Unidade ESTEQUIOMETRIA

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ESTEQUIOMETRIA
UNIDADE IV
OBJETIVO:REALIZAR CALCULOS QUÍMICOS EM REAÇÕES QUÍMICAS E 
SOLUÇÕES. 
Matéria
• É o material físico do universo;
é tudo que tem massa e ocupa
espaço.
Classificação da Matéria
Conceitos
• Uma substância pura (em geral chamada
simplesmente de substância) é a matéria que tem
propriedades distintas e uma composição que não
varia de amostra para amostra.
• Os elementos não podem ser decompostos em
substâncias mais simples. Cada elemento contem
um único tipo de átomo.
• Compostos são constituídos de dois ou mais
elementos, logo eles contém dois ou mais tipos de
átomos.
• Mistura: um tipo de matéria que
consiste de mais de uma substância e
pode ser separada em seus
componentes fazendo uso das
diferentes propriedades físicas das
substâncias presentes.
• Mistura homogênea: uma mistura na
qual os componentes individuais,
estão uniformemente misturados,
mesmo em uma escala microscópica.
Exemplo: as soluções.
• Mistura heterogênea: uma mistura na
qual os componentes individuais,
embora estejam misturados,
permanecem em diferentes regiões, e
podem ser diferenciados em escala
microscópica. Exemplo : uma mistura de
areia e sal.
Lei de Proust (1807)
A Lei das Proporções Definidas: a quantidade de matéria
dos reagentes e a quantidade de matéria dos produtos
que participam de uma reação obedecem sempre a uma
proporção fixa e definida.
Proust chegou a esta conclusão e descobriu, ainda, que
esta proporção é característica de cada reação, ou seja,
independe da quantidade de reagentes utilizados.
Sua lei não foi imediatamente aceita pelos químicos. Um em especial, Vlaude-
Louis Berthollet, contestou enfaticamente as ideias de Proust.
Mais tarde, Berthollet admitiu que Proust tinha razão. A polêmica em torno
do seu trabalho, publicado inicialmente em 1794, fez com que sua lei fosse
aceita somente em 1811, quando o químico sueco Jöns Jacob Berzellius
finalmente deu crédito às ideias de Proust.
A Lei na prática
Um exemplo simples é a reação de
hidrogênio com oxigênio, resultando
em água.
Para 1 g de hidrogênio e 2 g de
oxigênio, tem-se 3 g de água. Para 8 g
de hidrogênio com 16 g de oxigênio,
tem-se 24 g de água e para 30 g de
hidrogênio com 60 g de oxigênio, tem-
se 90 g de água.
Fórmulas químicas
• Fórmula química: uma
coleção de símbolos
químicos e subscritos que
mostra a composição de
uma substância.
fórmulas Qúmicas
• Fórmulas moleculares
• Fórmulas empíricas
•Formulas estruturais
Fórmula molecular
Indica quais são os átomos e o
número de cada um deles numa
molécula.
Substância molecular Fórmula molecular
Água H2O
Glicose C6H12O6
Gás carbônico CO2
Água oxigenada H2O2
Indica o número relativo de
átomos de cada elemento no
composto
Substância Fórmula 
molecular
Fórmula empírica
I. Água oxigenada H2O2 HO
II. Glicose C6H12O6 CH2O
III. Ácido sulfúrico H2SO4 H2SO4
IV. Cloreto de sódio NaCl NaCl
Fórmula empírica
Composição centesimal
Indica os elementos que
compõem a substância e suas
porcentagens em massa.
Substância Fórmula centesimal
I. Água H= 11% e O = 89 %
II. Metano C= 75 % e H = 25%
III. glicose C= 40% , H= 6,67% O =53,3%
Composição % em massa = massa do elemento
massa total
X 100
Exercício
Determinação da fórmula molecular a partir da formula empírica
A fórmula empírica do estireno ( matéria prima para produção do plástico poliestireno)
é CH e sua massa molar é 104 g/mol. Deduza sua fórmula molecular.
