ou, C3H4O3 
Esta é a fórmula empírica para o ácido ascórbico. E a fórmula molecular? Falamos que, experimentalmente, foi determinada uma massa molecular de 176u.Qual é a massa molecular dafórmula empírica? 
(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062u. 
A massa molecular da fórmula empírica é menor que a experimentalmente determinada. Qual é a relação entre os dois valores? 
(176u /88,062u) = 2,0 
Se multiplicarmos a fórmula empírica por ‘2’, então a massa molecular estará correta. Assim, a fórmula molecular é: 
2 x C3H4O3 = C6H8O6
Fórmula Molecular
A fórmula molecular é aquela que mostra quais são os elementos que formam determinada substância e o número exato de átomos de cada elemento que está presente em uma molécula dessa substância.
No texto Fórmula Mínima ou Empírica, foi visto que a fórmula mínima expressa a proporção entre os átomos dos elementos de uma molécula em menores números inteiros. Mas essa fórmula não mostra o número real de cada átomo que está presente na molécula.
Por exemplo, considere a fórmula mínima C3H4O3. Ela indica que a proporção entre os átomos do carbono, do hidrogênio e do oxigênio presentes na amostra é, respectivamente, 3 : 4 : 3. Mas a fórmula molecular dessa substância poderia ser C3H4O3 ou C6H8O6 ou C9H12O9 ou C12H16O12 e assim por diante.
Então, como achar a fórmula molecular certa?
Para descobrir isso, basta conhecer dois aspectos:
A fórmula percentual ou a fórmula mínima;
A massa molecular do composto.
Com esses dados em mão, pode-se calcular quantas fórmulas mínimas são necessárias para chegar à massa molar: 
fórmula molecular = fórmula mínima . n
n =           massa molar          
      massa da fórmula mínima
O “n” pode ser qualquer número inteiro e positivo.
De modo mais detalhado, podemos usar três métodos para encontrar a fórmula molecular das substâncias, que são: (1º) por meio da fórmula percentual ou centesimal, (2º) por meio da fórmula mínima ou empírica e (3º) por meio do cálculo direto.
Vejamos como proceder em cada caso:
1º Por meio da fórmula percentual ou centesimal: 
No artigo Fórmula Percentual ou Centesimal foi mostrado que essa fórmula indica a massa de cada elemento químico presente em 100 partes de massa de uma substância pura. O texto Fórmula Mínima ou Empírica, já mencionado, mostrou como chegar à fórmula mínima a partir da fórmula percentual.
Então, se o enunciado do exercício fornecer a fórmula percentual da substância, primeiro encontra-se a fórmula mínima e depois se faz o cálculo de quantas fórmulas mínimas seriam necessárias para chegar à massa molar. Vejamos um exemplo:
Exemplo1: 
(U. São Judas-SP) Um dos constituintes do calcário, da casca do ovo, da pérola e da concha do mar, usado como matéria-prima na produção do cimento, tem a seguinte composição percentual: 40,0% de cálcio, 12,0% de carbono e 48,0% oxigênio (massas atômicas: C = 12u; O = 16u; Ca =40u). Sabendo-se que a sua massa molar é 100,0 g/mol, podemos afirmar que a sua fórmula molecular é: 
a) CaC3O2.      b) CaC2O4.      c) CaCO2.      d) CaCO3.      e) CaC2O6.
Resolução:
1º Passo: Encontrar a fórmula mínima a partir da fórmula percentual.
O enunciado disse que há: 40,0% de Ca, 12,0% de C e 48,0% de O. Isso quer dizer que, em uma amostra de 100 g, há 40,0 g de Ca, 12,0 g de C e 48,0 g de O.
Dividimos cada um desses valores, em gramas, pelas respectivas massas molares:
Ca = 40/40 = 1
C = 12/12 = 1
O = 48/16 = 3
Assim, descobrimos que a fórmula mínima dessa substância é CaCO3.
2º passo – Determinar a massa da fórmula mínima e depois calcular quantas fórmulas mínimas são necessárias para chegar à massa molar da substância:
CaCO3 = (1 . 40) + (1 . 12) + (3 . 16) = 100 g/mol
O enunciado informou que a massa molar dessa substância é de 100 g/mol. Então, basta dividir esse valor pelo valor da massa molar da fórmula mínima:
n = massa molar 
 massa da fórmula mínima
n = 100
 100
n = 1
Visto que:
fórmula molecular = fórmula mínima . n
Logo, a fórmula molecular é uma vez a fórmula mínima: CaCO3.
A resposta correta é a letra “d”.
2º Por meio da fórmula mínima ou empírica:
Parece-se com o caso anterior, mas pula a parte que se usa a fórmula percentual para determinar a fórmula mínima, pois o enunciado da questão já fornece. Veja um exemplo:
Exemplo 2: 
Um espectrômetro de massas foi usado para demonstrar que a vitamina C possui a massa molar igual a 176,12 g/mol. Dada a sua fórmula empírica C3H4O3, qual é a fórmula molecular da vitamina C?
Resolução:
Como já temos a fórmula mínima, basta fazer apenas o 2º passo do exemplo 1, ou seja, descobrir a massa da fórmula mínima e relacionarcom a massa molar da vitamina C:
C3H4O3 = (3 . 12) + (4 . 1) + (3 . 16) = 88 g/mol
O enunciado informou que a massa molar dessa substância é 176,12 g/mol. Então, basta dividir esse valor pelo valor da massa molar da fórmula mínima:
n =massa molar 
 Massa da fórmula mínima
n = 176,12
 88
n = 2
Visto que:
fórmula molecular = fórmula mínima . n
Logo, a fórmula molecular é duas vezes a fórmula mínima:
fórmula molecular = (C3H4O3) . 2
fórmula molecular = C6H8O6
3º Por meio do cálculo direto:
Se soubermos somente a massa molar da substância e a fórmula percentual, não precisaremos da fórmula mínima, pois poderemos fazer o cálculo direto por meio de relações matemáticas e regras de três. Vamos pegar o exemplo 1 e resolver dessa forma agora. No enunciado, foi dito que a substância era formada por cálcio, carbono e oxigênio, o que nos permite escrever o seguinte:
Cax Cy Oz
Precisamos descobrir o valor de x, y e z para determinar a fórmula molecular dessa substância. Sabemos as massas atômicas de cada elemento, então, temos:
Cax          Cy          Oz     
 ↓           ↓            ↓     
40 . x     12 . y     16 . z
Agora basta usar regras de três, a proporção centesimal dada no enunciado (40,0% de Ca, 12,0% de C e 48,0% de O) e a sua massa molar (100 g/mol):
* Ca
100% da substância ----- 40% de Ca
100 g da substância ----- 40 x g de Ca
x = 1
* C:
100% da substância ----- 12% de C
100 g da substância ----- 12 y g de C
y = 1
* O:
100% da substância ----- 48% de O
100 g da substância ----- 16 z g de O
z = 3
Pronto, achamos os índices da fórmula molecular Ca1C1O3 ou CaCO3. Veja que esse é o mesmo resultado que encontramos no método 1, mas de forma mais direta.
A fórmula molecular indica o número real de átomos de cada tipo de elemento químico que aparece na molécula.
Por exemplo, a fórmula molecular da água é H2O, o que significa que em cada molécula de água há dois átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Já no caso do benzeno, a sua fórmula molecular é C6H6, ou seja, para cada seis átomos de carbono há exatamente seis átomos de hidrogênio ligados.
Citamos esses dois exemplos para mostrar que algumas vezes a fórmula molecular é igual à fórmula mínima ou empírica, como acontece no caso da água. Mas, isso nem sempre é verdade, como indica o exemplo do benzeno, que possui fórmula mínima igual a CH, pois a proporção entre esses elementos é de 1 : 1.
Assim, a fórmula molecular é um múltiplo inteiro da fórmula mínima, sendo que no caso do benzeno esse múltiplo é igual a 6:
(Fórmula mínima)n = Fórmula molecular
Para determinarmos a fórmula molecular de qualquer composto é necessário sabermos primeiro a sua massa molecular. Com esse dado em mãos, podemos seguir três caminhos diferentes para chegar à fórmula molecular, que são:
1.      Por meio da fórmula mínima;
2.      Por meio da fórmula percentual;
3.      Relacionando a porcentagem em massa com a massa molecular.
Veja um exemplo de cada um desses casos:
Exemplo 1
Por meio da fórmula mínima:
A fórmula mínima do acetileno é CH e sua massa molecular é 26 g/mol. Qual é a fórmula molecular do acetileno?
Resolução:
Podemos calcular a massa molecular da fórmula mínima:
MM (CH) = 1 . 12 + 1 . 1 = 13 g/mol
Agora, podemos calcular qual é o múltiplo inteiro da fórmula mínima que leva à fórmula molecular. Basta dividir a massa molecular do composto (26 g/mol) pela massa molecular da fórmula mínima (13 g/mol).
(CH)n = 13
13. n = 26
n = 26/13
n = 2
Isso significa que a proporção de átomos da fórmula molecular é 2 vezes a indicada pela fórmula mínima:
2 . CH = C2H2
A fórmula molecular do acetileno é C2H2.
