Eu odeio estequiometria

Deus seja Louvado.
Guerreiro, Helder
Eu odeio Estequiometria / Helder Guerreiro – Manaus, 2016.
Bibliografia
Livro não catalogado e não institucional, o mesmo é amador.

EU ODEIO ESTEQUIOMETRIA
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SUMÁRIO
Apresentação ................................................................................................................................................................ 5
PARTE I........................................................................................................................................................................... 6
CLASSIFICAÇÕES DA MATÉRIA ............................................................................................................................. 7
 Estados da matéria ............................................................................................................................................ 7
 Propriedades da matéria................................................................................................................................... 8
 Mudanças Físicas e Químicas ......................................................................................................................... 9
 Separação de Misturas...................................................................................................................................... 9
INCERTEZA NA MEDIDA .......................................................................................................................................... 11
 Algarismos Significativos................................................................................................................................. 11
 Cálculos Com Algarismos Significativos....................................................................................................... 12
 Análise Dimensional......................................................................................................................................... 13
PARTE II........................................................................................................................................................................ 15
A ESTRUTURA ATÔMICA ........................................................................................................................................ 16
 Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoelétricos .................................................................................................. 17
 Média ponderada das massas atômicas ...................................................................................................... 19
A TEBÉLA PERIÓDICA.............................................................................................................................................. 20
MOLÉCULAS E COMPOSTOS MOLECULARES................................................................................................. 23
 Íons e Compostos Iônicos............................................................................................................................... 24
NOMENCLATURA DE COMPOSTOS INORGÂNICOS ....................................................................................... 27
 Cátions ............................................................................................................................................................... 27
 Ânions................................................................................................................................................................. 29
 Compostos Iônicos........................................................................................................................................... 31
 Ácidos................................................................................................................................................................. 31
 Compostos Moleculares Binários .................................................................................................................. 32
PARTE III....................................................................................................................................................................... 34
EQUAÇÕES QUÍMICAS............................................................................................................................................. 35
 Balanceamento................................................................................................................................................. 35
 Equações de Combinação, Decomposição e Combustão......................................................................... 36
MASSA MOLECULAR (MM) ..................................................................................................................................... 37
 Composição Percentual das Formulas ......................................................................................................... 37

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MOL (Quantidade de Matéria) ................................................................................................................................. 38
 Massa Molar (g/mol) ........................................................................................................................................ 39
 Conversões Entre Mols, Massa e Átomos ................................................................................................... 39
FORMULAS MÍNIMAS................................................................................................................................................ 42
 Da Formula Mínima Para Formula Molecular .............................................................................................. 44
 Análise Por Combustão................................................................................................................................... 44
ESTEQUIOMETRIA COM EQUAÇÕES BALANCEADAS................................................................................... 46
REAGENTES LIMITANTES E EXCEDENTES....................................................................................................... 48
 Rendimentos Percentuais............................................................................................................................... 51

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Apresentação
Olá meu nome é Helder Guerreiro, sou aluno de Engenharia Química da Universidade Federal
do Amazonas (UFAM) e crie esta apostila com fins de aprendizado para todo aquele que não
consegue engolir a estequiometria de jeito nenhum! Eu tive muitas dificuldades em aprender esse
assunto, tanto que só consegui aprender quando entrei na faculdade, no ensino médio eu não fazia
ideia nem de como eu começaria isso, mas eu aprendi e aqui passo meu aprendizado para você.
Tenho certeza que você que está lendo agora vai aprender isso, por que eu sou uma pessoa que
tenho certa dificuldade para aprender, eu procuro o método mais simples e óbvio possível para
estudar e entender, e depois que eu aprendo eu não esqueço mais. Então, eu não sou nenhum gênio
superdotado, na verdade tenho amigos mais inteligentes que eu, só sou um cara que conseguiu
aprender de um jeito legal e quer passar para os outros.
Nesta apostila você não precisa ter exatamente nenhum conhecimento em química!
Exatamente! Isso por quer aqui eu irei abordar todo o assunto necessário para você entender a
estequiometria, então se você não sabe nada de química não tem problema, aqui já tem tudo
preparado para você. Espero que possa ajudar você, esta apostila é livre, grátis e pode ser passado
para quem quiser. Boa sorte.

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PARTE I
MATÉRIA E MEDIDAS

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CLASSIFICAÇÕES DA MATÉRIA
Um dos primeiros estudos para se ver logo na primeira aula de química é as classificações e
descrições da matéria. Segundo Brown (2008) “As matérias podem ser classificadas de acordo com
seu estado físico (como gás, líquido ou sólido) e de acordo com a sua composição (como elemento,
composto e mistura).”
 Estados da matéria
São basicamente as três formas de matéria: Sólido, líquido e gasoso. As quais diferem nas
seguintes características:
 Gás (ou vapor): Não tem volume nem forma definida, o gás define a sua forma e volume
a partir do recipiente que está e pode ser comprimido a forma e tamanho desejável.
Ex.: O gás hélio, quando injetado num balão, assume a forma e o volume do balão,
mas se o balão estourar ele irá ter outra forma e volume totalmente diferentes.
No nível molecular temos que as moléculas dos gases são separadas uma das
outras e ficam bem distantes, fazendo com que estejam livres para moverem-se em
alta velocidade e consequentemente batendo-se umas nas outras e nas paredes dos
recipientes.
 Líquido: Seu volume é definido e não necessita de recipiente para defini-lo, mas a sua
forma vai de acordo com a forma do recipiente.
Ex.: Colocando-se 1 L de água numa garrafa pet a água assumirá a forma da garrafa,
mudando para uma caixa a água assumirá a forma da caixa mas a sua quantidade
continua sendo 1 L.
Numa visão molecular da coisa os líquidos tem suas moléculas mais
arrumadinhas mas ainda assim um pouco soltas, dessa forma as moléculas se desviam
umas das outras escorregando e dando a propriedade dos líquidos de verter (derramar
o líquido através de alguma coisa).
 Sólido: Sua forma e seu volume são rigidamente definidos não importando seu
recipiente e não pode ser comprimido a forma e tamanho desejável.
Ex.: Uma pedra não pode mudar de forma ao coloca-la num copo, e você não pode
comprimir uma pedra a um certo tamanho sem ter que quebra-la.

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As suas moléculas estão presas umas nas outras, ou seja, sem qualquer tipo de
movimento, dando aos sólidos a sua característica rígida.
Nós estamos rodeados por substâncias e elas podem ser elementos ou compostos. Os
elementos são a espécie mais simples de substância os quais não podem ser quebrados ou
divididos sem perder a sua identidade ou forma padrão. Numa visão molecular, os elementos são
formados por somente um tipo de átomo, ou seja, não se pode dividir um átomo sem perder a sua
identidade e a sua exclusividade. Os compostos são aqueles que se formam a partir de dois ou
mais elementos, consequentemente dois ou mais tipos de átomos.
A mistura é a combinação de dois ou mais compostos, ou seja, substâncias as quais cada
uma tenha sua identidade química; a mistura pode ser heterogenia, quando na sua aparência se
identifica as misturas (água com areia por exemplo), ou homogenias, quando não se pode detectar
pelo “olhômetro” os compostos presentes (água com sal por exemplo). Para identificar as misturas
usa-se o sistema de fases e componentes, em que fases é a quantidade de substâncias que se
consegue ver numa mistura e componentes é a quantidade de substâncias que há na mistura não
importando se dá ou não para ver.
Ex.: Os átomos de Hidrogênio formam um elemento chamado H2.
Ex.: A água (H2O) é um composto combinando os elementos H2 e O.
Ex.: A água com sal é uma mistura dos compostos H2O e NaCl, com uma fase e dois
componentes.
 Propriedades da matéria
Para que possamos distinguir cada uma das substâncias temos que identificar as suas
propriedades que são duas: Físicas e Químicas. As propriedades físicas são características em
que quando são testadas ou medidas não muda a identidade nem a composição das substâncias.
Já as propriedades químicas são as análises de como as substâncias mudam sua identidade
formando ou reagindo com algo. Propriedades intensivas são aquelas em que não dependem da
quantidade de amostra de certa substância e podem informar características como temperatura,
ponto de fusão, ebulição, densidade etc. Por fim as propriedades extensivas dependem da
quantidade da substância e informa características relacionadas a quantidade de substância
presente.
Ex.: O ponto de ebulição da molécula de água de 100°C a 1 atm. é uma propriedade física e
intensiva por não precisar de uma certa quantidade para estabelecer esse dado.
Ex.: A combustão (queima) de madeira é uma propriedade química, pois mudará a identidade
da madeira para cinzas.
Ex.: 100 ml de água recebe 20 g de NaCl sem precipitar (cair no fundo), isso é uma
propriedade extensiva por depender da quantidade de água e sal.