MM – 12 x 1+ 1x1 = 13 g/mol 
MM/MM da fórmula empírica = 104 /13 = 8
Portanto, a formula do estireno é 8 x CH = C8H8
Podemos calcular a fórmula centesimal partindo da fórmula molecular, 
fórmula mínima ou das massas que participam da reação 
hidrogênio carbono gás+
x g y g 100 g 
12 g 4 g 16 g 
x 100
12
=
16
y
4
=
x
12
=
100
16
x = 75 % de C
y
4
=
100
16 y = 25 % de H
Transformações químicas
• As transformações químicas (REAÇÕES) estão
baseadas na lei de conservação da massas de
LAVOISIER (1774) :
• 10 g de reagente 10 g de produto
• 1000 átomos de um elemento nos reagentes
• 1000 átomos do elemento nos produtos
Conservação das massas
• Numa reação química a massa dos reagentes é igual
a massa dos produtos – não há perda nem ganho de
massa.
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, entidades elementares
também significando "partículas”)
MOL
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém
tantas entidades elementares quanto são os átomos
contidos em 12 g de carbono 12.
"Quando se utiliza a unidade mol, partículas, devem ser
especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons,
outras partículas ou agrupamentos especificados de tais
partículas.
Definição de Mol
• Quantidade de matéria que contém o mesmo nº de
átomos que em 12 g do isótopo-12 do carbono
Mol
• É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS,
RELACIONADA COM UM Nº GRANDE DE
ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS.
• O mol : origem da palavra latina moles
PORÇÃO, QUANTIDADE
• A definição do Sistema Internacional diz que a massa
de 1 mol de átomos de C12 é 12 g, isotopicamente
puro.
• O carbono natural não é puro:
• é uma mistura de isótopos com 98,90 % de C12 e
1,10 % de C13 :
• A massa média de C na mistura é 12,011 u (massa
atômica do C nas tabelas)
• A massa de um número de Avogadro destes átomos
é 12,011 g ou:
• 1 mol de átomos de C equivale a 12,011 g
UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM MASSA EM 
GRAMAS IGUAL À MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO
LORENZO ROMANO
AMEDEO CARLO
AVOGADRO ( 1776-1856)
“Volumes iguais de gases, nas mesmas condições, 
tem o mesmo número de moléculas” 
NA = NÚMERO DE AVOGADRO = 6,022 X 1023
Constante de 
Avogadro
1 mol correspondem à constante de
Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023
particulas mol-1.
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE AVOGADRO
Reações envolvidas
4OH- → O2+ 2H2O + 4e ANODO
4H2O + 4e- → 2H2+ 4OH CATODO
2H2O → 2H2+ O2 REAÇÃO GLOBAL
ELETRÓLISE DA ÁGUA
VOLUME (mL) TEMPO (s) CORRENTE (A)
5,0 501 0,07
PV = nRT q= i x t Ne = q/e N = Ne/ne = NA e= 1,6 x 10
-19C
1 mol de átomos dos elementos C, S, Cu, Pb e Hg
12 g de carbono 32 g de enxofre
64 g de cobre 207 g de chumbo 201 g de mercúrio
Massa molar
• Massa molecular: soma das massas atômicas dos átomos
da fórmula química:
• MM do H2SO4 = 2 x 1,0 g do H + 32,1 g do S + 4 x 16,0 g
do O = 98,1 g
• Massa molar: massa em gramas de 1 mol de partículas
• MM do H2SO4 = 98 g (uma molécula) MMolar: 98 g (1
mol = 6,02 x 1023 moléculas)
Exemplos de massa molar
ESTEQUIOMETRIA – DERIVADO da palavra grega
STOICHEION (elemento) e METRON (medida)
Estequiometria das reações químicas:
Analisa o lado quantitativo das reações químicas.
A estequiometria tem aplicações práticas
importantes, como predizer a quantidade de produto
que se forma em uma reação química.
Aplicando cálculos estequiométricos 
simples conversões:
1) Massa para Mol:
Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50 g deste elemento?
Ni= 58,71 u, portanto 1 mol de átomos de Ni tem 58,71 g
4,50 g Ni x 1 mol Ni = 0,077 mol Ni
58,71 g Ni
2) Mol para Massa:
Quantos gramas de ouro (Au) existemem 0,250 mol deste 
metal?