Exemplo 2
Por meio da fórmula percentual:
Uma análise da porcentagem em massa do óxido de fósforo apresentou 43,6% de fósforo e 56,4% de oxigênio. A massa molecular desse composto é 284 g/mol. Baseado nessas informações, determine a fórmula molecular do óxido de fósforo:
Resolução:
A porcentagem em massa nos indica que em 100 g do óxido de fósforo temos 43,6g de fósforo e 56,4g de oxigênio. Assim, se dividirmos esses valores pelas massas molares dos respectivos elementos, encontramos a proporção entre eles. Isso significa que iremos encontrar a fórmula mínima a partir da fórmula percentual:
P = 43,6/31 = 1,41
O = 56,4/16 = 3,525
No entanto, esses valores não são inteiros, por isso, vamos dividir ambos pelo menor número entre eles, que é o 1,41:
P = 1,41/1,41 = 1
O = 3,525/1,41 = 2,5
Ainda não conseguimos um número inteiro, então vamos multiplicar por um mesmo número que permita obter a menor proporção de números inteiros. Nesse caso, o número adequado será 2:
P = 1 . 2 = 2
O = 2,5 . 2 = 5
A fórmula mínima do óxido de fósforo é P2O5. Agora, procedemos como no exemplo 1 para determinar a fórmula molecular:
Massa molecular da fórmula mínima: 2 . 31 + 5 . 16 = 142 g/mol
Massa molecular da fórmula molecular = 284 g/mol
Massa molecular da fórmula molecular= 284 g/mol = 2
Massa molecular da fórmula mínima        142 g/mol
Isso significa que a proporção de átomos da fórmula molecular é 2 vezes a indicada pela fórmula mínima:
2 . P2O5 = P4O10
A fórmula molecular do óxido de fósforo é P4O10.
Exemplo 3:Relacionando a porcentagem em massa com a massa molecular:
O exemplo anterior poderia ser feito também por esse método. Veja:
O = 43,6 %       MM = 284 g/mol
P = 56,4 %
Considerando que sua fórmula molecular seja PxOy, vamos relacionar as porcentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular:
Px                       Oy
31x     +       16y   = 284
  ↓                 ↓
43,6%          56,4%
Px:                                                                Oy:
284 ------- 100%                                 284 ------- 100%
31x ------- 43,6%                                16y ------- 56,4%
31 . x . 100 = 284 . 43,6                     16 . y . 100 = 284 . 56,4
3100 . x = 12382,4                             1600 . y = 16017,6
x = 12382,4                                        y = 16017,6
       3100                                                    1600
x = 4                                                   y = 10
A fórmula molecular do óxido de fósforoé P4O10.
A fórmula molecular indica a quantidade de átomos de cada elemento químico que compõe uma molécula ou espécie química de determinada substância e a proporção em que eles se encontram. 
Existem três formas de se determinar a fórmula molecular:
1º) Por meio da fórmula mínima ou empírica, que é a fórmula que indica a proporção dos átomos dos elementos na molécula com os menores números inteiros possíveis. Por exemplo, a fórmula mínima do estireno, um composto usado na produção do polímero poliestireno, é CH. A proporção entre seus elementos é então de 1 : 1. Assim, sua fórmula molecular poderia ser qualquer uma das seguintes: CH, C2H2, C3H3, C4H4, C10H10 e assim por diante. Existem infinitas possibilidades. 
Por isso, para determinar a fórmula molecular, além da fórmula mínima, precisamos de uma informação a mais, que é a massa molar. A massa molar é um dado que geralmente é fornecido no exercício, porque ela é determinada experimentalmente. Uma das técnicas utilizadas é a espectrometria de massa. Se a substância for gás ou vapor, os cientistas podem usar a equação de Clapeyron para determinar sua massa molar, e se for um líquido, ela pode ser vaporizada e essa equação ser usada.
Portanto, se soubermos a massa molar da substância pura, basta calcular quantas fórmulas unitárias serão necessárias para chegar até essa massa molar. 
Para uma melhor compreensão, vamos determinar a fórmula molecular do estireno, cuja massa molar é dada por 104 g/mol.
Resolução:
1º passo- Determinar a massa da fórmula mínima. Valores das massas molares: C = 12 g/mol e H = 1 g/mol:
CH = 12 + 1 = 13 g/mol
2º passo: Calcular a fórmula molecular:
13 g ----------- 1 mol
104g ---------- x
x = 104/ 13
x = 8 mol 
Isso significa que precisamos de 8 fórmulas mínimas para chegar à massa molar do estireno. Assim, bastamultiplicar os índices dos elementos na fórmula mínima por 8 para achar a fórmula molecular, que é: C8H8.
2º) Por meio da fórmula percentual ou centesimal, que indica a quantidade em massa de cada elemento em 100 partes de massa da substância pura. 
Com a fórmula percentual, chegamos à fórmula mínima e, por fim, descobrimos a fórmula molecular. Veja um exemplo:
(UFPel-RS) A nicotina, uma das substâncias presentes nos cigarros, é considerada uma droga psicoativa, responsável pela dependência do fumante. Além de estimular o sistema nervoso central, a nicotina altera o ritmo cardíaco e a pressão sanguínea, sendo, por isso, o tabagismo incluído na Código Internacional de Doenças (CID-10). Na fumaça de um cigarro, podem existir até 6 mg de nicotina e, através de pesquisas, descobriu-se que cada miligrama dessa substância contém aproximadamente 74,1% de C, 8,6% de H e 17,2% de N. (Dado: N = 6,02 . 1023.)
Com base no texto e em seus conhecimentos,
a) sabendo que a massa molar da nicotina é 162 g/mol, represente sua fórmula molecular.
Resolução:
1º passo - Determinar a fórmula mínima por meio da fórmula percentual:
Temos: 74,1% de C, 8,6% de H e 17,2% de N. Dividimos cada valor desses, considerando em gramas, pelas respectivas massas molares:
C = 74,1/12 = 6,175
H = 8,6/1 = 8,6
N = 17,2/14 = 1,229
Agora pegamos esses valores e dividimos cada um pelo menor entre eles, que é o 1,229:
C = 6,175/1,229 ≈ 5
H = 8,6/1,229 ≈ 7
N = 1,229/ 1,229 = 1
Assim, a fórmula mínima da nicotina é: C5H7N.
2º passo – Proceder igual ao exemplo anterior, determinando primeiro a massa da fórmula mínima e depois calculando quantas fórmulas mínimas são necessárias para se chegar à massa molar da substância:
C5H7N = (5 . 12) + (7 . 1) + (1 . 14) = 81 g/mol
1 mol ---- 81 g
x---------- 162 g
x = 162/81
x = 2
2 . C5H7N = C10H14N2 → Essa é a fórmula molecular da nicotina. 
3º) Calculando diretamente a fórmula molecular, sem usar a fórmula mínima. 
Por exemplo, no item anterior, sabíamos que a nicotina era formada por C, H e N. Assim, podemos substituir os índices da fórmula molecular (que é o que estamos tentando descobrir) por x, y e z. Assim: CxHyNz.
Sabemos que a massa molar é igual a 162 g/mol, então, temos:
Cx Hy Nz
 ↓   ↓   ↓
12x + y + 14z = 162
Agora é só fazer regras de três para cada elemento químico. Observe isso abaixo:
C: H: N:
100% – 74,1% de C 100% – 8,6% de H 100% – 17,2% de N
162 g – 12x de C 162 g – y de H 162 g – 14z de N
1200x = 12004,2 100y = 1393,2 1400z = 2786,4
x = 12004,2/1200 y = 1393,2/100 z = 2786,4/1400
x = 10 y = 14 z = 2
C10H14N2→ É exatamente a mesma fórmula molecular encontrada por meio da outra forma de resolução.
A fórmula molecular de um composto orgânico indica o número de átomos de cada elemento que compõe uma molécula da substância e a proporção entre eles.
Por exemplo, a fórmula molecular do etano é C2H6, isso significa que cada molécula desse composto é formada por dois átomos de carbono e seis átomos de hidrogênio ligados entre si. Visto que o carbono é tetravalente, isto é, realiza quatro ligações para ficar estável, e o hidrogênio é monovalente, fazendo apenas uma ligação covalente, temos que a fórmula estrutural plana do etano é dada por:
 
 
 
       H      H
        |       |
H — C — C — H
        |       |
       H      H
A fórmula estrutural plana, além de mostrar quais são os elementos químicos que compõem a molécula e o número exato deles, mostra também quais são as ligações que cada um realiza e a estrutura (arrumação ou disposição espacial) dos átomos dentro da molécula.
O carbono pode formar ligações simples, duplas e triplas com outros átomos de carbono e/ou com outros tipos de átomos. É devido a isso que existe uma quantidade muito grande de compostos orgânicos, surgindo o estudo da Química Orgânica. Essas substâncias passaram a ser representadas pelos químicos de diversas formas, mas a mais simples de todas é a fórmula molecular.
Podemos encontrar a fórmula molecular através das outras fórmulas dos compostos orgânicos. Veja como isso é feito em cada caso:
Fórmula estrutural plana: Basta contar a quantidade em que cada elemento aparece, escrever o símbolo do elemento e o índice no lado inferior direito.
Por exemplo, a seguir, temos a fórmula estrutural plana do pentan-1-ol:
         H      H     H      H    H        
         |       |       |       |      |        
 H — C — C — C — C — C — OH
         |       |       |       |      |
         H      H     H      H    H
Sempre começamos a contar pelos átomos de carbono, depois vem os hidrogênios ligados a ele e, posteriormente, os demais elementos. Temos nessa molécula 5 átomos de carbono, 11 hidrogênios ligados ao carbono e o grupo funcional dos álcoois “OH”.
Portanto, a fórmula molecular do pentan-1-ol será: C5H11OH, mas pode ser representada também por: C5H12O.
Mas a fórmula estrutural plana pode ser muito longa e complexa, se forem representadas todas as ligações. Por isso, é comum simplificar essa fórmula, condensando algumas ligações. Podem-se condensar as ligações dos hidrogênios e dos carbonos.
