Cauculos Basicos em quimica

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Faculdade Campos Elíseos
Disciplina: Cálculos Básicos em Química
Professor: Marco A. Verzola
São Paulo -2018
Módulo IV – Cálculos Estequiométricos II 
1. Cálculos com volumes de gases
2. Cálculos com os reagentes em solução (concentração, volume 
e número de mols)
3. Soluções aquosas: teor de reagentes, preparo de soluções e 
cálculos com diluições.
1. Cálculos com volumes de gases
Para encontrarmos a massa ou o número de mols de determinado composto realizamos 
os cálculos que estudamos até o momento
𝑛𝑛 =
𝑚𝑚 (𝑔𝑔)
𝑀𝑀𝑀𝑀 ( 𝑔𝑔𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚)
Entretanto, para calcular os volumes ocupados pelos gases especificados nos exercícios, 
utiliza-se a equação geral dos gases ideais, obtendo-se a quantidade de matéria por 
unidade de volume:
𝑃𝑃𝑃𝑃 = 𝑛𝑛 𝑅𝑅 𝑇𝑇
Onde: V = volume em litros (L)
P = pressão n = número de mols R = constante de proporcionalidade
T = temperatura em Kelvin (K)
Observação: valores de acordo com as Condições Normais de 
Temperatura e Pressão (CNTP)
P = 1,00 atm, 
K = constante de proporcionalidade, 0,0820 atm.L.mol-1.K- .
Para transformar a temperatura de Celsius (°C) para Kelvin (K), 
utiliza-se a relação: K = 273 + °C
Vejamos um exemplo da aplicação dos cálculos estequiométricos para o 
volume de gases:
Exemplo: Qual será a massa e o volume de gás oxigênio (O2) se for realizado 
a decomposição completa de 10,25 g de KClO3, a uma temperatura de 28 °C e 
a uma pressão de 0,93 atmosferas ?
2 KClO3⟶ 2 KClO + 3 O2
Com a fórmula abaixo, encontramos o número de mols do reagente KClO3 para 
relacionar depois com a quantidade de O2:
𝑛𝑛 =
10,25
123
= 0,0833 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 KCl𝑂𝑂3
Para encontrarmos o número de mols de gás oxigênio nessa reação, 
partimos dessa relação e do valor encontrado para o reagente KClO3:
2 mols de KClO3 -------------------- 3 mols de O2
0,0,833 mols KClO3----------- x mols de O2
x = 0,125 mols de O2
Assim, a massa de O2 produzida encontra-se substituindo-se os valores na 
equação do número de mols:
0,125 = 𝑚𝑚
32,0
= 4,00 𝑔𝑔 𝑑𝑑𝑑𝑑 𝑂𝑂2
Este exercício pede o volume desse gás para essa reação, com as 
condições de temperatura 28 °C (convertendo-se para Kelvin temos 
301 K) e pressão 0,93 atmosferas; utiliza-se a equação dos gases 
ideais reorganizada:
𝑃𝑃 = 𝑛𝑛𝑛𝑛𝑛𝑛
𝑃𝑃
𝑃𝑃 =
0,125𝑥𝑥𝑥,𝑥82𝑥𝑥𝑥𝑥𝑥1
0,93
= 3,32 𝐿𝐿
Cap. 2 - Cálculos com os reagentes em solução
Para calcularmos a quantidade de cada reagente na solução é necessário 
conhecermos suas concentrações, ou seja, a quantidade de soluto 
dissolvido em uma determinada quantidade de solvente
Utilizaremos a fórmula abaixo para nossos cálculos.
A unidade de medida da concentração é mol/L, exemplo:
𝐶𝐶 =
𝑛𝑛
𝑃𝑃 (𝐿𝐿)
Como exemplo, vamos fazer o seguinte exercício: 
Calcule a concentração de uma solução contendo 100 mL, a partir da 
dissolução de 20,3 g de sulfato de sódio (Na2SO4) em água. 
Primeiramente é necessário encontrarmos o número de mols utilizando a 
massa fornecida de 20,3 g e a massa molar de Na2SO4 ,142 g/mol.