1 mol de Au = 197,0 g
0,250 mol Au x 197,0 g Au = 49,25 g Au
1 mol Au
3) em fórmulas químicas:
Quantos mols de átomos de O estão combinados com
6,20 mols de átomos de P no H3PO4?
6,20mol P x 4mol O = 24,8mol O
4) Em fórmulas mínimas e moleculares:
P4O10 é uma fórmula molecular P2O5 é uma fórmula
simplificada
Em uma amostra de um composto de estanho (Sn) e
cloro (Cl) de massa 2,57 g foram encontrados 1,17 g de
estanho. Qual é a fórmula mínima da substância?
(Cl = 2,57 -1,17 = 1,40 g)
Mol de Cl: 1,40g Cl x 1mol Cl = 0,0395 mol Cl
35,45 g
Mol de Sn: 1,17g Sn x 1mol Sn =0,00986 mol Sn
118,7 g
SnCl4
5) Porcentagem em massa a partir de fórmulas 
Calcule a composição percentual da sacarose 
C12H22O11
Massa molar= 342 g/mol 
Massas atomicas: C- 12, H – 1, O - 16
% C = 12 x 12 x 100 = 42,1
342
6) Fórmula mínima a partir da centesimal
Um pó branco utilizado em tintas, esmaltes e cerâmicas tem
a seguinte composição percentual: Ba 69,6 %, C 6,09 % e O
24,3 %. Qual é a fórmula mínima?
Ba: 69,6gBa x 1molBa/137,3gBa = 0,507mol Ba
C: 6,09gC x 1molC/12,01gC = 0,507molC
O: 24,3 gO x 1molO/16,00gO = 1,52 molO
Ba0,507 C0,507 O1,52 BaCO3
Métodos para balanceamento das equações químicas
Método das tentativas 
Balancear uma equação 
química é igualar o número 
total de átomos de cada 
elemento, no 1o e no 2o 
membro da equação.
Método das tentativas 
Balancear uma equação 
química é igualar o número 
total de átomos de cada 
elemento, no 1o e no 2o 
membro da equação.
• Método das tentativas:
• Regra 1: escolha o elemento 
que aparece apenas uma vez 
em cada membro da equação.
• Regra 2: prefira o elemento 
que possua índices maiores.
• Regra 3: transponha os índices 
do elemento escolhido de um 
membro para o outro,usando-os 
como coeficientes.
• Regra 4: raciocine de modo 
análogo para os outros 
elementos.
•
• Exemplo: Balancear a equação:
• CaO + P2O5 Ca3(PO4)2
• Regra 1: 
• deve-se escolher o Ca ou o P.
• Regra 2: 
• o Ca é preferível, pois apresenta 
índices 1 e 3.
• Regra 3:
• Regra 4: acerta-se o P. 
verificar sempre se o número de
átomos de cada elemento é o mesmo
em ambos os lados da equação, ou
seja, se ela está balanceada.
• Para realizar o balanceamento, temos que 
colocar um número denominado coeficiente 
estequiométrico antes dos símbolos. Quando 
o coeficiente de uma equação for igual a 1, 
não é preciso escrever. 
Exercício:
Produção de cal
CaCO3 CaO + CO2
Produção de ácido nítrico
NO2 + H2O + O2 HNO3
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O
Fe2O3 + CO Fe + CO2
WO3 + H2 W + H2O
Exercícios
MÉTODO DE OXI-REDUÇÃO
• Consiste em verificar a variação do nox das 
espécies.
• Conceitos importantes:
• Oxidação: perda de elétrons, ou seja, 
aumento do nox;
• Redução: ganho de elétrons, ou seja, 
diminuição do nox;
• Agente Redutor: Espécie química que se 
oxidou;
• Agente Oxidante: Espécie química que se 
reduziu.
MÉTODO DE OXI-REDUÇÃO
• Regra 1: escolha os elementos que sofrem 
oxi-redução e determine seus Nox no 1
o e no 
2 o membro da equação.
• Regra 2: calcule a variação total do Nox (D). 
Para tal, basta multiplicar a variação do 
Nox de cada elemento pelo número de 
átomos do elemento que a molécula possui.