Fórmula Condensada: 
Simplificando a ligação do H: Veja como fazer isso para a mesma molécula de pentan-1-ol:
H3C — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — OH
ou
        C — C — C — C — C — OH
  H3     H2     H2     H2     H2
Dessa forma, fica até mais fácil de contar a quantidade de hidrogênios, pois basta somar os índices: 3 + 2 + 2 + 2 + 2 = 11 → C5H11OH.
Veja mais exemplos abaixo:
Simplificando a ligação do C: Usando novamente a molécula de pentan-1-ol:
CH3 — (CH2)3 — CH2 — OH
Multiplicamos o índice de fora dos parênteses pelos de dentro para determinar a quantidade em que cada elemento aparece. Por exemplo, no caso acima, a quantidade de carbonos dentro dos parênteses é 3 (3 . 1) e a quantidade de hidrogênios é  6 (3 . 2). Somando esses valores com os demais, temos:
- C: 1 + 3 + 1 = 5
- H: 3 + 6 + 2 =11
Assim, a fórmula molecular é dada por: C5H11OH.
Na tabela abaixo há outros exemplos:
Mas há ainda um tipo de representação das cadeias carbônicas ainda mais simplificada, que é a mostrada a seguir:
Fórmula de traços: As ligações entre os carbonos são representadas por traços (uma ligação simples é um traço, uma ligação dupla são dois traços e uma ligação tripla são três traços). As pontas e os pontos de inflexão (os lugares onde dois traços se encontram) correspondem a átomos de carbono.
Um aspecto importante é que nesse tipo de representação a quantidade de hidrogênios fica subentendida, isto é, sabendo que o carbono faz quatro ligações, vemos quantas ligações ele já está realizando. A quantidade que faltar será o número de carbonos ligados a ele.
Por exemplo, a fórmula de traços do propan-1-ol é dada por:
Observe de forma mais detalhada:
Veja mais exemplos:
Os compostos orgânicos podem ser representados de diversas formas, como por meio de uma fórmula estrutural plana, de uma fórmula estrutural simplificada ou condensada ou de uma fórmula de traços. No entanto, a representação mais simples é por meio da fórmula molecular.
Desse modo, vejamos como determinar a fórmula molecular dos compostos orgânicos, baseando-nos nas outras fórmulas citadas anteriormente.
1.       Por meio da Fórmula Estrutural Plana: essa fórmula mostra a arrumação ou a disposição dos átomos dentro da molécula. Por exemplo, abaixo temos a fórmula estrutural plana de um dos hidrocarbonetos presentes na gasolina.     
Veja que, nessa fórmula, todos os átomos e todas as ligações existentes entre eles são mostrados. Agora, para determinar a fórmula molecular desse composto, basta contar a quantidade de átomos de cada elemento e colocar um índice do lado inferior direito do elemento em questão. 
Um aspecto importante a ser ressaltado é que sempre começamos a fórmula molecular dos compostos orgânicos a partir do elemento carbono, pois ele é o constituinte principal dessas substâncias. Veja o exemplo:
Visto que são 8 carbonos, começamos a escrever a fórmula molecular assim: C8Para completar essa fórmula, contamos a quantidade de hidrogênios:
Portanto, sua fórmula molecular é C8H18.
2.       Por meio da fórmula estrutural simplificada ou condensada: nesse tipo de fórmula, a quantidade de hidrogênios é abreviada. Por exemplo, veja a mesma fórmula da molécula encontrada na gasolina, agora de forma condensada:
Desse modo fica até mais fácil de contar a quantidade de hidrogênios, basta somar os índices (3 +3+ 3 +2 +1 +3 +3 = 18).
Mas vejamos agora a fórmula estrutural condensada do ácido linoleico, que existe em vegetais como o algodão, a soja, o girassol, etc. e que é usado em tintas e vernizes:
H3C─CH2─CH2─CH2─CH2─CH═CH─CH2─CH═CH─CH2─CH2─CH2─CH2─CH2─CH2─CH2─COOH
Contando a quantidade de carbonos, de hidrogênios e de oxigênios, temos a seguinte fórmula molecular do ácido linoleico: C18H32O2.
3.       Por meio da fórmula de traços: essa fórmula simplifica ainda mais a forma de representar os compostos orgânicos, sendo que ela omite os grupos C, CH, CH2 e CH3.
Um exemplo é a molécula de linoleico, veja como ela fica:
Vamos contar a quantidade de carbonos primeiro, lembrando que, nessa fórmula, cada ligação entre carbonos é representada pelo traço. Assim, as pontas, bem como os dois pontos da inflexão, correspondem a átomos de carbono.
Temos então: C18
Agora, para contar a quantidade de hidrogênios, temos que lembrar que as ligações entre os carbonos e os hidrogênios ficam subentendidas, pois se sabe que o carbono faz quatro ligações; assim, a quantidade de ligações que estiver faltando é a quantidade de hidrogênios ligados a esse elemento.
Veja as explicações abaixo:
Assim, a quantidade de hidrogênios será: 32.
Já a quantidade de oxigênios é bem simples de contar, pois são apenas dois. Sendo que a fórmula molecular é: C18H32O2.
Equação de estado dos gases (Equação de Clapeyron) 
A equação de Clapeyron, também conhecida como equação de estado dos gases perfeitos ou ainda equação geral dos gases, criada pelo cientista parisiense Benoit Paul Emile Clapeyron (1799-1864), é a mostrada abaixo:
p . V = n . R . T
Sendo que:
p = pressão do gás;
V = volume do gás;
n = quantidade de matéria do gás (em mols);
T = temperatura do gás, medida na escala kelvin;
R = constante universal dos gases perfeitos.
Mas como se chegou a essa equação?
Bem, no texto Equação geral dos gases, é mostrado que quando uma massa fixa de um gás sofre transformação nas suas três grandezas fundamentais, que são pressão, volume e temperatura, a relação abaixo permanece constante:
pinicial . Vinicial = pfinal . Vfinal
Tinicial                     Tfinal
ou
p . V = constante
T                  
Essa constante, porém, é proporcional à quantidade de matéria do gás, por isso, temos:
p . V = n .constante
T                     
Passando a temperatura para o outro membro, temos:
p . V = n . constante . T
Essa é a equação de estado dos gases perfeitos proposta por Clapeyron.
O químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) comprovou que volumes iguais de quaisquer gases, que estão nas mesmas condições de temperatura e pressão, apresentam o mesmo número de moléculas. Assim, 1 mol de qualquer gás tem sempre a mesma quantidade de moléculas, que é 6,0 . 1023 (número de Avogadro). Isso significa que 1 mol de qualquer gás também ocupa sempre o mesmo volume, que, nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), em que a pressão é igual a 1 atm e a temperatura é de 273 K (0ºC), é igual a 22,4L.
Com esses dados em mão, podemos descobrir o valor da constante na equação acima:
p . V = n . constante . T
constante = p . V
                   n . T
constante = 1 atm . 22,4 L
                  1 mol . 273 K
constante = 0,082 atm . L . mol-1 . K-1
Assim, esse valor passou a ser definido como a constante universal dos gases e passou também a ser simbolizado pela letra R.
Em condições diferentes, temos:
R = PV = 760 mmHg . 22,4 L = 62,3 mmHg . L/mol . K
      nT        1 mol . 273,15 K
R = PV = 760 mmHg . 22 400 mL = 62 300 mmHg . mL/mol . K
      nT        1 mol . 273,15 K
R = PV = 101 325 Pa . 0,0224 m3 = 8,309 Pa . m3/mol . K
      nT        1 mol . 273,15 K
R = PV = 100 000 Pa . 0,02271 m3 = 8,314 Pa . m3/mol . K
      nT        1 mol . 273,15 K
Podemos então resolver problemas envolvendo gases em condições ideais usando a equação de Clapeyron, pois ela vale para qualquer tipo de situação. Porém, é importante ressaltar que se deve prestar bastante atenção nas unidades que são usadas para aplicar o valor correto para a constante universal dos gases, R.
Além disso, visto que a quantidade de matéria pode ser determinada pela fórmula:
n =     massa     → n =   m   
     Massa molar             M
podemos substituir “n” na equação de Clapeyron e obtermos uma nova equação que pode ser usada nos casos em que não é fornecido diretamente o valor do número de mols do gás:
p . V = m  . R . T
           M           
A equação de Clapeyron é uma expressão matemática proposta pelo físico-químico e engenheiro civil frânces Benoit-Pierre-Émile Clapeyron e foi formulada para descrever o comportamento de um gás perfeito. Observe a seguinte equação:
P.V = n.R.T
P = pressão gerada pelo gás nas paredes do recipiente;
V = volume ocupado pelo gás e pode ser expresso em litros ou metros cúbicos;
n = número de mol (quantidade de matéria do gás);
Obs.: O número de mol é expresso pela relação entre a massa do gás (m) e sua massa molar (M):
n = m  
    M
R = constante geral dos gases proposta por Clapeyron e depende da unidade da pressão utilizada (em atm, vale 0,082; em mmHg, vale 62,3; em KPa, vale 8,31);
T = temperatura na qual o gás é submetido (sempre utilizada na unidade Kelvin).
Obs.: Para transformar uma temperatura fornecida em graus Celsius para Kelvin, basta somar o seu valor a 273.