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 Mudanças Físicas e Químicas
Mudanças Físicas (o nome já diz tudo) são as mudanças que acontecem na aparência da
substância (Físico), mas essas mudanças não atingem a identidade da mesma podendo ter várias
formas e continuar sendo a mesma coisa. Essas mudanças são reversíveis podendo ir de um estado
a outro sem interferir na química.
Mudanças Químicas são as mudanças que modificam a química da substância (sério?), ou seja,
quando uma substância se modifica quimicamente ela deixa de ser essa tal substância para ser outra
coisa. Esse tipo de mudança torna as modificações irreversíveis, uma vez mudada não há volta.
Ex.: Todas as mudanças de estados são mudanças físicas, pois você pode tornar a água gelo,
vapor ou líquida e ainda assim continuará sendo água.
Ex.: Quando se queima um papel as propriedades químicas desse papel serão transformadas
pela reação da combustão na presença de O2 e consequentemente ele deixará de ser papel, ou seja,
é uma mudança química pois não tem como tornar cinzas em papel de volta.
 Separação de Misturas
Como vimos, uma mistura é a combinação de dois ou mais compostos ou substâncias em que
cada um tem suas propriedades específicas que não são afetadas pela mistura, usando disso pode-
se separar os compostos que foram unidos de diversas formas dependendo das propriedades de
cada um.
1. Peneiração: Usa-se de uma peneira para separar as partículas menores das maiores.
Ex.: Areia e pedras.
2. Levigação: Usa-se de água para separar uma misturar heterogenia de compostos com
densidades diferentes, em que um é puxado pela água e o outro fica. Ex.: Barro e ferro.
3. Decantação: Em sistemas heterogêneos envolvendo líquido ou gás com qualquer
outra coisa, pode-se separa-los esperando que uma ou mais substâncias se precipite
e assim possa retirar a parte líquida/gás restando o precipitado no fundo do recipiente.
Ex.: Água e areia.
4. Centrifugação: Neste caso usa-se uma máquina chamada centrifugador na qual usa-
se de rotação em torno do seu próprio eixo em alta velocidade, a velocidade é tanta
que os materiais são jogados contra a parede da máquina e quando ela para a parte
mais densa se gruda na parede enquanto a menos densa se mantém no meio, ou a
parte mais densa fica em baixo e a menos densa em cima. Resumindo: a centrifugação
é uma forma mais rápida e mecanizada de se decantar. Ex.: Glóbulos vermelhos do
plasma sanguíneo.
5. Dissolução Fracionada: Usado para misturas heterogêneas em que um dos
componentes se dissolve em algum solvente sendo que o insolúvel ficará retido no

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fundo do recipiente e o solúvel será totalmente retirado pela ação do solvente, dessa
forma a separação de ambos componentes irá ocorrer por ação do solvente. Ex.: Areia
e sal (usando de água como solvente).
6. Evaporação: Em misturas homogenias usa-se do menor ponto de ebulição dos
componentes em que quando aquecido a um certo ponto o componente de menor
ponto de ebulição irá evaporar e o outro fica, e vale dizer que isso é um processo natural
e não exige ação do homem. Ex.: O sal retirado do mar, usa-se evaporação para
separa-lo da água.
7. Destilação Simples: Também usado para misturas homogenias, a diferença desse
método com a evaporação é que a destilação simples exige a ação do homem e
vidrarias, ou seja, é feita em laboratório. Usando o ponto de ebulição de um dos
componentes a mistura é aquecida e quando se torna vapor sobe pela coluna de vidro,
percorre um caminho e se torna líquido de novo enquanto o outro componente
continuará (só que dessa vez separado do outro) no recipiente onde estava a mistura.
Ex.: Água e sal.
8. Destilação Fracionada: Usa-se em misturas homogenias, é um aprimoramento da
destilação simples, porém na dissolução fracionada a sua vidraria é mais complexa
cheia de caminhos tortos e obstáculos que fazem com que as substâncias venham se
reter e assim serem separadas.
9. Catação: Como o nome já diz a função aqui é catar misturas envolvendo sólidos e
separa-los tudo manualmente.
10. Flotação: Método usado para misturas de sólidos com densidades diferentes através
de um líquido, na qual geralmente usa-se água para separa-los. Vale ressaltar que os
componentes da mistura devem ser hidrofóbicos (não se mistura com a água) para que
funcione caso não sejam deve-se adicionar produtos químicos para que isso ocorra. O
objetivo da flotação é o contrário da decantação, pois na flotação as partículas sólidas
vão à superfície enquanto as mais pesadas ficam no fundo. Ex.: Na mineração usa-se
de flotação para separa os minérios de outros materiais desnecessários.
11. Ventilação: O nome diz tudo, esse método usa do vento para que substâncias mais
leves venham ser retiradas das substâncias mais pesadas. Ex.: Café (colhido) de
palha.
12. Fusão Fracionada: A mistura de substâncias sólidas é aquecida até que a de menor
ponto de fusão derreta e possa ser separada, isso é feito quantas vezes for necessário
até que se retire todas as substâncias. Ex.: Ligas metálicas estão cheias de metais
diferentes que podem ser separados por esse método.
13. Sublimação: Essa é a mudança direta do estado sólido ao gasoso (o contrário
também). Em meio a misturas de algumas substâncias usa-se dessa propriedade física
a favor para que elas venham ser separadas se tornando gases e assim restando
somente os que não sofrem ebulição. Ex.: Naftalina ou Iodo com qualquer coisa.

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14. Separação Magnética (Imantação): É óbvio que dá para perceber que a mistura deve
ter a participação de metais na sua composição. Um ímã é usado para que os metais
venham ser atraídos deixando para trás somente aqueles que não tem propriedades
ferromagnéticas. Ex.: Pó de ferro e Sal.
15. Sifonação: Os livros complicam muito na definição deste último método, mas a
sifonação é nada mais nada menos do que usar uma mangueira (sifão) para retirar um
certo líquido de um lugar e pôr em outro. Ex.: Roubar gasolina do carro da empresa.
INCERTEZA NA MEDIDA
Quando medimos ou lhe damos com coisas muito pequenas os números decimais são
enormes e ficam bem complicados de fazer contas, quando arredondados esses números
apresentam muitas incertezas por não sabermos se esse número realmente condiz com a
verdade. Não se pode medir nada de forma exata, temos o metro e depois o centímetro e em
seguida o milímetro e assim vai até as menores medidas possíveis, mas es a questão: como
posso fazer isso com uma régua?
A resposta é simples: não pode. É aí que mora a incerteza na hora de calcularmos ou medir as
coisas.
 Algarismos Significativos
Os algarismos significativos são uma representação da quantidade de dígitos que tem algum
valor num dado número. Temos que 203 tem três algarismos significativos e 0,00203 também tem
três algarismos significativos isso por que os zeros que estão à esquerda não representam valor e
sim somente o tamanho do número.
Todos os dígitos num número são algarismos significativos a única coisa que se deve prestar
atenção é quanto aos zeros que podem ou não ser. Os zeros que estão entre dígitos diferentes de
zero sempre serão algarismos significativos, os zeros que estão no final de um número que contem
vírgula sempre serão algarismos significativos, os zeros à esquerda não são algarismos significativos
e os zeros que estão no final de um número que não contém a vírgula podem ou não ser algarismos
significativos sendo uma incerteza.
A notação científica é uma forma mais rápida de se analisar os algarismos significativos
existentes num número, pois todos os números representados antes da potência de 10 são
algarismos significativos. Temos que 3,02x103 tem três algarismos significativos não importando quão
grande é a potência de 10.
Ex.: 132 tem três algarismos significativos
Ex.: 130 tem dois ou três algarismos significativos (incerteza)

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Ex.: 12003 tem cinco algarismos significativos
Ex.: 2,05 tem três algarismos significativos
Ex.: 2,50 tem três algarismos significativos
Ex.: 0,0012 tem dois algarismos significativos
Ex.: 3,14x104 tem três algarismos significativos
Ex.: 1,200x103 tem quatro algarismos significativos
 Cálculos Com Algarismos Significativos
Em muitas áreas que envolvem as ciências exatas é necessário trabalhar com muitos números
e geralmente são números miúdos e quebrados dificultando certas contas. Os algarismos
significativos são usados e analisados nos cálculos para que o resultado final venha ter somente um
número de incerteza (no caso é o último número), pois muitos cálculos exigem a exatidão e acumular
esses erros da incerteza durante a conta é perigoso e pode mudar o resultado real.
Fazer cálculos com os algarismos significativos exigem duas regras básicas: regra da
multiplicação e divisão e regra da soma e subtração. Quando se multiplica ou divide números o
resultado deverá conter a mesma quantidade de algarismos significativos que o número que tem a
menor quantidade de algarismos significativos, se o resultado tiver algarismos significativos a mais
então deve-se arredondar. Quando se soma ou subtrai números a resposta deve conter a mesma
quantidade de casas decimais que o número que tem a menor quantidade de casas decimais.
O arredondamento é uma técnica bem simples que ajuda muito na hora dos cálculos
diminuindo números ao tamanho desejado. Para arredondar qualquer número segue-se alguns
passos:
1) O arredondamento é feito da direita para a esquerda analisando cada um dos dígitos
(Não me diga?).
2) Se o dígito da direita for maior que 5 então o da esquerda será acrescentado em +1.
3) Se o dígito da direita for menor que 5 então o da esquerda permanecerá com o
mesmo valor.
4) Se o dígito da direita for igual a 5 então observe o número da esquerda: se ele for
ímpar será acrescentado em +1, mas se for par permanecerá o mesmo valor.
Aqui vai alguns exemplos sobre cálculos com algarismos significativos (AS) acompanhados
da técnica de arredondamento.
Ex.: 2,32 x 5,102 = 11,83664 = 11,8
Ex.: 91,0 x 2,21 x 1,532 = 308,10052 = 308