• Regra 3: tomar o D do oxidante como 
coeficiente do redutor e vice-versa.
• Regra 4: terminar o balanceamento pelo 
método das tentativas.
• Exemplo: Balancear a equação:
• P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO
Exércício
• 1) Balancear as equações a seguir:
HI + H2SO4 → H2S + H2O + I2
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
Método das Algébrico 
Consiste em atribuir coeficientes algébricos à equação para serem 
futuramente determinados por meio da resolução de um sistema.
NH4NO3→ N2O + H2O 
aNH4NO3 → bN2O +cH2O
-Afim de que a equação encontre-se balanceada, deve-se ter o mesmo número 
de átomosde um dado elemento químico no lado esquerdo (reagentes) da 
equação quanto do lado direito(produtos). Assim:
2a = 2b : N
4a = 2C : H
3 a = (b+c): O
Tomando um valor arbitrário a uma das variáveis a fim de resolver-se o 
sistema:
a= 2 e resolvendo o sistema, temos: 
a = 2, b= 2 e c= 4, dividindo 2 temos: a=1, b=1 e c= 2
Eq. Balanceada: 1NH4NO3 → 1N2O +2H2O
Observação: Deve-se sempre tomar os 
menores números inteiros para efetuar-se o 
balanceamento das equações.
Sistema:
2a = 2b 
4a = 2C 
3 a = (b+c) 
aFe + bH2O cFe3O4 + dH2
a=3c : Fe
2b=2d: H
b=4c: O
Sistema:
a= 3c
2b =2d
b= 4c
Tomando c= 1  a=3, b= 4 e d=4 
3Fe + 4H2O 1Fe3O4 + 4H2
Exercício: Pb3O4 + Al Al2O3 + Pb
C2H5OH + O2 CO2 + H2O
Equações químicas balanceadas
2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) 
1- Quantidade relativa dos reagentes
2- Quantidade relativa dos produtos
3- O estado físico de todas as espécies participantes
2 mols de Al reage para formar 1 mol Al2Br6
Fator estequiométrico = razão molar
2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) 
Substância desejada
Substância dada
= 
1 mol de Al2Br6
2 mols de Al
A equação química balanceada de uma reação é usada para estabelecer a razão 
molar, o fator usado para converter a quantidade de uma substância na quantidade 
de outra.
Passos:
1- Escrever a equação balanceada;
2- Converter massa de reagente em mol;
3- Converter mols do regente em produtos e expressar com 
fator estequiométrico;
4- Converte mols de produto em massa de produto.
Cálculo Estequiométrico - Aplicação
Balanceamento equação química, 
envolvendo cálculo estequiométrico
• 1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE
REAGENTES E PRODUTOS
 C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) 
 2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO
 C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) 
Passo 1 - Escrever a equação balanceada
EXEMPLO 1 Calcule a massa de O2 necessário para reagir 
com 1000g de butano.
Balanceando uma equação química
• 1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE
REAGENTES E PRODUTOS
 C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) 
 2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO
 C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + H2O(l) 
3- BALANCEAR Nº DE ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO
 C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
4- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE OXIGÊNIO
 2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l) 
5- VERIFICAR SE TODOS OS ELEMENTOS ESTÃO
BALANCEADOS.
Passo 2- Converter massa de butano em mol
1000 g C4H10 x 1 mol C4H10
58 g C4H10
= 17,24 mols
Passo 3- Usar o fator estequiometrico para encontrar 
os mols de O2 necessários
17,24 mols C4H10 x 13 mol O2
2 mols C4H10
= 112,07 mols
Passo 4- Converter mols de O2 necessários em massa
112,07 mols O2 x 32 g O2
1 mols O2
= 3586,2 g de O2
Exemplo 2
• Da reação entre fósforo elementar P4 c/ gás cloro 
Cl2, obtém-se PCl3.
• QUAL A MASSA DE Cl2 NECESSÁRIA para REAGIR COM 1,45 
g de P4 ?
• QUAL A MASSA DE PCl3 OBTIDA?