Assim, por meio da utilização da equação de Clapeyron, podemos determinar diversas variáveis referentes a um gás, como é possível observar em cada um dos exemplos propostos a seguir:
1º Exemplo: (Uefs-BA) Um recipiente de 24,6 L contém 1,0 mol de nitrogênio exercendo a pressão de 1,5 atm. Nessas condições, a temperatura do gás na escala Kelvin é:
a) 30      b) 40      c) 45      d) 300      e) 450
T = ?
n = 1 mol
R = 0,082 atm. L/mol . K (porque a pressão está em atm)
Volume = 24,6 L
P = 1,5 atm
Lançando os dados fornecidos na equação de Clapeyron, podemos determinar a temperatura requerida:
P.V = n.R.T
1,5.24,6 = 1.0,082.T
36,9 = 0,082T
 36,9 = T
0,082     
T = 450 K
2º Exemplo: (Unimep-SP) A 25 ºC e a 1 atm, dissolvem-se 0,7 litros de gás carbônico em um litro de água destilada. Essa quantidade de CO2 corresponde a:
(Dados: R = 0,082 atm.l/mol.k; Massas atômicas: C = 12; 0 = 16).
a) 2,40 g
b) 14,64 g
c) 5,44 g
d) 0,126 g
e) 1,26 g
T = 25 ºC, que somada a 273 resulta em 298 K
m = ?
R = 0,082 atm. L/mol . K (porque a pressão está em atm)
Volume = 0,7 L
P = 1 atm
Lançando os dados fornecidos na equação de Clapeyron, podemos determinar a massa requerida:
P.V = n.R.T
1.0,7 = m .0,082.298
44     
0,7 = m.24,436
         44
0,7.44 = m.24,436
30,8 = m.24,436
  30,8  = m
24,436      
m = 1,26 g (aproximadamente)
3º Exemplo: (Fesp-PE) A 75 oC e 639 mmHg, 1,065 g de uma substância ocupam 623 mL no estado gasoso. A massa molecular da substância é igual a:
a) 58      b) 0,058      c) 12,5      d) 18,36      e) 0,0125
T = 75 ºC, que somada a 273 resulta em 348 K
m = 1,065 g
R = 62,3 mmHg. L/mol . K (porque a pressão está em mmHg)
Volume = 623 mL, que dividido por 1000 resulta em 0,623 L
P = 639 mmHg
M = ?
Lançando os dados fornecidos na equação de Clapeyron, podemos determinar a massa molecular requerida:
P.V = n.R.T
P.V = m .R.T
  M
639.0,623 = 1,065.62,3.348
                 M
398,097 = 23089,626
              M
398,097M = 23089,626
M = 23089,626
      398,097
M = 58 u
4º Exemplo: (UFRJ) Necessita-se armazenar certa quantidade de oxigênio gasoso (O2). A massa de gás é de 19,2 g, à temperatura de 277 oC e à pressão de 1,50 atm. O único recipientecapaz de armazená-lo terá aproximadamente o volume de:
Dados: O = 16, R = 0,082 atm.L/mol.K
a) 4,50L      b) 9,00L      c) 18,0L      d) 20,5L      e) 36,0L
T = 277 ºC, que somada a 273 resulta em 550 K
m = 19,2 g
P = 1,5 atm
R = 0,082 atm. L/mol . K (pois a pressão foi fornecida em atm)
Volume = ?
Obs.: Inicialmente, devemos calcular a massa molar do gás oxigênio, multiplicando a quantidade de átomos pela massa do elemento e, depois, somando os resultados:
M = 2.16
M = 32 g/mol
Lançando os dados fornecidos na equação de Clapeyron, podemos determinar o volume requerido:
P.V = n.R.T
P.V = m .R.T
  M
1,5.V = 19,2.0,082.550
          32
1,5.V = 865,92
            32
1,5.V.32 = 865,92
48V = 865,92
V = 865,92
      48
18,04 L (aproximadamente)
5º Exemplo: (Unificado-RJ) 5 mol de um gás ideal, a uma temperatura de 27 ºC, ocupam um volume de 16,4 litros. A pressão exercida por essa quantidade do gás é:
Dado: R = 0,082 atm. L/mol . K
a) 0,675 atm      b) 0,75 atm      c) 6,75 atm      d) 7,5 atm      e) 75 atm
T = 27 ºC, a qual somada a 273 resulta em 300 K
n = 5 mol
R = 0,082 atm. L/mol . K
Volume = 16,4 L
P = ?
Lançando os dados fornecidos na equação de Clapeyron, podemos determinar a pressão requerida:
P.V = n.R.T
P.16,4 = 5.0,082.300
P.16,4 = 123
P = 123   
    16,4
P = 7,5 atm
6º Exemplo: (Unirio-RJ) 29,0 g de uma substância pura e orgânica, no estado gasoso, ocupam o volume de 8,20 L, à temperatura de 127 °C e à pressão de 1520 mmHg. A fórmula molecular do provável gás é: (R = 0,082 . atm .L/mol K)
a) C2H6      b) C3H8      c) C4H10      d) C5H12      e) C8H14 
T = 127 ºC, que somada a 273 resulta em 400 K
m = 29 g
R = 62,3 mmHg. L/mol . K (porque a pressão está em mmHg)
Volume = 8,2 L
P = 1520 mmHg
M = ?
Para determinar a fórmula molecular nesse exercício, é necessário lançar os dados fornecidos na equação de Clapeyron para determinar a massa molar:
P.V = n.R.T
1520.8,2 = 29 .62,3.400
  M
12464 = 722680
            M
12464M = 722680
M = 722680
       12464
M = 57,98 g/mol
Em seguida, devemos determinar a massa molecular em cada alternativa fornecida (multiplicando a quantidade de átomos pela massa do elemento e, depois, somando os resultados) para verificar qual delas iguala-se à massa encontrada anteriormente:
a) M = 2.12 + 6.1
M = 24 + 6
M = 30 g/mol
b) M = 3.12 + 8.1
M = 36 + 8
M = 44 g/mol
c) M = 4.12 + 10
M = 48 + 10
M = 58 g/mol, ou seja, a fórmula molecular do composto é o C4H10.
A equação de estado dos gases, também conhecida como equação de Clapeyron, é a seguinte:
P . V = n . R . T
mas visto que n = m/M, essa equação também pode ser expressa por:
P . V = m . R . T
 M
Observe que essa equação relaciona as três variáveis de estado dos gases (pressão (P), volume (V) e temperatura (T)) para uma quantidade “n” de mols de partículas de um gás, descrevendo, desse modo, o comportamento de um gás ideal.
Mas como se chegou a essa equação?
Bem, o texto Equação Geral dos Gases mostrou que as três variáveis de estado dos gases inter-relacionam-se da seguinte forma:
P . V = k
T       
O “k” é uma constante, mas o seu valor dependerá da quantidade de mols ou de matéria do gás que estamos trabalhando. Desse modo, temos:
P . V = n . k
T           
Por exemplo:
- Para 1 mol de gás, temos: P . V = 1 k;
 T 
- Para 2 mols de gás, temos: P . V = 2 k;
 T
- Para 3 mols de gás, temos: P . V = 3 k, e assim por diante.
 T
Segundo a Hipótese ou Princípio de Avogadro, sempre que temos 1 mol de qualquer gás nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP - 1 atm e 273 K (0ºC)), o volume ocupado será sempre de 22,4 L (volume molar). Sendo assim, se considerarmos 1 mol de um gás ideal nessas condições, podemos substituir os dados na fórmula da equação geral dos gases mostrada acima e descobrir o valor da constante “k”. Veja:
P . V = n k
T         
(1 atm) . (22,4 L) = 1 mol . k
273 K                
(1 atm) . (22,4 L) = k
1 mol .273 K      
k = 0,082 atm . L . K-1. mol-1
Esse valor é chamado de constante universal dos gases perfeitos, pois ele é constante para 1 mol de qualquer gás em quaisquer temperatura e pressão, sendo simbolizado por “R”. É a partir disso que chegamos à fórmula da equação de estado dos gases mencionada no início do texto:
P . V = n k
T         
P . V = n R
T         
P . V = n . R . T
Você poderá usar essa fórmula para resolver vários exercícios que envolvam as variáveis de estado dos gases. No entanto, lembre-se de verificar as unidades. Se no enunciado da questão aparecer a pressão em atm e o volume em L, você poderá usar o valor da constante universal dado acima (0,082 atm . L . K-1. mol-1), pois as unidades são as mesmas. No entanto, se forem usadas outras unidades, você deverá usar outro valor de R que for dado com as mesmas unidades. Veja outros valores a seguir:
PV = 760 mmHg . 22,4 L = 62,3 mmHg . L/mol . K
nT      1 mol . 273,15 K
PV = 760 mmHg . 22 400 mL = 62 300 mmHg . mL/mol . K
nT          1 mol . 273,15 K
PV = 101 325 Pa . 0,0224 m3 = 8,309 Pa . m3/mol . K
nT         1 mol . 273,15 K
PV = 100 000 Pa . 0,02271 m3 = 8,314 Pa . m3/mol . K
nT          1 mol . 273,15 K
Qual valor você usaria se o enunciado do exercício desse a pressão em milímetros de mercúrio e o volume em mL? - O correto seria a segunda opção (62 300 mmHg . mL/mol . K).
Veja um exemplo de como utilizar essa equação dos gases para resolver exercícios:
Exemplo: “(UFC-CE) As pesquisas sobre materiais utilizados em equipamentos esportivos são direcionadas em função dos mais diversos fatores. No ciclismo, por exemplo, é sempre desejável minimizar o peso das bicicletas, para que se alcance o melhor desempenho do ciclista. Dentre muitas, uma das alternativas a ser utilizada seria inflar os pneus das bicicletas com o gás hélio, He, por ser bastante leve e inerte à combustão. A massa de hélio, necessária para inflar um pneu de 0,4 L de volume, com a pressão correspondente a 6,11 atm, a 25ºC, seria: 
(Dados: R = 0,082 L . atm . mol-1 . K-1 ).
a) 0,4 g      b) 0,1 g      c) 2,4 g      d) 3,2 g      e) 4,0 g”
Resolução:
* Primeiro vamos listar os dados que temos e qual grandeza deve ser encontrada:
P = 6,11 atm;
V = 0,4 L;
T = 25 ºC (lembre-se de transformar para a escala kelvin) = 273 + 25 = 298 K;
R = 0,082 L . atm . mol-1 . K-1 
M = 4 g. mol-1 (basta olhar na tabela periódica para descobrir a massa molar do gás hélio);
m = ?