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Ex.:
𝟏,𝟓𝟑𝟏
𝟎,𝟎𝟑𝟐
= 47,84375 = 48 (obs.: o número 0,032 tem dois AS)
Ex.: 7,15 + 15 = 22,15 = 22
Ex.: 6,21 + 6,0 + 5,235 = 17,445 = 17,4
Ex.: 0,165 + 0,12358 = 0,28858 = 0,289
Ex.: 25,0 – 0,641684 = 24,358316 = 24,4
Ex.: 20,23 – 20,0 = 0,2
 Análise Dimensional
A análise dimensional é uma tática muito boa para se usar nos cálculos envolvendo várias
unidades, pois dessa forma enquanto se calcula se pode visualizar o que está acontecendo e saber
se está indo ao caminho certo.
Existem muitas táticas para análise dimensional que é mais usada na estequiometria, então
aqui só para dá uma introdução as táticas vamos ver como se usa a análise dimensional em
conversão de unidades.
Para convertemos algo usando a análise dimensional devemos usar os fatores de conversão
adequados, segundo Brown (2008) “um fator de conversão é uma fração cujos numerador e
denominador são as mesmas grandezas expressas em diferentes unidades”. Dessa forma usamos
o fator de conversão para multiplicar com o número que se deseja converter, sendo que no fator de
conversão deve ter a unidade a ser convertida no denominador e a unidade desejada no numerador
para que assim possam ser canceladas.
Ex.: Converter 5,23 g para Libra (lib.)
1 lib. = 453,6 g e queremos converter o grama para libra então:
𝟏 𝐥𝐢𝐛.
𝟒𝟓𝟑,𝟔 𝐠
Usando desse fator de conversão vamos multiplicar com 5,23 g e chegar ao resultado.
(5,23 g) × (
1 lib.
453,6 g
) = 0,0115 lib.
Perceba como é simples e prático o uso da análise dimensional. Vale ressaltar que é muito
importante ter sempre uma tabela de conversão em mãos, é uma obrigação para qualquer
engenheiro o uso de sua tabela. Toda vez que se for converter algo sempre será desse jeito como
foi mostrado acima. Vejamos outro exemplo usando dois fatores de conversão ao mesmo tempo.
Ex.: Converter 12,6 m para pés (fot.)
Digamos que não se sabe a forma direta para chegarmos até pés e somente temos de cm para pés.
Então convertemos de m para cm e depois de cm para fot.
1 m = 100 cm, então:
𝟏𝟎𝟎 𝐜𝐦
𝟏 𝐦
e 1 cm = 0,0328 fot., então:
𝟎,𝟎𝟑𝟐𝟖 𝐟𝐨𝐭.
𝟏 𝐜𝐦
fazendo a conta fica assim:

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(12,6 m) × (
100 cm
1 m
) × (
0,0328 fot.
1 cm
) = 41,328 fot.
Bom depois de ver esses dois exemplos já dá para cair a ficha de como funciona a análise
dimensional né? Você vai analisar a dimensão (sério mesmo?) e essa análise pode servir para
conversão entre unidades totalmente diferentes como achar o peso em gramas de duas polegada
cúbica de ouro (2 pol3), claro que não da para fazer isso direto e teremos que usar da densidade do
ouro que é 19,3 g/cm3, ou seja se quisermos mudar de uma unidade para outra totalmente diferente
precisamos de algum artifício que faça parte do objeto que se deseja converter e usa-lo como fator
de conversão.
Ex.: Para transformamos de pol3 para gramas precisamos de algo que cancele o pol3, mas também
precisamos tirar aquele cm3 que esta debaixo do gramas. Ora pol3 e cm3 são unidades de volume,
logo podem ser convertidas de forma direta então o pol3 será convertido para cm3 aí sim podemos
converter de boa.
Aí no meio do caminho o cara não sabe como converter de pol3 para cm3, agora pronto ...
“pera” aí mas eu sei converter de pol para cm! Tá mas o que isso me ajuda?
A análise dimensional lhe forneçe a resposta: sabendo que 1 pol = 2,54 cm então se elevarmos todo
mundo ao cubo a pol e o cm ficarão pol3 e cm3 sacou?
2,54 cm
1 pol
(
2,54 cm
1 pol
)
3 2,543cm3
13pol3
16,39 cm3
1 pol3
Agora que temos todos os ingredientes é hora de fazer o bolo!
(2 pol3
) × (
16,39 cm3
1 pol3 ) × (
19,3 g
1 cm3) = 633 g
Para fechar esta parte do assunto é bom dizer que a análise dimensional é importantíssima
para conversões e a estequiometria, se você encontro dificuldades nesse método não se preocupe
pois iremos usa-lo por todo o trajeto e isso fará você se acostumar ao método.

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PARTE II
ÁTOMOS,
MOLÉCULAS E ÍONS

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A ESTRUTURA ATÔMICA
Bom nesta parte do livro não vou ficar enrolando dizendo como os átomos foram descobertos
ou o que fizeram para descobri tal coisa, lembre-se que este é um livro de revisão e o que lhe
interessa aqui é os assuntos que você vai realmente usar na sua vida. Então bora parar com essa
enrolação e começar os estudos dos átomos logo!
Para químicos o importante a saber dos átomos é que eles são compostos por prótons,
nêutrons e elétrons isso por que eles influenciam o comportamento químico dos átomos, mas claro
eles não são as únicas partículas subatômicas que existem no átomo as demais só interessa aos
físicos.
Encontrar uma boa definição para cada uma dessas três partículas subatômicas é complicado,
os livros enrolam demais e fica só naquele papo de quanto ele pesa, mede, sua energia etc. mas e
a sua real definição? Bom vamos lá, lembrando que eu não sou formado em licenciatura mas escrevo
por experiência.
Próton é o nome dado a partícula que, juntamente com o nêutron, compõe o núcleo, ou seja,
faz parte do núcleo, tem uma carga positiva e massa pequeníssima, ele é estático e fica aglomerado
em conjunto juntamente com o nêutron no centro do átomo formando o núcleo.
Nêutron é o parceiro do próton (ele é o bofe do próton) e está aglomerado juntamente com o
próton no qual ambos formam o núcleo, sua massa é a quase a mesma do próton, ele não tem carga
(por isso o nome) e sua função é evitar que a aglomeração de prótons entre em colapso isso por que
as cargas iguais dos prótons causaria a repulsão entre os mesmos ocasionando a quebra da
estrutura do núcleo.
Elétrons são como as crianças, não param no lugar e sempre são cheias de energia, sua
carga é negativa e sua massa tão insignificante que chega a ser pequeníssima na frente do próton
que já é um elemento pequeníssimo (da bug no cérebro só de pensar). Essas pestes não param um
instante, ficam ao redor do núcleo passeando em um espaço enorme, mas só por que é um espaço
enorme não quer dizer que é desorganizado, os elétrons são divididos em camadas e essas camadas
em subcamadas (ou orbitais).
As camadas são 7 que são nomeadas não sei por que (e nem nos interessa) pelos os fodões
lá do passado na seguinte ordem: K, L, M, N, O, P, Q. Pura frescura. Então como você pode ver na
figura abaixo, seguindo a ordem crescente dessas letras percebe-se que cada vez mais elas se
distanciam do núcleo.