• P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) 
gramas de
reagente P4
gramas de
produto PCl3
mol de reagente
P4
mol de produto
PCl3
x [1/massa molar]
x [massa molar]
Fator estequiométrico
1- ESCREVER A EQ.BALANCEADA P/ A REAÇÃO
 P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) 
2-CALCULAR O Nº DE MOL DO P4
3- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA 
CALCULAR O NºDE MOL DE Cl2 DESEJADO
4- CALCULAR A MASSA DE Cl2 EM 7,02 x 10
-2 mol
A massa de cloro exigida para a reação completa 
é 4,98g
5- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA
CALCULAR O Nº DE MOL DE PCl3 QUE SERÁ
PRODUZIDO
6- CALCULAR A MASSA (g) DE PCl3 EM 4,68 x 10
-2 MOL
A massa de PCl3 produzida na reação de 1,45 g de P4 com 
4,98 g de Cl2 é de 6,43 g de PCl3
Exemplo 2
• APLICANDO AS RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS
• OCTANO, C8H18 É UM COMPONENTES DA GASOLINA.
• A EQ.QUÍMICA PARA A SUA COMBUSTÃO É:
• 2 C8H18(l) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(l)
• A DENSIDADE DO OCTANO: 0,702 g/cm3.
• CALCULE A MASSA DE CO2 PRODUZIDO, QUANDO 1
LITRO DE OCTANO É QUEIMADO
• A massa de octano correspondente a 1 L é 702 g 
(Utilizando-se m= d.V)
• Da equação balanceada: 2 mol de octano produzem 16 
mol de CO2
Massa CO2 = 702 g octano X 1 mol octano x 16 mol CO2 x 44 g CO2
114,2 g oct. 2 mol oct mol CO2
Massa CO2 = 2160 g
ou 2,16 kg
REAGENTES LIMITANTES
- Um químico misturou 1,00 mol de N2 com 5,00 mols
de H2. Qual o maior número possível de mols do
produto que serão formados pela reação?
N2 + 3 H2 2 NH3
O reagente em menor quantidade (número de mols) limita a quantidade
do produto formado, ou seja, é o reagente limitante.
Portanto: 1,00 mol de N2 2 mols de NH3
• EXEMPLO: Carbeto de cálcio reage com água para formar hidróxido
de cálcio e acetileno. Qual é o reagente limitante quando 100 g de
água reage com 100 g de carbeto de cálcio? Que massa de Ca(OH)2
é produzida ?
• CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
• Massa molar do CaC2 - 64,10 g/mol
• Massa molar da H2O - 18,0 g/mol
• N. Mol CaC2 = 100g CaC2 x 1mol CaC2 = 1,56 mol CaC2 (limitante)
64,10
• N. Mol H2O = 100g H2O x 1mol H2O = 5,55 mol H2O
18,0g H2O
• N. Mol Ca(OH)2 = 1,56 mol CaC2 x 1mol Ca(OH)2 = 1,56 mol 
1mol CaC2
• Massa de Ca(OH)2 = 1,56 mol x 74,0 g.mol
-1 = 115,4 g.
Rendimento das reações
Rendimento teórico e rendimento 
percentual
• RENDIMENTO REAL DE UM PRODUTO -
quantidade obtida no final da reação, medida em
gramas ou mols (quantidade medida)
• RENDIMENTO TEÓRICO – é a massa que
deveríamos obter se não houvessem perdas ou
produtos secundários (quantidade calculada COM
BASE NUMA EQUAÇÃO QUÍMICA)
RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
RENDIMENTO TEÓRICO
Calculando o rendimento 
percentual de um produto
• Um químico efetua a síntese do tricloreto de fósforo misturando
12,0 g de P com 35,0 g de Cl2 e obtem 42,4 g de PCl3. Calcule o
rendimento percentual para este composto.
• 2 P(s) + 3 Cl2(g) 2 PCl3(l)
• Uma vez que foram fornecidas as massas, deve-se saber qual é o
reagente limitante.
• Vamos escolher o fósforo e determinar se ele está presente em
quantidade suficiente para reagir com 35 g de cloro.
• 12,0 g P x 1 mol P x 3 mol Cl2 x 70,90 g Cl2 = 41,2 g Cl2
30,97g P 2 mol P 1 mol Cl2
• Vemos que não há Cl2 suficiente para reagir com 12,0 g de P.