* Agora vamos usar a fórmula da equação de estado dos gases para resolver esse exercício e encontrar a massa de hélio necessária para inflar um pneu nas condições descritas:
P . V = m . R . T
 M 
m = P . V . M
       R . T
m = (6,11 atm) . (0,4 L) . (4,0 g. mol-1) 
     (0,082 L . atm . mol-1 . K-1 ) . (298 K)
m = 0,4 g
Conforme visto no texto “Equação Geral dos Gases”, a relação das variáveis dos gases ideais (pressão, temperatura e volume) sempre dá uma constante.
     PV = k
T
Se a quantidade do gás for igual a 1 mol, a constante será representada pela letra R, que é conhecida como a constante universal dos gases.
      PV = R
T
O cientista parisiense Benoit Paul Emile Clapeyron (1799-1864) relacionou essa equação com as três variáveis de estado dos gases, para uma quantidade de matéria igual a n, ou seja, para um número qualquer de mol, o que de forma completa descreve o comportamento geral dos gases. Desse modo, ele criou a seguinte equação:
Essa equação é denominada de Equação de Clapeyron ou de Equação de Estado dos Gases Perfeitos, já que todo gás que obedece a essa lei é considerado um gás perfeito ou ideal.
Assim, nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), em que a pressão está ao nível do mar, ou seja, é igual a 760 mmHg ou 1 atm, e a temperatura é de 273,15 k; podemos encontrar o valor da constante universal dos gases (R) para 1 mol de gás, já que, conforme diz a Lei de Avogadro, 1 mol de qualquergás ocupa o volume de 22,4 L. Desse modo, temos:
PV = nRT
R = PV
 nT
R = 1 atm . 22,4 L
 1 mol. 273,15K
R = 0,082 atm . L
 mol. K
Se usarmos todas as unidades recomendadas pelo SI, teremos:
P = 101 325 Pa
V = 0,0224 m3
R = PV
 nT
R = 101 325 Pa. 0,0224 m3
 1 mol. 273,15K
R = 8,309 Pa . m3 ou R = 8,309 __J___
 mol. K mol. K
Além disso, temos também esse cálculo para os valores adotados nas STP (Standard Temperature and Pressure) da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), nas unidades recomendadas pelo SI:
R = PV
 nT
R = 100 000 Pa. 0,022714 m3
 1 mol. 273,15K
R = 8,314 Pa . m3 ou R = 8,314 __J___
 mol. K mol. K
Misturas de Gases
Praticamente todos os “gases” com os quais temos contato no cotidiano não são exatamente gases isolados, mas sim misturas de gases. Não conseguimos diferenciar muito bem porque toda mistura gasosa é homogênea, ou seja, apresenta uma única fase, um único aspecto em toda a sua extensão. O melhor exemplo é o ar que respiramos, que é composto basicamente por 78% do volume em massa de gás nitrogênio (N2), 21% de gás oxigênio (O2) e 1% de outros gases, principalmente o gás nobre argônio (Ar), que está presente em uma porcentagem de quase 1% .
Outros exemplos de misturas gasosas que encontramos no dia a dia são o gás de cozinha, que se trata, na verdade, de uma mistura dos gases propano (C3H8) e butano (C4H10); e os cilindros usados para respiração por alpinistas e mergulhadores, que são misturas gasosas de nitrogênio e oxigênio, como o ar, mas enriquecidos com oxigênio (a quantidade de oxigênio armazenada nos cilindros deve ser de 42% em volume).
Visto que estão tão presentes em nosso cotidiano, torna-se importante estudar o comportamento das misturas de gases. Dois aspectos são os mais importantes: a pressão e o volume que esses gases exercem nas misturas das quais participam. Essas grandezas são chamadas de pressão e volume parciais dos gases e correspondem à pressão ou ao volume que o gás exerce ou ocupa de forma individual dentro da mistura nas mesmas condições de temperatura e pressão que a mistura se encontra, e não corresponde à pressão ou ao volume que ele possuía antes de entrar para a mistura gasosa.
Além disso, o estudo dessas grandezas nas misturas gasosas apresenta somente o aspecto quantitativo, e não o qualitativo, ou seja, independe da natureza ou do tipo do gás, mas depende somente da quantidade de matéria (número de mols) dos gases. Isso significa que as relações que serão estudadas adiante e que serão mencionadas para um gás dentro da mistura são válidas também para todos os outros gases que participam da mesma mistura gasosa. É óbvio que, para tal, considera-se que os gases não reagem entre si.
Como depende da quantidade de matéria, podemos concluir o seguinte: Visto que a equação de estado dos gases ou equação de Clapeyron faz as seguintes relações entre as grandezas dos gases: P . V = n . R . T, para as misturas gasosas, teremos:
P . V = (n1 + n2 + n3 + ...) . R . T
ou
P . V = Σn . R . T
A lei de Dalton diz o seguinte sobre a pressão dos gases nas misturas:
“A pressão total exercida por uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais dos gases que compõem a mistura.”
Ptotal = P1 + P2 + P3 + P4… ou P = Σp
Isso significa que, por exemplo, se a pressão do ar for de 1,0 atm, a pressão parcial do N2 será de 0,78 (78% da pressão total), a pressão parcial de O2 será igual a 0,21 (21% da pressão total da mistura) e a pressão parcial do argônio será de 0,01% (1% da pressão total da mistura).
Essa Lei de Dalton é mostrada também pela fração em quantidade de matéria (X) que relaciona a quantidade de matéria em mol de cada gás com a quantidade de matéria total da mistura:
XY = _nY__
       nTOTAL
A fração em quantidade de matéria também é proporcional à relação entre a pressão parcial do gás e a pressão total da mistura gasosa, como mostrado mais acima:
XY =    PY     
          PTOTAL
Com base na Equação de Clapeyron e na Lei de Dalton acima, o físico francês Émile Hilaire Amagat (1841-1915) criou a lei de Amagat, que diz o seguinte sobre o volume dos gases nas misturas:
“O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos volumes parciais dos gases que compõem a mistura.”
Vtotal = V1 + V2 + V3 + ... ou Vtotal = Σv
Podemos também determinar em porcentagem em volume, que é chamada de fração volumétrica:
X Gás= nGás = Vgás = % em volume de gás
             Σn     Vtotal                    100%
Para entender melhor como calcular e aplicar a Lei de Dalton e a Lei de Amagat para as misturas gasosas veja os textos:
Você já percebeu que quando os jogadores brasileiros vão para lugares de maior altitude, como a Bolívia, eles sentem uma dificuldade para se adaptarem à pressão atmosférica? O estudo das pressões parciais que os gases presentes no ar e em outras misturas exercem, causando a pressão total da mistura, explica por que isso acontece. Vejamos como:
O cientista inglês John Dalton (1766-1844) estudou bastante o comportamento das misturas gasosas, como no caso de fenômenos meteorológicos e da composição do ar atmosférico. Em 1801, ele propôs uma lei baseada em algumas conclusões importantes com respeito à pressão parcial que cada gás exerce dentro de uma mistura:
Lei de Dalton das pressões parciais: A pressão total do sistema corresponde à soma das pressões parciais exercidas por cada um dos gases que compõem a mistura.
Ptotal = P1 + P2 + P3 + P4… ou P = Σp
Isso significa que se parte do princípio de que não há reação entre os gases e que a pressão parcial dos gases, que está sendo citada, é a pressão que esses gases exercem sozinhos dentro da mistura gasosa e que ela não é a mesma pressão que eles exerciam antes de entrarem na mistura, quando estavam isolados.
Quando se estudam as misturas gasosas, não se costuma considerar o tipo de gás que está na mistura, isto é, não se aborda o aspecto qualitativo, mas somente o quantitativo, porque o que importa é a quantidade de matéria, o número de moléculas do gás. Essa pressão exercida pela mistura gasosa está diretamente relacionada à quantidade de partículas de cada gás.
Vamos usar a Equação de Clapeyron para os gases ideais para mostrar isso. Ela é dada por: P . V = n . R . T, sendo que “n” é o número de mols de partículas do gás. Considere uma mistura gasosa formada pelos gases X, Y e Z. A pressão de cada um dentro da mistura será dada por:
PX . V = nXRT
PY . V = nYRT
PZ. V = nZRT
Assim, a pressão total da mistura será dada por:
(PX + PY + PZ). V = (nX + nY + nZ) . R . T
PTOTAL . V = nTOTAL . R . T
Veja como a pressão total é diretamente proporcional à quantidade de matéria, mostrando que quanto mais partículas de gases houver, maior será a pressão parcial de cada gás e, consequentemente, maior será a pressão total.
Pode-se expressar isso também assim:
Σn = n1 + n2 + n3 +...