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Fonte: Autoria própria
Em cada uma dessas camadas tem uma certa quantidade de elétrons viajando dentro delas,
isso significa que existe uma quantidade limite de elétrons por camada que são o seguinte:
K: 2 L: 8 M: 18 N: 32 O: 50 P: 72 Q: 98
Os elétrons dentro das camadas estão organizados em orbitais que são no total 4: s, p, d, f
(em minúsculo mesmo), e são enumerados respectivamente como 0, 1, 2, 3. Porque enumerados?
Só por via de organização e nomenclatura do mesmo jeito que as camadas são enumeradas de 1 à
7.
Existe mais assunto sobre os elétrons mais isso é o que vamos ver somente na Parte VI deste
capítulo.
 Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoelétricos
O mais importante desses quatro são os Isótopos. O que eles são? Bom assim como
existem várias pessoas diferentes e iguais nesse mundo o mesmo acontece com os átomos,
isótopos são como as pessoas que são esteticamente parecidas com você (no cabelo, cor da
pele, altura e olhos), mas que é diferente somente numa coisa: Massa. Átomos isótopos são
aqueles que tem um número de nêutrons diferentes um do outro, sendo que são do mesmo
elemento, que consequentemente resulta em massas diferentes por que a massa de um átomo
é o número de prótons + o número de nêutrons.
Ex.: Tem-se o seguinte:

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Fonte: O autor
Perceba que o número localizado a esquerda do símbolo do carbono diz qual é a massa do
mesmo. Nesse caso esses átomos são chamados de isótopos, então dizemos assim: O isótopo
carbono 11, o isótopo carbono 12 etc. Eles também são chamados de nuclídeos. O átomo de
carbono que você vê na tabela periódica não é nenhum deles, é simplesmente o resultado da média
ponderada dos seus isótopos. Então resumindo os isótopos são átomos em que diferem no número
de nêutrons que consequentemente irá diferenciar a massa desse átomo. Voltando a comparação
com pessoas o isótopo é aquele seu irmão/irmã que é igualzinho a você mas ele/ela é mais magro
ou gordo que você.
Isóbaros já não se deve comparar usando seu irmão/irmã, pois nesse caso envolve pessoas
diferentes, ou seja, átomos diferentes. Esses átomos são aqueles iguais somente na sua massa, o
resto é tudo diferente. É como se fosse aquela pessoa que tem os mesmos Kg que você, mas todo
o resto tem nada haver com você.
Ex.:
Fonte: O autor
Bom a explicação para esses átomos é basicamente isso, é só para você saber que eles
existem mesmo.
Isótonos é o pessoal que tem o mesmo número de nêutrons. É comparado aquele seu amigo
que é totalmente o oposto de você (na aparência), mas o que une vocês são seus gostos que são
os mesmos. Então a moral da estória é o seguinte: Você não sabe que ele tem algo em comum com
você até realmente conhece-lo. No mundo dos átomos não é diferente, para descobrir um isótono é
necessário conhecer as características do átomo para aí sim descobrir a verdade. Para fazer isso é
necessário subtrair o valor da massa com o número de prótons (Z) ou número atômico (é a mesma
coisa).
Ex.:
Fonte: O autor
Subtraindo Massa – Prótons chega-se rapidamente ao resultado que é o número de nêutrons
expresso na tabela. Esse é mais um conceito só para você saber que eles existem mesmo, não há
grande relevância envolvendo esse pessoal nos estudos. Espero que você tenha entendido a
explicação com aquele seu amigo nada haver com você né? Não tem como saber se o átomo é um
isótono logo de cara!
Isoelétricos são os últimos dessa lista e o nome desse cara já diz tudo não é? Vamos falar
grego um pouco: iso = igual (por extenso: iso é igual à igual, ok isso foi podre), por isso que usam
essa palavra para se referir a propriedades ou características iguais. Então não preciso mais falar
Elemento Prótons Elétrons Nêutrons Massa
11C 6 6 5 11
12C 6 6 6 12
14C 6 6 8 14
14N 7 7 7 14
11B 5 5 6 11
10Be 4 4 6 10

19
nada né (ou seria escrever?), os átomos isoelétricos são aqueles em que suas quantidades de
elétrons são iguais independentemente se são íons ou qualquer outra coisa a única coisa que importa
é o número de elétrons ser iguais.
Ex.:
Fonte: O autor
Perceba que as massas desses caras tão quebradas por que eles são o pessoal lá da tabela
periódica, ou seja, eles são o resultado da massa ponderada de seus isótopos que resulta em
números quebrados. Então aqui termina esse tópico que só faz te lembrar uma coisa: O que importa
são os isótopos, o resto é só para saber que existe mesmo.
 Média ponderada das massas atômicas
Agora que você já sabe de tudo isso hora de lhe dizer em que você vai usar esse
conhecimento, uma matemática muito simples vai te mostrar como tirar essa média ponderada. Para
ter a resposta certa deve-se ter em mãos os seguintes dados: as respectivas porcentagem e massa
de cada isótopo. Porcentagem? Bom é o seguinte, os isótopos são átomos encontrados na natureza
e existe uma porcentagem de cada isótopo da sua quantidade encontrada chamada de abundância,
por exemplo o famoso 12C é encontrado numa porcentagem de 99% na natureza enquanto o outro
1% é distribuído entre os outros isótopos.
Tendo esses dados o que você faz é o seguinte cálculo: multiplica cada massa com suas
respectivas porcentagens e no final soma tudo. Fim. Pode-se resumir tudo numa pequena formula
(decorebas adoram formulas).
(𝑌1) × (𝑋1) + (𝑌2) × (𝑋2) = 𝑀𝐴𝑀
Em que: y = Porcentagem do isótopo
x = Massa do Isótopo
MAM = Massa Atômica Média
Ex.: Temos o 12C com 98,93% de abundância e massa de 12 u e o 13C com 1,07% de abundância e
massa de 13,00335 u.
(0,9893) × (12) + (0,0107) × (13,00335) = 12,010735845 𝑢
Viu como é bem simples? Só lembre-se de uma coisa, NÂO arredonde essas gracinhas de
números decimais por que isso vai dar num resultado totalmente errado.
Se por acaso encontrar alguma questão por aí que peça para você achar a porcentagem de
algum isótopo é bem simples de se resolver: A questão terá que lhe dar as massas dos isótopos e a
média ponderada deles, assim você pega esses dados e coloca na formula normalmente e
representará as porcentagens como forma de variáveis; para finalizar relacione as duas variáveis
assim: y1 + y2 = 1, isso por que são porcentagens e somando todas as porcentagens o resultado
Elemento Prótons Elétrons Massa
Li+ 3 2 6,94
Be2+ 4 2 9,01

20
100%, ou seja, 1; daí é só resolver por sistema e pronto acabou (se você tem dificuldades com
sistemas vá ao capítulo 4).
Ex.: Por preguiça eu vou usar o caso do carbono lá em cima.
{
(𝑦1) × (12) + (𝑦2) × (13,00335) = 12,010735845 𝑢
𝑦1 + 𝑦2 = 1 × 12
{
12𝑦1 + 13,00335𝑦2 = 12,010735845 𝑢
12𝑦1 + 12𝑦2 = 12
(−) ↓
{
13,00335𝑦2 = 12,010735845 𝑢
12𝑦2 = 12
(−) ↓
1,00335𝑦2 = 0,010735845
𝒚 𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟕
𝑦1 + 𝑦2 = 1
𝑦1 = 1 − 0,0107
𝒚 𝟏 = 𝟎, 𝟗𝟖𝟗𝟑
Bom depois desse exemplo creio que não restam mais dúvidas de como fazer alguma questão
envolvendo a massa ponderada dos átomos, agora é só correr para o abraço.
A TEBÉLA PERIÓDICA
Bom chegou a belezinha que todo químico tem que aprender a ler de todos os ângulos
possíveis, querendo ou não a tabela periódica é algo poderoso, pois toda a informação da química
pode ser lida olhando para ela.
O assunto abordado aqui é como se deve lê-la e sugar o máximo de informação possível, mas
não vou dizer tudo por que ainda tem mais assunto em nível molecular e atômico que tenho de
explicar mais pela frente. Então o que será feito aqui será uma forma de apresentação formal entre
você e a querida tabela periódica.

21
Oi prazer meu nome é Tabela Periódica dos Elementos, tenho nasci em 1869 e fui criada por
Dmitri Ivanovich Mendeleiev, no início eu era feinha e incompleta mas agora estou crescidinha e com
belas curvas.
Bom vamos analisa-la com calma, listo aqui a ordem com que será apresentada as partes
dessa garota: Colunas, Períodos, Metais, Metais de Transição, Actinídeos, Lantanídeos, Não Metais,
Gases Nobres, Massa Atômica e Camadas. Vamos lá!
As colunas (ou família) organizam os elementos que tem características parecidas, pois,
tirando o hidrogênio, observa-se que todos os elementos da primeira coluna da tabela são metais.
As colunas são enumeradas de duas formas diferentes: a primeira é usada pela IUPAC que conta
todas as colunas de forma ininterrupta resultando em 18 colunas, a segunda é usada por muitas
tabelas (e julgo ser a melhor forma) em que as colunas superiores (1, 2 e 13 até 18) estão
enumeradas de 1 à 8 seguidas da letra A e as colunas inferiores (3 até 12) são enumeradas de uma
forma diferente seguida da letra B: 1B, 4B, 5B, 7B, 8B (ocupando três colunas), 1B (de novo) e 2B.
O motivo disso será explicado em outra hora. Veja um exemplo do segundo modelo.