• O Cl2 será totalmente consumido, ele é o reagente limitante.
• Para obter o rendimento teórico de PCl3, vamos
calcular quantos gramas deste poderiam ser obtidos a
partir de 35 g de Cl2.
• 35,0 g Cl2 x 1 mol Cl2 x 2 mol PCl3 x 137,32 g PCl3 = 45,2 g PCl3
70,90g Cl2 3 mol Cl2 1 mol PCl3
• Como o rendimento real foi de 42,4 g de PCl3 e não
45,2g, obteremos:
• RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
RENDIMENTO TEÓRICO
• % = 42,4 g PCl3 x 100% = 93,8%
45,2 g PCl3
Uma amostra de 400g CaCO3 (MM=100g), produziu por 
decomposição térmica 132g de CO2(MM=44g/mol) e 168g de 
CaO (cal, MM=56) de acordo com a equação, a seguir. 
CaCO3 → CaO + CO2
-Determinar o rendimento percentual para esse processo.
1 mol 1 mol 
CO2 400 x 44/100 = 176g (valor teórico – 100% rendimento) 
132g/176 x 100
Rendimento = 75% 
Soluções
• Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais
substancias. A substancia presente em maior
quantidade é normalmente chamada de solvente.
• Solvente é a substância presente em maior
quantidade ou na qual as demais estão dissolvidas.
• Solutos são as substâncias dissolvidas no solvente.
Tipos de soluções
Concentração de solução
• A concentração de uma solução expressa a
quantidade de soluto presente numa dada
quantidade de solvente ou de solução.
Porcentagem em massa
Massa por cento (m/m) = gramas de soluto x 100 %
gramas de solução
EXEMPLO: Uma solução de ácido nítrico a 70 % (m/m)
contém 70 g de HNO3 em cada 100 g de solução.
HNO3 a 70 % (m/m) = 70 g de HNO3 x 100 %
100 g de solução
Porcentagem em massa por 
volume
Porcentagem em massa/volume (m/v) = gramas de soluto x 100 %
mililitros de solução
EXEMPLO: uma solução a 5 % (m/v) de dextrose
usada para alimentação endovenosa contém 5 g de
dextrose (glicose) para 100 mL.
Dextrose a 5 % (m/v) = 5 g de dextrose x 100 %
100 mL de solução
Porcentagem em volume
Porcentagem em volume a volume (v/v) = mililitros de soluto x 100 %
mililitros de solução
EXEMPLO: Uma solução de álcool etílico a 70 % (v/v) 
usada como antisséptica e dessinfetante consiste de 
70 mL de álcool etílico cujo volume total é de 100 mL.
Álcool a 70 % (v/v) = 70 mL de álcool x 100 %
100 mL de solução
Partes por milhão (ppm)
• ppm em massa corresponde à relação em unidades
usadas tais como μg/g, mg/kg ou g/ton.
• ppm em volume corresponde à relação em unidades de
volume tais como μL/L ou mL/m3.
• Exemplo:
• Se a quantidade de mercúrio em amostra for 5 mg, sua
concentração em ppm é
• 5 mg = 5 mg = 5 ppm
• 1 kg 106 mg
• ( Note que 1 kg = 103 g = 106 mg e que mg/kg é
portanto o mesmo que ppm.)
Molaridade
Molaridade (M) = moles de soluto
litro de solução
Uma solução 5,00 M de cloreto de sódio contém 5,00 moles 
(292,5 g) de NaCl por litro de solução.
EXEMPLO: A molaridade de uma solução que contém 0,600 
mol de soluto em 2,00 litros de solução é
Molaridade = moles de soluto = 0,600 mol de soluto = 0,300 M
litro de solução 2,00 litros de solução
Cálculos envolvendo molaridade
• 1.Calcular a molaridade de um soluto em uma solução
• Suponha que dissolvemos 10,0 g de açúcar em água suficiente
para fazer 200 mL de solução . Qual a molaridade da solução?