Ptotal = ΣnRT
                V
A partir das equações acima, podemos chegar à outra grandeza. Por exemplo, se dividirmos uma equação de Clapeyron dada para determinado gás pela equação total da mistura, teremos:
__PY . V     =  __   nYRT____
PTOTAL . V     nTOTAL . R . T
__PY   =  __   nY__
PTOTAL     nTOTAL
Essa relação entre a quantidade de matéria de cada gás no sistema e a quantidade total de matéria na mistura é uma grandeza (nY/ntotal) denominada de fração em quantidade de matéria (fração molar ou fração em mol), sendo simbolizada pela letra X. Assim, se quisermos saber a fração de um gás qualquer em uma mistura, teremos:
XY = _nY__
            nTOTAL
A fração em quantidade de matéria também é proporcional à relação entre a pressão parcial do gás e a pressão total da mistura gasosa, como mostrado mais acima:
XY = _ PY__
            PTOTAL
Agora voltemos na questão da pressão do ar atmosférico na Bolívia. O ar que respiramos ao nível do mar é uma mistura de gases, em que os principais são o nitrogênio, quecorresponde a cerca de 80% da composição do ar; e o oxigênio, que corresponde a quase 20% do ar, e a pressão é de 100 000 Pa.  Em La Paz, porém, a pressão atmosférica é igual a 60 000 Pa e a porcentagem de gás oxigênio é 40% menor que ao nível do mar. Vamos calcular, então, a pressão parcial do oxigênio e a porcentagem dele em volume no ar de La Paz:
Ao nível do mar, temos:
20% = 20/100 = 0,2
PO2 = 0,2 . 100 000 = 20 000 Pa
Em La Paz, a porcentagem de gás oxigênio é 40% menor que ao nível do mar, ou seja, é 60% da pressão ao nível do mar:
PO2 = 0,6 . 20 000 = 12 000 Pa
Agora, vamos calcular a porcentagem em volume do oxigênio no ar de La Paz:
%O2 = 12 000 / 60 000 = 0,20 = 20%
Observe que a porcentagem é a mesma que ao nível do mar. Isso acontece em praticamente todo o mundo. Mas o que muda é a quantidade de matéria (n) de todos os gases e, conforme explicado, isso altera a pressão total da mistura, que no caso é a pressão atmosférica, que diminui com o aumento da altitude.  
Por outro lado, em profundidades muito grandes, a pressão dos gases aumenta. A cada 10 m, a pressão aumenta em torno de 1 atm. As pressões parciais dos gases nitrogênio e oxigênio aumentam muito, e se uma pessoa respirá-los, ela pode ter vários problemas graves. É por isso que mergulhadores precisam usar cilindros contendo oxigênio diluído em hélio.
O mergulhador está usando um cilindro com porcentagens apropriadas de gases, considerando a grande profundidade em que se encontra
Considerando uma mistura gasosa, o volume que cada gás ocupa na mistura corresponde ao volume parcial do gás na mistura.
Por exemplo, digamos que em determinada temperatura e pressão constantes, haja em um cilindro de 50 L uma mistura que contenha três gases genéricos A, B e C, sendo que a composição dessa mistura em volume é de 60% do gás A, 25% do gás B e 15% do gás C. Isso nos informa que se o gás A fosse isolado, nas mesmas condições, ele ocuparia 60% do volume do cilindro, o que corresponde a um volume de 30 L. Se o gás B também fosse isolado, nas mesmas condições, ele ocuparia um volume de 12,5 L, e o gás C ocuparia 7,5 L.
Veja que, se somarmos esses volumes parciais de cada gás, o resultado será exatamente o volume total da mistura: 30 + 12,5 + 7,5 = 50 L. Então, podemos fazer a seguinte generalização:
Vtotal = V1 + V2 + V3 + ... ou Vtotal = Σv
Exemplo: Qual o volume parcial do gás nitrogênio (N2) em 5 L de uma mistura com 40% de N2 em volume?
Resolução:
Pela explicação, temos: 40% de 5 L = 2 L
O volume parcial do gás nitrogênio (N2) em 5 L de uma mistura é de 2 L.
Uma segunda maneira de calcular o volume parcial dos gases em uma mistura é através da equação de Clapeyron (P . Vgás = ngás . R . T):
Vgás = ngás . R . T
                    P
Analogamente, para o cálculo do volume total da mistura, podemos usar a seguinte expressão:
Vtotal = ΣnRT
                P 
Uma terceira maneira de calcular o volume total e os volumes parciais dos gases em uma mistura gasosa consiste em usar a fração em quantidade de matéria:
X Gás= nGás = Vgás = % em volume de gás
             Σn     Vtotal                    100%
Essa porcentagem em volume é chamada de fração volumétrica.
Voltando ao exemplo do gás nitrogênio na mistura de 5 L, poderíamos calcular o valor do seu volume parcial pela equação da fração molar, como é mostrado a seguir:
VN2 = 40% . 5 L = 2 L
            100%
Estamos cercados mais por misturas de gases do que por gases isolados. O ar que respiramos é um exemplo de mistura de vários gases, sendo que os principais são o nitrogênio (N2), que corresponde a cerca de 80% do ar; e o oxigênio (O2), que é quase 20%.
Visto que são tão presentes em nosso cotidiano, é necessário analisar duas grandezas importantes quando se trata de misturas gasosas, que são: pressão parcial e volume parcial. A seguir, ambos serão explicados:
1.      Pressão parcial dos gases:
A pressão parcial de um gás é a pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, nas mesmas condições de temperatura e volume da mistura. 
Segundo Dalton, a soma das pressões parciais dos gases que formam a mistura resulta na pressão total (p) da mistura. Por exemplo, se a pressão do ar for de 1,0 atm, a pressão parcial do N2 será de 0,8 (80% da pressão total) e a pressão parcial de O2 será igual a 0,2 % (20% da pressão total da mistura).
Essa Lei de Dalton é mostrada também pela fração em quantidade de matéria (X). Essa fração no caso do nitrogênio é dada por 0,8 mol.
                                                            1,0 mol
pN2= p . XN2
pN2= 1,0 atm . 0,8 = 0,8 atm.
Pode-se também calcular cada pressão parcial por meio da equação de estado dos gases:
 Equação de estado dos gases: PV = nRT
 Determinação da pressão parcial do N2:PN2. V = nN2 . RT                                              
2.      Volume parcial dos gases:
Similarmente à pressão parcial, o volume parcial corresponde ao volume que um gás ocupa nas condições de temperatura e pressão da mistura.
A Lei de Amagat diz que a soma dos volumes parciais é igual ao volume total, assim como o caso da pressão visto anteriormente. Por isso, usamos a equação de estado dos gases, com a única diferença que agora se coloca o volume parcial do gás e não a pressão:
P. VN2= nN2 . RT
Também é possível calcular o volume parcial de cada gás componente da mistura por meio da fração em quantidade de matéria.
A lei de Dalton enuncia que a pressão parcial de cada gás de uma mistura gasosa é igual à pressão que ele exerceria ocupando o volume da mistura, à mesma temperatura. Portanto, a pressão total da mistura gasosa é a soma das pressões parciais de cada gás que a compõe.
Vamos considerar dois tipos de gases, A e B. Cada um deles ocupa o mesmo volume V, e possui a mesma temperatura T. Se aplicarmos a equação de Clapeyron nos dois gases A e B, temos:
pA  .V= nA  .R .T      e       pB  .V= nB  .R .T
Como mostra a figura acima, se misturarmos os dois gases, o número de mols dos gases da mistura (nm) passa a ser:
nm= nA+ nB
Onde:
Mas nm = (Pm . V) / R . T; então temos:
Fazendo algumas simplificações na expressão acima, temos:
pm= pA+ pB    (Lei de Dalton)
Podemos aplicar a gases de volumes e temperaturas distintas o mesmo raciocínio. Vejamos a figura abaixo, na qual dois balões interligados por um tubo de volume desprezível possui uma torneira de contato. Esses balões possuem dois gases A e B, com temperaturas e volumes diferentes um do outro. Pela figura vemos que a torneira está fechada, portanto:
pA  .V= nA  .R .T      e       pB  .V= nB  .R .T
Posteriormente, se abrirmos a torneira, veremos que os gases se misturam, como mostra a ilustração abaixo:
Para essa mistura, temos as seguintes relações:
Vm=VA+ VB  
pA  .V= nA  .R .T    
pB  .V= nB  .R .T
Então, temos que a relação final dessa mistura pode ser estendida a uma mistura de n gases. Assim:
Misturas Gasosas 
- Nas misturas gasosas (como o próprio ar atmosférico), cada gás comporta-se como se estivesse sozinho, ou seja podemos calcular a pressão e o volume de cada gás dentro de uma mistura gasosas.
Chamamos esses volumes e pressões individuais de parciais.
- Pressão Parcial (Lei de Dalton) :
Pa = Xa . Pt
Na qual, Pa é a pressao parcial do gás A de uma mistura, Xa é a fração molar e Pt é a pressão total da mistura.
- Volume Parcial (Lei de Amargat) :
Va = Xa . Vt
Na qual, Va é a pressao parcial do gás A de uma mistura, Xa é a fração molar e Vt é a pressão total da mistura.
- Fração Molar:
É a razão entre o número de mols de um gás pelo número total de mols da mistura.
Xa = na / nt
Na qual, Xa é a fração molar, na é o número de mols do gás A e nt é o número total de mols
- Densidade de Gases
Sabendo que densidade é a razão entre a massa e o volume e que o número de mols é a razão entre a massa comum e a massa molar e utilizando a equação de clapeyron, pode-se montar uma nova fórmula para a densidade:
P.V = n.R.T (Clapeyron)
P.V= m/M . R.T [substitui o n por m(massa comum) sobre M(massa molar)]P.M = m.R.T/V ( Passa o M multiplicando na fórmula e traz o V dividindo o outro lado)
M.P = d.R.T ( troca o m/V por d)
d = M.P/R.T ( isolando o d que representa a densidade, achamos outra fórmula para calculá-la)
- Densidade Relativa entre 2 gases 
Para saber a relação da densidade de 2 gases é apenas igualar a razão entre as densidades à razão das massas molares.
da/db = Ma/Mb
Na qual, da representa a densidade do gás A, db a densidade do gás B, Ma a massa molar do gás A e Mb a massa molar do gás B.