22
Tabela Periódica dos Elementos, tirada do site: http://blogdoenem.com.br/quimica-revisao-fuvest/. Acesso em:
17/08/2015.
Períodos são a organização dos elementos em ordem crescente dos seus números atômicos
(Z), esse número é representado em cima do símbolo do elemento. Perceba você mesmo que se
você olhar o número atômico (ou carga eletrônica) do potássio (K) até o ultimo do período (Kr) a
carga eletrônica aumenta aos poucos em cada elemento com um aumento de 1.
Metais são os caras das duas primeira colunas (1 e 2), sabe por que eles tem esse nome?
Sim por que eles são metais... Ok depois dessa eu vou falar sério. Os metais são divididos em dois:
os primeiros são os metais alcalinos pertencentes ao grupo 1 e os segundos (vascaínos) são os
metais alcalinos terrosos pertencentes ao grupo 2. Os metais são átomos com orbitais que chegam
até “s”. Não vou entrar em mais detalhes, isso é assunto para outra hora.
Metais de transição são os elementos renegados da tabela periódica (3 à 12) ninguém liga
para eles coitados, mas também não é para menos esse pessoal é complicado mesmo. Mais para
frente você vai entender o porquê deles serem chatinhos, mas só de olhar para a sua numeração do
modelo 2 já dá para ter uma visão de como o negócio é tenso. Mas tem ouro (Au) e prata (Ag) no
meio deles como assim eles são renegados? Bom meu caro estamos falando de química e fazemos
contas e cálculos com os elementos da tabela além de análises detalhadas do seu comportamento,
pegue um livro de química e veja que o centro das atenções são os metais, não metais e gases
nobres enquanto os outro são falados de forma especifica em alguns assuntos. Esse barraco todo
montado é por causa da instabilidade desse pessoal, eles são tudo doido e suas características não
seguem uma ordem tornando cálculos e análises um pouco mais complicados. Eles são de transição
por que da primeira coluna (3) até a última (12) ele vai perdendo suas características de metal para
ser não metal.
Actinídeos e Lantanídeos são outros coitados da tabela (colunas 3 à 12), são tão rejeitados
que é difícil um livro envolver contas e análises com eles. Esse pessoal eu não o que se faz com eles
não! Mas tá aí né? Pelo menos sabemos que eles existem... Tá bom vamos deixar a idiotice de lado.

23
Os actinídeos são radioativos já o lantanídeos não, eles estão dispostos à parte por causa da camada
em que seus elétrons se dispõe, isso quer dizer que eles são bem eletrônicos e seus orbitais são
todos “f” que é muito diferente dos metais de transição que é “d”.
Não Metais (13 à 17) são um dos centro das atenções, mas também eles são muito
importantes e é um dos focos dos estudos do químico. Elementos encontrados em altíssimas
quantidades estão listados aí no meio, como o oxigênio (O), Nitrogênio (N) e Carbono (C). Seus
elétrons chegam até os orbitais “p”, em relação aos metais os não metais são mais eletrônicos, pois
o orbital “p” significa que tem uma quantidade boa de elétrons enquanto os metais vão até o orbital
“s”. Logo, logo eu explico melhor sobre orbitais e elétrons.
Gases Nobres (coluna 18) são as modelos da tabela, lindas, maravilhosas e perfeitas ou são
aqueles caras malhados e musculosos, loiros de olhos azuis. Esse pessoal são os ditos perfeitos,
mas o motivo ainda não pode ser explicado agora por que envolve os assuntos de ligações química
que será discutido em outra ocasião. Seus orbitais também são “p” assim como os não metais.
As massas atômicas dos elementos estão localizadas bem abaixo do símbolo e acima do
nome, como já disse antes essa massa é o resultado da média ponderada dos isótopos de cada
elemento e é dessas massas que tiramos os dados para cálculos estequiométrico que será aprendido
na próxima parte deste capítulo, por enquanto basta saber só disso mesmo.
Por fim as camadas são aquelas que eu lhe apresentei antes, são enumeradas de 1 à 7 com
as letras K, L, M, N, O, P, Q. Na tabela periódica você pode vê-la pelas colunas, se você prestar
atenção nos lados extremos da tabela perceberá a numeração de 1 à 7 descendo as colunas, bom
isso é a representação das camadas nos indicando que os elementos daquele período são da
camada tal. Isso vai lhe ajudar ao estudar as características dos átomos e moléculas.
MOLÉCULAS E COMPOSTOS MOLECULARES
Átomos são difíceis de se encontrar por aí (salvo as patricinhas dos gases nobres), nós
estamos rodeados é na verdade de moléculas que são nada mais nada menos que um conjunto de
átomos (do mesmo tipo) firmemente ligados entre si de tal modo que eles formam um arranjo, ou
aglomerado, ou pacote de átomos.
As moléculas são representadas por formulas químicas que não é novidade para você, é o
símbolo do átomo presente na molécula enumerado de acordo com a quantidade presente na
mesma. Ex.: O gás oxigênio é uma molécula formada por dois átomos de oxigênio (O + O) logo sua
formula química é O2. No caso desse pessoal: O2, N2, H2 etc. Eles são chamados de diatômicos.
Quando há uma reunião de moléculas diferentes então o resultado é chamado de compostos
moleculares, é bem simples, é quando átomos diferentes se unem para formar uma molécula. Ex.:
Temos a água que é formada por H2 e O resultando na molécula H2O.
A representação de compostos moleculares se dá com as formulas moleculares, é parecido
com as formulas químicas só que dessa vez a representação será feita com mais de um átomo. Ex.:
H2O, H2O2, CH4, CO2 etc.

24
Além das formulas moleculares temos a chamada formula mínima que é uma forma resumida
de se representar os compostos, para fazer esse resumo é importante analisar a proporção dos
números que indicam a quantidade de átomos na molécula, quando existe um múltiplo entre esses
números então simplificamos para a menor forma possível. Ex.: Temos o peróxido de hidrogênio
H2O2, perceba que há um múltiplo entre esses dois números então podemos simplificar ficando
assim: HO. Mais sobre ela será estudado na próxima parte, pois a partir de uma formula mínima
pode-se chegar a uma formula molecular. Vou usar isso em alguma coisa? Bom se eu estou citando
isso aqui então é por que você vai usar sim, existem técnicas laboratoriais para encontrar certos
elementos em que o resultado sai em formulas mínimas e você deverá saber como lhe dar com elas,
mas por enquanto só estou lhe apresentado para depois conhecermos mais um pouco dela.
Não basta somente representar as moléculas tem que visualiza-las também. Para isso existem
algumas técnicas que vou apresentar a você agora, mas não vou explicar nada por ser assunto que
ainda vem pela frente.
Formulas estruturais, são aquelas feitas pelos símbolos dos elementos ligados por traços:
Formulas de perspectivas, são aquelas que mostram o arranjo espacial da molécula:
Esse assunto será estudado de uma forma bem mais profunda e interessante em outra parte
desse assunto. Esse assunto é bem minucioso e causa raiva em alguns, mas é necessário aprender
pois é muito importante analisar as estruturas dos compostos com uma visão científica e detalhada.
 Íons e Compostos Iônicos
Esse pessoal são aqueles que amam os gases nobres. São divididos em duas categorias: Os
cátions e os ânions. Vamos direto ao assunto e explicar o que são cada um e como se comportam.

25
Os cátions são os átomos que perderam elétrons para ficarem parecidos com os gases
nobres, por que? Ora eles são perfeitos todos os elementos querem ser iguais a eles e o cátions são
os caras que tem uma pequena quantidade de elétrons a mais que o gás nobre mais próximo. Esse
pessoal são os metais e são representados com um “+” acima do símbolo seguido do número de
vezes que se perde os elétrons. Por que um sinal de “+” se o cara tá perdendo elétrons? Lembra que
eu falei que os elétrons tem carga negativa? Então, quando um átomo está perdendo elétrons ele
acaba por ficar positivo já que ele está perdendo uma coisa negativa. A diferença do átomo normal
para um cátion não está somente na representação, mas também no seu tamanho. Os cátions tem
um tamanho menor do que seu átomo original isso por que ele tá perdendo elétrons então claramente
algumas camadas vão sendo perdidas.
Ex.: “Na” tem 11 elétrons mas morre de amores pelo “Ne” que tem 10, então por amor ele
perde um elétron ficando com 10 elétrons e seu símbolo fica Na+.
Perceba que o sódio original tem três camadas: K, L e M. E com a perda de um elétron o sódio
fica com uma camada a menos. O tamanho atingido pelo íon é igual ao tamanho do gás nobre que
ele ama.
Agora vamos falar de ânions, eles são o oposto dos cátions pois agora o objetivo é ganhar
elétrons. O motivo de ganhar elétrons é o mesmo dos cátion, são apaixonados pelas patricinhas
perfeitas dos gases nobres e para chegar ao gás nobre mais próximo deles é necessário ganhar
elétrons. Esses são os não metais, estão bem próximos dos gases nobres. Como eles recebem
elétrons então eles recebem carga negativa (por que o elétron tem carga negativa) então sua
representação é um sinal de “- “acima do seu símbolo seguido do número de vezes que se adiciona
elétrons ao átomo.
Ex.: “Cl” tem 17 elétrons e é apaixonado pela sua vizinha o gás nobre “Ar” com 18 elétrons,
então o cloro vai ter que dá um jeito de ganhar um elétron para ficar perto do seu amor, se tornando
Cl
-
.