𝑛𝑛 =
20,3
142
= 0,143 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
Depois, substituímos na equação da concentração sendo o volume em litros:
𝐶𝐶 =
0,143
0,1
= 1,43
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
𝐿𝐿
𝑑𝑑𝑑𝑑 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 𝑚𝑚𝑠𝑠𝑚𝑚𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 𝑚𝑚𝑠𝑑𝑑𝑠𝑠𝑚𝑚
Cap. 3. Soluções aquosas: preparo de soluções, diluições e teor
Além do que foi estudado sobre a concentração das substâncias em determinada 
solução, é possível calcularmos o teor, ou seja, em percentagem do reagente de 
interesse. Esse teor é dado na forma de percentagem massa volume (% m/V) ou uma 
relação entre as massas (% m/m) , sendo a massa de cada elemento expressa em uma 
percentagem da massa total:
𝐶𝐶𝑚𝑚𝑚𝑚𝐶𝐶𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝐶𝐶𝑑𝑑𝑝𝑝𝑝𝑝𝑑𝑑𝑛𝑛𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑚𝑚 𝑚𝑚𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠
=
𝑚𝑚𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠 𝑑𝑑𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑚𝑚𝑑𝑑𝑚𝑚𝑑𝑑𝑛𝑛𝑠𝑠𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑠𝑠 𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠𝑝𝑝𝑠𝑠 (𝑚𝑚1)
𝑚𝑚𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠 𝑠𝑠𝑚𝑚𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑠𝑠 𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠𝑝𝑝𝑠𝑠 (𝑚𝑚)
𝑥𝑥 100%
Por exemplo, o vinagre contém na embalagem a descrição de que contém 5% de massa 
de ácido acético, ou seja, existem 5 g desse ácido para cada 100 g ou 100 mL de 
solução.
Além da relação de percentagem massa/massa e massa/volume, tem-se a relação de 
percentagem em volume:
𝐶𝐶𝑚𝑚𝑚𝑚𝐶𝐶𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝐶𝐶𝑑𝑑𝑝𝑝𝑝𝑝𝑑𝑑𝑛𝑛𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑚𝑚 𝑣𝑣𝑚𝑚𝑚𝑚𝑠𝑠𝑚𝑚𝑑𝑑 =
𝑃𝑃1
𝑃𝑃
𝑥𝑥 100%
Por exemplo, no caso do álcool comum, que apresenta uma porcentagem em volume 
de 96%, em 100 mL da solução, ou seja, 96 mL de álcool puro, para 100 mL de solução.
Quando se tem uma solução já preparada em uma determinada concentração, mas é 
necessário uma concentração menor para utilizá-la, realizamos o cálculo da diluição. 
Quando realiza-se a diluição de uma solução, a quantidade de mols de soluto não se 
altera, somente o volume da solução, que consequentemente altera a concentração.
Assim, podemos expressar essa relação da concentração e volume da solução no início 
e depois da diluição, igualando o número de mols por serem a mesma quantidade:
n inicial = n final
Cinicial x Vinicial = Cfinal x Vfinal
Para preparar 250 mL de uma solução de ácido clorídrico (HCl) a 1,25 x 10-3 mol/L a 
partir da solução já pronta de HCl com concentração de 0,0340 mol/L, qual o volume da 
solução estoque será necessário para fazermos a diluição?
Vamos calcular o volume necessário através da relação da concentração, que é 0,0340 
mol/L e volume inicial, que devemos descobrir; concentração final 1,25x10-3 mol/L e 
250 mL (0,25 L) da solução final:
Cinicial x Vinicial = Cfinal x Vfinal
0,0340 x Vinicial = 1,25x10-3 x 0,25 L
𝑃𝑃𝑖𝑖𝑛𝑛𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖 =
0,3125𝑥𝑥10−3
0,0340
= 9,19𝑥𝑥1𝑥−3𝐿𝐿 ou 9,19 mL
Assim, para diluirmos a solução de ácido clorídrico em 1,25 x 10-3 mol/L será necessário 
pipetar 9,19 mL da solução inicial (estoque de HCl), e completar o volume com água, 
para que a concentração final da soluçãofinal, fique com a concentração desejada.
Preste atenção nos algarismos significativos e arredondamentos do resultado final !
E assim finalizamos esta parte básica de cálculos em química. No próximo módulo, 
veremos outros cálculos !
Referências Bibliográficas 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Questionando a vida moderna 
e o ambiente. 3 ed. São Paulo: Bookman, 2007.
BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, J.E. Química, a Ciência Central. 
10 Ed.. São Paulo: Pearson, Prentice Hall, 2010.
MAHAN, B.M.; MYERS, R.D. Química, um curso universitário. 4 Ed. São 
Paulo: Edgard Blucher, 2009.
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