- Curiosidades
Efusão - Passagem de um gás através de pequenos orifícios.
Difusão - Espalhamento do gás no ambiente.
Atenção: Quanto menor for a massa molar do gás, maior será a sua velocidade de difusão
Quando dois ou mais gases são misturados, obtém-se uma mistura homogênea em todos os casos. Porém, a pressão parcial dos gases não será igual à pressão total da mistura em questão.
Mas, primeiramente, vamos entender o que são as pressões parcial e total.
No entanto, a pressão parcial dos gases, que está sendo citada, é a pressão que esses gases exercem dentro da mistura gasosa e não é a mesma pressão que eles exerciam antes de entrarem na mistura, quando estavam isolados.
E a pressão total? Segundo a lei de Dalton das pressões parciais para misturas gasosas, a pressão total é obtida por meio da somatória das pressões parciais dos gases componentes da mistura:
Para entendermos como isso se aplica, pense em um pneu de carro que foi calibrado em um lugar com pressão de 1,0 atm e cuja pressão da calibragem por meio do compressor de ar foi de 2,0 atm. O ar é uma mistura de gases, em que os principais são o nitrogênio, que corresponde a cerca de 80% da composição do ar; e o oxigênio, que corresponde a quase 20% do ar.
Conforme foi mostrado pelo compressor de ar, a pressão total é de 2,0 atm. Sendo que 80% são de nitrogênio, portanto, o nitrogênio exerce pressão parcial de 1,6 atm. E 20% são de oxigênio, dando 0,4 atm. Note que se somarmos as pressões parciais, dará exatamente o valor da pressão parcial.
Aplicando a lei de Dalton para a equação de estado, temos:
Observe que as pressões parciais são diretamente proporcionais aos números de mols (n). Assim, a pressão total também é diretamente proporcional à somatória do número total de mol (Σn):
Além disso, outra grandeza química importante é a fração molar (X), também denominada fração em quantidade de matéria ou, ainda, fração em mol. Ela corresponde à relação existente entre um valor molar parcial e um valor total.
Para entendermos melhor, voltemos ao exemplo do ar dentro dos pneus calibrados. Já que o nitrogênio ocupa 80% do volume da mistura, podemos dizer que em 1,0 mol, ele corresponde a 0,8 mol. Nesse caso, a fração molar será dada pela relação entre a quantidade em mol do nitrogênio pelo valor total:
Xnitrogênio = nnitrogênio
 Σn
Xnitrogênio = 0,8 mol = 0,8
 1,0 mol
A fração molar é correspondente também à relação entre a pressão parcial do gás em questão dentro da mistura e a pressão total da mistura gasosa:
Xnitrogênio = nnitrogênio= Pnitrogênio
 Σn Ptotal
O cientista inglês John Dalton fez várias contribuições para o estudo da Química, entre elas:
formulação do primeiro modelo atômico (denominado de bola de bilhar);
explicou cada uma das leis ponderais;
estudou os fenômenos meteorológicos e a composição atmosférica;
estudou a pressão de um gás na mistura gasosa atmosférica.
Neste texto, vamos abordar como Dalton desenvolveu o cálculo da pressão parcial de um gás em uma mistura gasosa. Denomina-se por pressão parcial a pressão exercida por um gás qualquer presente em uma mistura gasosa. 
Vamos imaginar, por exemplo, que tenhamos uma mistura formada por três gases: o metano (CH4), o oxigênio (O2) e o hidrogênio (H2). De acordo com John Dalton, a pressão que o gás metano exerce na mistura é exatamente igual à pressão que ele exerceria se estivesse sozinho em um recipiente.
Por isso, podemos afirmar, segundo Dalton, que a pressão total (PT) que existe em uma mistura gasosa é exatamente a soma das misuras de cada um dos gases presentes:
PT = Pa + PB+ PC
PA = pressão do gás A qualquer;
PB = pressão do gás B qualquer;
PC = pressão do gás C qualquer;
Além disso, para determinar o cálculo da pressão parcial de um gás, Dalton assegurou que a relação estabelecida entre a pressão do gás e a pressão total da mistura gasosa sempre seria igual à fração em quantidade (fração molar) de matéria do gás em questão:
PA = XA
PT            
PA = pressão do gás A qualquer;
PT = pressão total da mistura gasosa;
XA = fração molar do gás A.
Observação: Vale ressaltar que a fração em quantidade de matéria do gás a ser trabalhado é a relação entre o número de mols do gás e o número de mols total presente na mistura gasosa:
X = nA
     nT
nA = número de mols do gás A qualquer;
nT = número de mols total da mistura gasosa;
XA = fração molar do gás A.
O número de mol de cada gás é calculado pela fórmula:
nA = mA
        MA 
nA= número de mol de um gás A qualquer;
mA = massa de um gás A qualquer fornecida pelo exercício;
MA = massa molar de um gás A qualquer;
Observação: A fração em quantidade de matéria ainda pode ser expressa em porcentagem, isto é, quando nós pegamos o valor dela e multiplicamos por 100:
P% = XA.100
Acompanhe agora dois exemplos de resolução de cálculo da pressão parcial de um gás:
1º Exemplo: Uma mistura gasosa é formada por 14,2 gramas de gás cloro (Cl2) e 13,2 gramas de gás carbônico (CO2). Quais são as pressões parciais desses componentes supondo que a pressão total da mistura é de 2 atm? Dados: Massa molar do gás cloro = 71 g/mol; Massa molar do gás carbônico = 44 g/mol.
Dados dos exercícios:
mCl2 = 14,2 g
mCO2 = 13,2 g
MCl2 = 71 g/mol
MCO2 = 44 g/mol
PT = 2 atm
O primeiro passo é determinar os números de mols de cada gás:
	nCl2 = mCl2
          Mcl2
nCl2 = 14,2
            71  
nCl2 = 0,2 mols de Cl2
	nCO2 = mCO2
           MCO2
nCO2 = 13,2
             44 
nCO2 = 0,3 mols de CO2
Somando os dois números de mols encontrados, teremos o número de mols total:
nT = nCl2 + nCO2
nT = 0,2 + 0,3
nT = 0,5 mols
Para finalizar, é só encontrar a pressão parcial de cada gás na fórmula que envolve as pressões e a fração molar:
Em relação ao Cl2 :
PCl2 = X Cl2
 PT
PCl2 = n Cl2
 PT nT
PCl2 = 0,2
 2 0,5
0,5 PCL2 = 2.0,2
PCL2 = 0,4
 0,5
PCL2 = 0,8 atm de Cl2
•	Em relação ao CO2 :
PCO2 = X CO2
 PT 
PCO2 = n CO2
PT nT
PCO2 = 0,3
 2 0,5
0,5 PCO2 = 2.0,3
PCO2 = 0,6
 0,5
PCO2= 1,2 atm de CO2
2º Exemplo: Um sistema apresenta uma mistura gasosa contendo 30% de gás oxigênio (O2), 50% de gás propano (C3H8) e 20% de monóxido de carbono (CO). Sabendo que a pressão total do sistema é de 65000 Pa, determine o valor da pressão parcial de cada um dos gases.
Dados do exercício:
P% O2 = 30 %
P% C3H8 = 50 %
P% CO = 20 %
Como a porcentagem é a fração molar multiplicada por 100:
P = XA.100
A fração molar será a porcentagem dividida por 100, assim:
XA = P
     100
Logo:
X O2 = 0,3
X C3H8= 0,5
X CO= 0,2
Para calcular a pressão parcial de cada gás, basta utilizarmos a fórmula que envolve as pressões (total e parcial) e a fração em quantidade de matéria:
Em relação ao O2 :
PO2 = X O2
PT 
PO2 = 0,3
65000
PO2 = 65000.0,3
PO2 = 19500 Pa
•Em relação ao C3H8 :
PC3H8 = X C3H8
PT 
PC3H8 = 0,5
65000
PC3H8 = 65000.0,5
PC3H8 = 32500 Pa
Em relação ao CO:
PCO = XCO
PT 
PCO = 0,2
65000
PCO = 65000.0,2
PCO = 13000 Pa
Pressão parcial, lei das pressões parciais, ou lei de Dalton foi proposta pelo cientista John Dalton, que realizou vários estudos meteorológicos e relacionados à composição do ar atmosférico. De acordo com ele,
“Pressão parcial é a força que as moléculas de um gás exerce nas paredes de um recipiente, a qual é exatamente a mesma que ele exerceria se estivesseem uma mistura gasosa.”
Baseado nessa conclusão, Dalton afirmava que a pressão exercida por uma mistura gasosa (Pressão total, Pt) nas paredes de um recipiente é igual à soma das pressões parciais individuais de cada um dos gases componentes dessa mistura.
Pt = PA + PB + PC
Na qual,
PA = pressão parcial do gás A
PB = pressão parcial do gás B
PC = pressão parcial do gás C
Por exemplo, se temos uma mistura formada pelos gases hidrogênio (H2), oxigênio (O2) e gás carbônico (CO2) dentro de um recipiente, a pressão dessa mistura é a resultante da soma das pressões de cada um desses gases, logo:
Pt = PH2 + PO2 + PCO2
1- Relação da pressão parcial com a pressão total
De acordo com John Dalton, a relação entre a pressão parcial de um certo gás (PA) com a pressão total da mistura gasosa é sempre igual à fração molar (XA) do gás, o que resulta na seguinte fórmula:
PA = XA
Pt        
Vale ressaltar que a fração molar de um gás é dada pela relação entre o número de mol (nA) desse gás pelo número de mol (nt) da mistura gasosa (resultante da soma do número de mol de todos os gases que formam a mistura).