26
Ué, mas não mudou nada!? Olha, só porque o cara não aumentou uma camada a mais não
quer dizer que ele vai continuar a mesma coisa. Esse exemplo do cloro foi proposital (mentira eu
peguei do livro) para que você não se engane pelas aparências, mesmo sendo que uma camada
não foi adicionada o átomo aumentou sim, pois existem os orbitais (lembra?), ou seja, ele aumentou
de uma forma que a sua camada foi expandida e não criada outra camada.
Agora chegou a hora de falar dos compostos iônicos esse pessoal é um pouco parecido
com os compostos moleculares a mudança fica em como eles se ligam. Bom os compostos
moleculares são formados por moléculas e os compostos iônicos por íons (isso não é difícil de
perceber), ou seja, todos os componentes de um composto iônico são íons. Agora sim ficou mais
fácil entender. Mas a ligação não ocorre de qualquer forma, ela ocorre entre cátions e ânions (metais
e não metais) isso por que os opostos se atraem. A ligação iônica ocorre como uma transferência de
elétrons, primeiramente eles estão nêutrons e quando se encontram se tornam íons e se ligam. O
motivo e o porquê dessas ligações não é para agora depois eu explico.
Bom resumido, os compostos moleculares são quase sempre formados por não metais e os
iônicos por metais com não metais. Abaixo veja um exemplo simples de como representar esse
pessoal.
Ex.: É claro que todos os primeiros
exemplos de compostos iônicos de todos os
livros falam do sal de cozinha, ele é o mais
simples de todos. E eu vou seguir o mesmo
padrão, claro estou sobre ombros de
gigantes.
Analisando esse meu desenho ridículo,
perceba que o sódio perde um elétron (cátion)
e o cloro recebe um elétron (ânion). Quando isso acontece os dois conseguem se satisfazer, lembre-
se que o objetivo de todo íon é chegar a ser igual ao amor da sua vida (gás nobre), quando o sódio
dá um elétron para o cloro ambos conseguem o que eles precisam. Quando o negócio dá certo os

27
dois ficam estabilizados e como eles são de sinais contrários um será atraído pelo outro resultando
numa ligação.
Olhando essa situação do ponto de vista da nomenclatura precisamos fazer um pequeno
macete para chegarmos ao resultado real. Temos o Na+ e o Cl-, e queremos representa-los como
composto iônico, é bastante simples: Junte os dois numa só nomenclatura, se eles dois tivessem
outro número na indicação do íon além do 1 (o Na é +1 e o Cl é -1) o procedimento a ser feito seria
trocar os números de lugar e coloca-los no lado inferior direito do outro íon.
Ex.: Mg2+ e N3- ficará assim:
Mg2+ N3-
Mg3N2
Viu é só fazer isso. Essa troca também acontece com o cloreto de sódio, mas como os dois
íons tem somente o número 1 no índice iônico então não há diferença representa-lo com o número
ou sem o número. Assim fica a formula do cloreto de sódio:
NaCl
Bom esse assunto da uma pausa por aqui, ainda não é tempo de se aprofundar demais. Nesse
momento basta saber o que são os compostos iônicos e como formar suas formulas.
NOMENCLATURA DE COMPOSTOS INORGÂNICOS
Chegamos numa parte bem chata da química, nomenclatura dos compostos inorgânicos é um
decoreba infernal! Essas coisinhas são complicadas de se lembrar e você só aprende mesmo isso
aí é na base da experiência, ou seja, muitos exercícios entediantes de como dar nomes a esses
filhotes de cruz credo. Mas é claro, é importantíssimo saber dar nomes a esse pessoal. Não ouse
entrar num laboratório sem saber dar nomes aos ácidos, óxidos, bases etc.
 Cátions
Começando do mais simples possível os cátions são bem fáceis de se lembrar, mas é claro
que você tem que ver alguns exemplos e fazer alguns exercícios para não se esquecer de como se
faz.
Cátions simples de elementos que não mudam de cargas são os mais fáceis de se nomear.
Como assim cargas que não mudam? Existe um pessoal (os metais de transição) que seus cátions
podem ser de mais um tipo, por exemplo, 1+, 2+, 3+. Quando nos deparamos com caras assim então
devemos nomeá-los de outra forma. Mas voltando aos mais simples o que se deve fazer é o que
está logo abaixo:
Íon (nome do metal)
É só isso mesmo. Por exemplo ser for o Na+ então sua nomenclatura fica “Íon sódio”. Os caras
que você sempre vai nomeá-los assim são os do grupo 1A, 2A e os metais Al+3, Ag+ e Zn+2.

28
Agora falando dos metais que tem mais de um tipo de cátion, existem duas formas de nomeá-
los. A primeira é o mesmo método que mostrei acima para os íons que não variam suas cargas, a
diferença está em que se deve indicar a carga do cátion. Por exemplo, temos que o Cu (não é uma
ofensa) tem sua primeira aparição como íon usando o cátion com uma carga (Cu+) e depois ele
aparece de novo usando duas cargas (Cu2+). Para nomeá-lo colocamos “íon” na frente depois “cobre”
e por último indicamos em números romanos a carga do cátion, fica assim: Íon cobre (I) para o Cu+
e Íon cobre (II) para o Cu2+.
O segundo método é antigo mais ainda é usado, ele foi feito para ferrar com a sua vida. Tem
professor que é muito chato e exige que aluno saiba este segundo método, se você já sabe o primeiro
método não é uma obrigação saber o segundo mais sim uma opção. Em vez de representar a carga
do íon com números romanos o segundo método consiste em representá-las usando uma terminação
“oso” ou “ico” no final do nome do metal em latim! (Que coisa mais absurda...). Para piorar essas
terminações não são de acordo com a carga do cátion, mas sim de acordo com o número de vezes
que o metal aparece (Que?!). Existem metais que o seu primeiro íon já começa com a carga 2+,
então depois ele aparece com 3+. Na sua primeira aparição usamos a terminação “oso” e na sua
segunda usamos “ico”.
Ex.: Cu+ = íon cuproso (cuprum = cobre)
Cu2+ = íon cúprico
Co2+ = íon cobaltoso
Se a terminação fosse de acordo com a carga do íon o Co2+ não teria a terminação “oso”,
isso por que a primeira carga de íon que aparece no Co é a carga 2+. Eu não vou ficar enrolando
nessa chatice de terminações que nem são obrigatórias (mas é bom saber).
Antes de terminamos esse tópico de cátions é importante falar dos cátions formados por
átomos não metálicos, é isso mesmo existem alguns não metais que tem o desejo de serem metais
aí eles saem do armário mesmo. É muito simples, para nomeá-los basta colocar o prefixo “Íon” com
o início do nome da molécula e terminação com “ônio”.
Ex.: NH4
+ = íon amônio
H3O+ = íon hidrônio
Tá bom agora chega de papo, aposto que você tá morrendo de tédio aí. Esse assunto não
daqueles tipos que você tem que se matar de tanto fazer exercícios ou coisa e tal, o importante é
você lembrar dessas coisas e não perder a prática. Abaixo uma tabela de íons e seus nomes.