• Massa molar da sacarose, C12H22O11
• 12 C = 12 x 12,01 = 144,12
• 22 H = 22 x 1,008 = 22,176
• 11 O = 11 x 16,00 = 176,00
• C12H22O11 = 342,296
Número de moles de soluto = 10,0 g = 0,0292 mol
342,296 g.mol-1
Molaridade = 0,0292 mol = 0,146 mol.L-1 ou 0,146 M
0,200 L
• 2.Calcular o número de moles de soluto contidos
em determinado volume de solução
• Suponhamos que queremos saber o número de
moles de moléculas de sacarose em 15 mL (0,015 L)
de uma solução 0,10 M de sacarose .
• Número de moles de soluto = 0,10 mol.L-1 x 0,015 L
= 1,5 x 10-3 mol.
• 3.Calcular a massa de soluto necessária para
preparar uma solução de molaridade previamente
determinada
• Suponha que precisemos preparar 250 mL de uma
solução aproximadamente 0,0380 M de cloreto de
sódio, NaCl
• Número de moles de NaCl = 0,0380 mol.L-1 x 0,250 L
= 0,0095 mol
• Massa molar do NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g.mol-1
• Massa de NaCl = 0,0095 mol x 58,44 g.mol-1 = 0,555g
• 4.Calcular o volume de solução que contém uma
dada quantidade de soluto
• Que volume de uma solução de HCl(aq) 0,358 M
deveria ser transferido para obter uma amostra que
contenha 2,55 x 10-3 mol de HCl ?
• Volume de solução ( L ) = 2,55 x 10-3 mol =
0,358 mol.L-1
• = 7,12 x 10-3 L = 7,12 mL
Estequiometria de reações em 
soluções aquosas
• Grande parte das reações químicas importantes
ocorre em soluções aquosas. Cavernas
maravilhosas de calcário são formadas pela ação de
dissoluçãoda água subterrânea que contém dióxido
de carbono, CO2(aq) :
• CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq) Ca(HCO3)2(aq)
Exemplo
• Uma amostra de Ca(OH)2 sólido é agitada em água
a 30°C até que a solução contenha o máximo
possível de Ca(OH)2 dissolvido(solução saturada).
Retirou-se uma amostra de 100 mL dessa solução e
titulou-se com HBr 0,05 M.São necessários 49 mL de
solução ácida para a neutralização:
• Ca(OH)2(aq) + 2 HBr(aq) → CaBr2(aq) + 2 H2O(l)
Qual é a concentração molar da solução de Ca(OH)2?
Resposta :
Número de moles de HBr = 0,049 L x 0,05 mol.L-1 =
2,45 x 10-3 mol
Numero de moles de Ca(OH)2=
2,45 x 10-3 mol x 1 mol Ca(OH)2=
2 mol de HBr
= 1,22 x 10-3 mol
Molaridade = número de moles = 1,22 x 10-3 mol =
Vol. de solução(L) 0,100 L
= 1,22 x 10-2 M
Qual é a solubilidade do Ca(OH)2 em água, a 30°C, 
em gramas de Ca(OH)2 por 100 mL de solução ?
Resposta : 
Massa molar do Ca(OH)2 = 40,08 + (2 x 16,00) + (2 x 
1,01) = 74,10 g.mol-1
Massa de Ca(OH)2 contida em 100 mL de solução =
= 1,22 x 10-2mol.L-1 x 0,100 L x 74,10 g.mol-1 =
= 9,04 x 10-3 g/100 mL de solução
Conhecimento a serem 
dominados
• Distinguir misturas homogêneas e heterogêneas.
• Calcular a massa molar de um composto, dada a
sua formula química.
• Fazer a conversão entre a massa e o numero de
mols usando a massa molar.
• Balancear equações químicas simples.
• Interpretar as informações contidas em uma
equação química balanceada.
• Realizar cálculos mol a mol, massa a mol e massa 
a massa para quaisquer duas espécies envolvidas 
em uma reação química. 
• Identificar o reagente limitante de uma reação e
calcular a quantidade de reagente em excesso
presente, dada a massa inicial de cada reagente.
• Explicar as diferenças entre rendimento real,
rendimento teórico e rendimento percentual.
• Calcular o rendimento percentual de um produto.
• Calcular a molaridade de um soluto em uma solução,
o volume da solução e a massa do soluto, dadas
outras quantidades.