XA = nA
        nt
Assim, se substituirmos a fórmula da fração molar do gás na expressão da relação entre as pressões parciais, temos:
PA = nA
Pt     nt
2- Pressão total de uma mistura gasosa
A pressão total de uma mistura gasosa pode ser encontrada não apenas somando as pressões parciais dos gases que a compõe. Pode ser calculada através da equação de Clapeyron:
Pt.Vt = nt.R.T
Essa fórmula pode ser utilizada para o cálculo da pressão total, desde que seja utilizado o volume do recipiente (ou o volume total dos gases) e o número de mol total (nt), sendo:
 
R = constante geral dos gases
T = temperatura da mistura em Kelvin
Obs.: Caso a temperatura esteja em graus Celsius, transforme-a em Kelvin; para isso basta somar o valor fornecido com 273.
3- Exemplo de aplicação da pressão parcial de um gás
Exemplo: (FEI SP) Num recipiente de 44,8L, mantido a 273K, foram misturados 4 mol de gás hidrogênio e 6 mol de gás oxigênio em CNTP. As pressões parciais de H2 e O2, em atmosferas, são, respectivamente:
a) 1,0 e 2,0
b) 3,0 e 4,5
c) 0,8 e 1,2
d) 1,0 e 1,5
e) 2,0 e 3,0
Dados fornecidos pelo exercício:
Temperatura = 273 K
Volume do sistema = 44,8 L
Número de mol do gás hidrogênio = 4 mol
Número de mol do gás oxigênio = 6 mol
PH2= ?
PO2= ?
1o Passo: Calcular o número de mol total
nt = nH2 + nO2
nt = 4 + 6
nt = 10 mol
2o Passo: Calcular a pressão total (Pt) do sistema utilizando a equação de Clapeyron
Pt.Vt = nt.R.T
Pt.44,8 = 10.0,082.273
Pt.44,8 = 223,86
Pt = 223,86
       44,8
Pt = 4,996875 atm, logo Pt é aproximadamente 5 atm
3o Passo: Calcular a pressão parcial do gás hidrogênio
PH2 = nH2
Pt      nt
PH2 =  4  
 5      10
PH2.10 = 4.5
PH2.10 = 20
PH2 = 20
         10
PH2 = 2 atm
4o Passo: Calcular a pressão parcial do gás oxigênio
Como temos apenas dois gases na mistura e conhecemos a pressão de um deles e a pressão total, para calcular a pressão parcial do gás oxigênio basta utilizarmos a expressão da pressão total da mistura:
Pt = PH2 + PO2
5 = 2 + PO2
PO2 = 5 – 2
PO2 = 3 atm
 No ano de 1801, o cientista inglês John Dalton publicou suas conclusões sobre experimentos relacionados com fenômenos meteorológicos e com a composição do ar atmosférico. Entre essas conclusões está a definição de pressão parcial dos gases ou, simplesmente, Lei de Dalton.
A lei da pressão parcial dos gases diz que a pressão total (Pt) que uma mistura de gases (A, B, C) exerce nas paredes de um recipiente é igual à soma das pressões parciais (PA, PB, PC) de cada um dos gases que a compõem:
Pt = PA + PB + PC
Se temos uma mistura gasosa formada por gás oxigênio (O2), gás nitrogênio (N2) e gás metano (CH4), por exemplo, a pressão que essa mistura exerce é a soma das pressões parciais de cada gás:
Pt = PO2 + PN2 + PCH4
Definição de pressão parcial de um gás
John Dalton, em suas experiências, percebeu que a pressão que um gás presente em uma mistura gasosa exerce nas paredes de um recipiente é igual à pressão que ele exerce sozinho nas paredes de outro recipiente, isto é, sem estar misturado com outro gás. Porém, essa avaliação só ocorre se tivermos o mesmo volume e a mesma temperatura.
A descrição proposta acima é a definição de pressão parcial de um gás, mas para facilitar o entendimento sobre esse assunto, vamos utilizar as duas situações abaixo para o gás carbônico (CO2)
Situação 1
Recipiente com um volume de 2 L de gás carbônico a 300 Kelvin:
Recipiente com certo volume de CO2
Na representação, podemos observar que as moléculas de CO2 chocam-se com as paredes do recipiente e com as outras moléculas. Esse choque gera uma pressão que vamos chamar de x. Logo, a pressão parcial do CO2 é igual a x.
Situação 2
Recipiente com 2L de mistura gasosa, a 300 K, na qual o gás carbônico é um dos gases:
Recipiente contendo uma mistura gasosa com CO2
Na representação, observamos que as moléculas de CO2 também se chocam com as paredes do recipiente com as outras moléculas. Por apresentar mesmo volume (mesmo que contendo gases diferentes) e mesma temperatura, a pressão que o CO2 gera também será x.
Pressão parcial dos gases e a equação de Clapeyron
A equação de Clapeyron é:
PV = nRT
P é a pressão de um gás; V, o volume; n, número de mol; R, constante geral dos gases; e T, a temperatura. Como a pressão total é a soma das pressões de cada gás, podemos também somar a quantidade de matéria deles, já que na mistura os gases estão ocupando o mesmo espaço:
nt = nA + nB + nC
Assim, como o volume, constante (R) e a temperatura a que a mistura gasosa é submetida são sempre constantes, temos que:
Pt = nt
Podemos perceber que a pressão é dependente da quantidade de matéria (n) de um gás. Por isso, podemos relacionar a pressão parcial de um gás com a pressão parcial total de uma mistura, realizando o mesmo procedimento com a quantidade de matéria, resultando na seguinte fórmula:
Pgás = ngás
  Pt        nt   
Como a divisão entre o número de mol de um material pelo número de mol total é denominada de fração em quantidade de matéria, podemos escrever a expressão para calcular a pressão parcial de um gás da seguinte maneira:
Pgás = Xgás
  Pt                 
Cálculos envolvendo pressão parcial dos gases
Exemplo 1: Um recipiente com capacidade igual a 30 litros apresenta uma mistura gasosa contendo 0,5 mol de O2, 1,5 mol de N2 e 2 mol de CO2, a 350 Kelvin. Sabendo que R (constante geral dos gases) vale 0,082 atm.L.mol-1.K-1, qual será a pressão parcial de cada gás na mistura?
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
nO2 = 0,5 mol
nN2 = 1,5 mol
nCO2 = 2 mol
R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1
T = 350 K
V = 30 Litros
Como é solicitada a pressão parcial de cada gás, é necessário conhecer a pressão total da mistura. É possível calcular a pressão total porque conhecemos o volume, a temperatura e temos o número de mol de todos os gases. Dessa forma, basta utilizar a equação de Clapeyron da seguinte maneira:
Pt.V = nt.R.T
Pt.V = (nO2 + nN2 + nCO2).R.T
Pt.30 = (0,5 + 1,5 +2). 0,082.350
Pt.30 = 4.0,082.350
Pt.30 = 114,8
Pt. = 114,8
          30  
Pt. = 3,82 atm
Conhecendo a pressão total e sabendo que a soma do número de mol dos gases (nO2 + nN2 + nCO2) é 4 mol, basta utilizar a expressão para cálculo da pressão parcial de cada gás:
Para o O2:
PO2 = nO2
  Pt       nt    
PO2 = 0,5
3,82      4 
4.PO2 = 3,82.0,5
PO2 = 1,91
            4  
PO2 = 0,48 atm
Para o N2:
PN2 = nN2
  Pt       nt   
PN2 = 1,5
3,82     4 
4.PN2 = 3,82.1,5
PN2 = 5,73
            4  
PN2 = 1,43 atm
Para o CO2:
PCO2 = nCO2
   Pt         nt    
PCO2 = 0,5
3,82       4 
4.PCO2 = 3,82.2
PCO2 = 7,64
              4  
PCO2 = 1,91 atm
Exemplo 2: (UNIFENAS) Qual é a pressão parcial de oxigênio que chega aos pulmões de um indivíduo quando o ar inspirado está sob pressão de 740 mmHg? Admita que o ar contém 20% de oxigênio (O2), 78% de nitrogênio (N2) e 2% de argônio (Ar) em mols.
a) 7,4 mmHg
b)148,0 mmHg
c) 462,5 mmHg
d) 577,0 mmHg
e) 740,0 mmHg
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
Pt = 740 mmHg
porcentagem de O2 = 20% (dividindo por 100, temos a fração molar, X, do O2)
XO2 = 0,2
porcentagem de N2 = 78% (dividindo por 100, temos a fração molar, X, do N2)
XN2 = 0,78
porcentagem de Ar = 2%
(dividindo por 100, temos a fração molar, X, do Ar)
XAr = 0,02
PO2 = ?
Como temos a pressão parcial do ar e a fração molar do gás oxigênio, basta utilizar a seguinte relação para encontrar a pressão parcial do O2:
PO2 = XO2
Pt            
PO2 = 0,2
740        
PO2 = 0,2
740       
PO2 = 740.0,2
PO2 = 148 mmHg
Relação entre pressão total, pressão parcial e fração em mol (Xi) 
Temos: PV = nRT e piV = ni RT 
Divisão parte a parte: 
Em uma mistura gasosa a pressão parcial de um gás é igual ao resultado de sua fração em mol na mistura, pela própria pressão. 
Observe a semelhança: 
vi = V . Xi