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Tabela de nomenclatura de cátions
Formula Nome Formula Nome
1+ 1+
H+ Íon Hidrogênio NH4
+ Íon Amônio
Li+ Íon Lítio Cu+ Íon Cobre (I) ou Cuproso
Na+ Íon Sódio
K+ Íon Potássio
Cs+ Íon Césio
Ag+ Íon Prata
2+ 2+
Mg2+ Íon Magnésio Co2+ Íon Cobalto (II) ou Cobaltoso
Ca2+ Íon Cálcio Cu2+ Íon Cobre (II) ou Cúprico
Sr2+ Íon Estrôncio Fe2+ Íon Ferro (II) ou Ferroso
Ba2+ Íon Bário Mn2+ Íon Manganês (II) ou Manganoso
Zn2+ Íon Zinco Hg2
2+ Íon Mercúrio (I) ou Mercuroso
Cd2+ Íon Cádmio Hg2+ Íon Mercúrio (II) ou Mercúrico
Ni2+ Íon Níquel (II) ou Niqueloso
Pb2+ Íon Chumbo (II) ou Plumboso
Sn2+ Íon Estanho (II) ou Estanoso
3+ 3+
Al3+ Íon Alumínio Cr3+ Íon Cromo (III) ou Íon Crómico
Fe3+ Íon Ferro (III) ou Íon Férrico
Fonte: Dados de Brown (2008), tabela personalizada pelo autor.
Nota: Hg2
2+ é dado como Íon mercúrio (I) por que são dois átomos de Hg que recebem os dois e não somente
um.
 Ânions
Depois de falar dos cátions é hora do oposto. Os mais simples tipos de ânions com certeza
são os monoatômicos, e sua terminação sempre será em “eto” sendo a única exceção é o oxigênio
(O) que tem a terminação com “ido”.
Ex.: H- = Íon Hidreto
N3- = Íon Nitreto
O2- = Íon Óxido
Alguns ânions poliatômicos seguem o mesmo ritmo.
Ex.: OH- = Íon Hidróxido
CN- = Íon Cianeto
O2
2- = Íon Peróxido
Agora temos os casos de ânions que são formados com átomos de oxigênio e outros
elementos. Nesse caso o sufixo muda de acordo com a quantidade de oxigênios presentes. A
terminação “ato” é feita quando o ânion tem a sua quantidade de oxigênios padrão, se caso tiver a
menos então a terminação fica “ito”. Como vejo se o ânion tá padrão? É só você analisar quem é o
átomo central, aquele o qual o oxigênio está se ligando. Se o cara aguenta no máximo três oxigênios
então três é o padrão e será nomeado “ato” se tiver dois ele será “ito”, ou se ele aguenta quatro então
quatro será o padrão e três será o “ito”. Vejas alguns exemplos.

30
Ex.: NO3
- = Íon Nitrato (padrão) / NO2
- = Íon Nitrito (um a menos)
SO4
2- = Íon Sulfato (padrão) / SO3
2- = Íon Sulfito (um a menos)
Obs.: Eu falei que era para analisar o átomo central e ver quanto ele aguenta, mas lembre-se
que estamos falando de íons e não de simples compostos. Se você perceber o nitrogênio (N) aguenta
quatro oxigênios (O) mas se ele tiver esses quatros ele não pode ser mais um íon. Então resumindo
a análise é feita de acordo com o íon e não com o átomo em si.
Existem certos compostos que podem ter mais dois tipos diferentes de ânions, isso por que
ele pode ter várias quantidades de oxigênio. Isso acontece com o cloro (Cl). Nesse caso existe uma
modificação na nomenclatura, em vez de somente “ato” e “ito” como sufixo agora teremos prefixos.
O composto ClO3
- é o padrão da ligação do Cloro com o Oxigênio, e é a partir dele que você observa
os outros e coloca os nomes específicos. Quando ele tem um O a menos ele segue o mesmo padrão
usando “ito”, mas se ele tiver dois a menos o “ito” continua e será acrescentado “hipo” como prefixo,
agora quando o composto está na sua forma padrão (no caso ClO3
-) ele segue o nome de “ato” e se
caso ele tiver um a mais o “ato” continua e será adicionado o “per” como prefixo.
Ex.: ClO4
- = Íon Perclorato(Uma a mais)
ClO3
- = Íon Clorato (padrão)
ClO2
- = Íon Clorito (Um a menos)
ClO- = Íon Hipoclorito(Dois a menos)
Usando o caso acima como exemplo você pode nomear todos os ânions que tem várias
numerações de oxigênios (O). Como é que eu vou saber se ele tem várias quantidades de O? Do
mesmo jeito que eu falei antes, vai metendo “O” dentro dele e fica vendo até onde ele aguenta, se o
cara aguenta um e depois aguenta bem uns quatro pode ter certeza que esse cara é rodado e tem
vários nomes.
Por fim vamos falar de um caso especial onde temos um pessoal que recebe o íon H+ e acaba
tendo o nome do hidrogênio no nome. É muito simples, basta colocar a palavra “Hidrogeno” seguido
do nome do ânion.
Ex.: CO3
2- = Íon Carbonato / HCO3
- = Íon Hidrogenocarbonato
PO4
3- = Íon Fosfato / H2PO3
- = Íon Diidrogenofosfato
Obs.: 1° Por causa da carga do H+ o resultado final do composto tem uma carga menos como
dá para perceber ao comparar o ânion antes e depois de receber o hidrogênio (H). 2° no ânion H2PO3
-
o seu nome começa com Diidrogeno justamente pelo fato de ter dois hidrogênios.
Sempre quando for escrever o íon de alguém átomo observe onde ele está na tabela periódica.
Os metais do 1A todos são 1+ e os do 2A são todos +2. Os não metais do 7A são todos 1- e os do
6A são todos 2-. A seguir uma tabelinha básica de ânions e sua nomenclaturas.

31
Tabela de nomenclatura de ânions
Formula Nome Formula Nome
1- 1-
H- Íon Hidreto C2H3O2
- Íon Acetato
F- Íon Fluoreto ClO3
- Íon Clorato
Cl- Íon Cloreto ClO4
- Íon Perclorato
Br- Íon Brometo NO3
- Íon Nitrato
I- Íon Iodeto MnO4
- Íon Permanganato
CN- Íon Cianeto
OH- Íon Hidróxido
2- 2-
O2- Íon Óxido CO3
2- Íon Carbonato
O2
2- Íon Peróxido CrO4
2- Íon Cromato
S2- Íon Sulfeto Cr2O7
2- Íon Dicromato
SO4
2- Íon Sulfato
3- 3-
N3- Íon Nitreto PO4
3- Íon Fosfato
 Compostos Iônicos
Bom nessa parte das nomenclatura não é tão complicado assim. Os compostos iônicos é
basicamente a junção dos nomes dos dois tipos de íons envolvidos. Sempre que você analisar um
composto iônico e for escrever seu nome primeiro identifique quem é o ânion e o cátion; depois você
escreve o nome do ânion (que está no composto) em seguida colo que “de” e depois o nome do
cátion.
Ânion de Cátion
Pronto é só fazer isso que você tem o nome do composto. Veja abaixo alguns exemplos
mostrando de como é essa regra na prática.
Ex.: CaCl2 = Cloreto de Cálcio
Al(NO3)3 = Nitrato de Alumínio
Cu(ClO4)2 = Perclorato de Cobre (II) / Perclorato Cúprico
Mamão com açúcar né? Nem precisa falar muita coisa sobre essa parte do assunto por que
eu sei que deu para entender (tomara). Bom é só seguir esse modelo acima que tudo ocorrerá bem.
 Ácidos
Estamos quase chagando no fim do assunto de nomenclaturas (Amém!), e agora chegou o
momento de dizer que um H+ pode ferrar a sua vida, como? Essas coisinhas quando acrescentadas
a formula do composto o torna em ácido, aí maninho muda nome, muda formula tudo!

32
Sempre que qualquer composto se torna um ácido um H+ é acrescentado no início da formula
do “bixo”. O número de H’s vai depender do composto (é claro) por que deve-se analisar quantos ele
precisa para se estabilizar.
Ex.: Cl- (Normal) / HCl (Ácido)
SO4 (Normal) / H2SO4 (Ácido)
Agora na questão dos nomes não vai ser aquele bicho de sete cabeças, é só você comparar
a terminação dos ânions isso por que cada terminação tem um nome diferente para seus ácidos.
Vamos aos nomes: todo ânion que tem sufixo “eto” seu ácido fica com sufixo “ídrico”; todo ânion que
tem sufixo “ato” seu ácido fica com sufixo “ico”; todo ânion que tem sufixo “ito” seu ácido fica “oso”.
Vale ressaltar que mesmo aquele pessoal zuado com prefixos “per” e “hipo” também entra na regra.
Ânion Ácido
Cl- (Cloreto) HCl (Ácido Clorídrico)
S2- (Sulfeto) H2S (Ácido Sulfídrico)
ClO4
- (Perclorato) HClO4 (Ácido Perclórico)
ClO3
- (Clorato) HClO3 (Ácido Clórico)
ClO2
- (Clorito) HClO2 (Ácido Cloroso)
ClO- (Hipoclorito) HClO (Ácido Hipocloroso)
CN- (Cianeto) HCN (Ácido Cianídrico)
NO3 (Nitrato) HNO3 (Ácido Nítrico)
SO4 (Sulfato) H2SO4 (Ácido Sulfúrico)
SO3 (Sulfito) H2SO3 (Ácido Sulfuroso)
Depois dessa tabela já deu para tirar todas as dúvidas sobre nomenclatura de ácidos não é
mesmo? Então vamos para a última etapa desta parte do capítulo.
 Compostos Moleculares Binários
Quando nos deparamos com certos compostos que tem mais de um átomo do mesmo tipo,
devemos representar sua quantidade no nome do cara usando aquela parada que você já deve ter
visto em algum lugar: mono(1), Di(2), Tri(3), Tetra(4), Penta(5), Hexa(6), Hepta(7), Octa(8), Nona(9)
e Deca(10). Bom, mas lembre-se de que estamos falando de compostos moleculares (lembra?), não
é tão simples quanto nomear ácidos por que estamos falando de dois ânions juntos. Antes de saber
nomear é importante como escrever suas formulas, veja os passos abaixo.
1. Dos dois ânions aquele que estiver mais à esquerda na tabela periódica é escrito
primeiro.
2. O oxigênio sempre será o último a ser escrito sendo uma exceção da regra acima. Isso
só não vai ocorrer quando o oxigênio estiver ligado com o flúor, nesse caso o flúor é o
último a ser escrito.
3. Se os dois elementos estiverem na mesma coluna da tabela então o que está mais
abaixo fica em primeiro.

33
Bom vamos aos exemplos de formulas para depois passarmos para a nomenclaturas dessas
belezinhas. Veja abaixo alguns exemplos:
Ex.: Cl2O
N2O4
NF3
P4S10
Todos esses quatro compostos seguem os passos que mostrei mais acima. Agora vamos ver
como nomear esses compostos.
1. O elemento à direita do composto terá sufixo “eto”, e depois coloca-se a preposição
“de”. Se for um composto com oxigênio seu sufixo será “ido”.
2. Depois coloca-se o nome do primeiro elemento do composto.
3. Se caso o elemento tenha mais de um átomo do mesmo tipo use os nomes que foram
dados mais acima para representar a numeração de 1 à 10.
4. O prefixo “mono” é somente usado pelo primeiro elemento, não o use no segundo.
Agora vamos aos exemplos para que você entenda perfeitamente como seguir esses passos.
Segue a última tabela desta parte do capítulo.
Formula Nome
Cl2O Monóxido de Dicloro
N2O4 Tetróxido de Dinitrogênio
NF3 Trifluoreto de Nitrogênio
P4S10 Decassulfeto de Tetrafósforo
SO2 Dióxido de Enxofre
PCl5 Pentacloreto de Fósforo
N2O3 Trióxido de Dinitrogênio
SiBr4 Tetrabrometo de Silício
S2Cl2 Dicloreto de Dienxofre

34
PARTE III
ESTEQUIOMETRIA

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EQUAÇÕES QUÍMICAS
Chegou a hora de se tornar amigo da tabela periódica e de seus elementos, por que chegamos
na estequiometria! Aonde você vai descobrir tudo sobre esses compostos através de números e
formulas.
Bom tenho certeza que você já sabe o que são equações químicas (ora isto é uma revisão),
então não vamos ficar cheio de blábláblá desnecessário por que eu sei que você tem mais o que
fazer. Então vamos iniciar dos mais simples tópicos da estequiometria até chegar ao nível em que
você invoca o maligno.
 Balanceamento
A primeira coisa a se aprender na estequiometria obviamente é balancear as formulas. Isso
por que a palavra “equação” vem do latim grego e significa “igual”, ou seja, o que está de um lado
tem que ser igual ao que está do outro. Nesse caso a igualdade está relacionada aos coeficiente
estequiométricos, não que eles tenham que ser exatamente iguais, mas que tenham um equilíbrio
na quantidade de moléculas em ambos os lados.
Reagente1 + Reagente2  Produtos da reação
Bom, basicamente é assim que se escreve uma equação. O “+” é lido como “reage com” e a
seta “” é lida como “formando”. Agora vamos a um simples exemplo da formação de molécula de
água (H2O) e veremos qual o impacto do balanceamento, como ele deve ser feito e a sua
interpretação.
H2(g) + O2(g)  H2O(l)
O (g) e (l) colocado abaixo dos símbolos indicam o estado físico do tal elemento, nunca
esqueça de coloca-los isso pode causar perdas de pontos na prova ou trabalho. (g) significa gasoso,
(l) líquido, (s) sólido e (aq) aquoso. Como já foi explicado o número abaixo do símbolo é a quantidade
de átomos do mesmo elemento que está presente na reação, então lembre-se que a mesma
quantidade de átomos que está de um lado deve estar do outro. Se você contar: temos dois H e dois
O de um lado, mas do outro temos dois H e somente um O; já podemos dizer que isso não é uma
equação, para isso vamos usar os coeficientes estequiométricos para balancear esta equação.
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
Sacou? Os coeficientes estequiométricos sempre estarão à sua esquerda, nunca se deve
mudar os números que aparece no canto inferior direito dos átomos, ou seja, aqueles que indicam a
quantidade de átomos. O coeficiente estequiométrico varia a quantidade de moléculas e ele não
muda a identidade química do elemento, mas se você mudar o número inferior a identidade química
do elemento será mudada. Ex.: O2 (gás oxigênio) não é a mesma coisa que O3 (ozônio). E 2O2 é
mesma coisa que ∞O2 (infinito), pois se está mudando somente a quantidade e não a identidade. A
forma correta de se ler as moléculas: 2H2O é duas moléculas de água, O2 uma molécula de gás
oxigênio, 3O2 três moléculas de gás oxigênio e assim vai.

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Agora que a equação da formação de água está balanceada vamos contar a quantidade de
átomos dos dois lados. O coeficiente estequiométrico é multiplicado com o número inferior do
elemento (Ex.: 2H2 = 2x2 = 4). E quando o coeficiente é colocado no início de uma molécula o número
estará valendo para todos os átomos integrantes dessa molécula (Ex.: 2H2O = 2H2 e 2O). Então
temos quatro H e dois O de um lado, do outro temos quatro H e dois O.
Veja os exemplos a seguir e se acostume, lembre-se sempre contando a quantidade de
átomos presentes na equação para pode ter certeza que a quantidade que está de um lado é mesma
do outro. Para uns isso pode demorar um bocado por que esse jogo de balanceamento vai depender
de todos os elementos e um número que você coloca te faz contar todos os átomos para verificar se
está certo. Para se tornar mais rápido só mesmo se for praticando.
Ex.:
Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + H2O + CO2
C6H12O6  2C2H6O + 2CO2
2FeCl3 + 3Na2CO3  Fe2(CO3)3 + 6NaCl
2NH4Cl + Ba(OH)2  BaCl2 + 2NH3 + 2H2O
3Ca(OH)2 + 2H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6H2O
Fe2(CO3)3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3H2O + 3CO2
Na2O + (NH4)2SO4  (Na)2SO4 + 2NH3 + H2O
4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O
2KMnO4 + H2SO4  Mn2O7 + K2SO4 + H2O
2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
O que se tinha para falar sobre balanceamento já foi dito, daqui em diante se quiser melhorar
em balanceamento pegue algumas equações dos livros ou internet e comece a dar uma treinada.
 Equações de Combinação, Decomposição e Combustão
Como não temos tempo a perder vou citar esses três cara rapidamente, primeiro por que são
conceitos simples e fáceis de se entender e segundo que são somente teorias.
Equações de combinação são muitos dos que você viu acima, simplesmente é a mesma
coisa que quando eu apresentei um modelo de equação química no início, dois reagentes se juntam
para formar um produto.
A + B  C
Equações de decomposição é o contrário. Um composto é quebrado e forma um ou mais
compostos. Algumas equações apresentadas no exemplo mais acima é nesse estilo.

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C  A + B
Equações envolvendo combustão são todas aquelas que tem a presença do gás oxigênio
(O2) nos reagentes. Veja um exemplo abaixo.
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)
Antes de fechar esta parte do assunto vale uma dica: Os derivados de hidrocarboneto quando
entram em uma reação de combustão forma sempre água (H2O) e gás carbônico (CO2), o exemplo
que citei acima mostra muito bem isso.
MASSA MOLECULAR (MM)
Quando estamos em um laboratório é nossa obrigação saber quanto de massa tem certa
equação, isso possibilita a previsão de muitas reações evitando riscos desnecessários. Antes de
começarmos a contar as massas e saber o peso molecular você sabe onde fica a massa do átomo?
Bom, na tabela periódica ele está acima do nome do elemento e abaixo do seu símbolo, é com esses
dados que vamos conhecer a massa das equações. Vamos nos preocupar primeiro em como
conhece-las para depois sabermos o porquê.
Sempre que você for analisar o peso molecular ou massa molecular você deve somar a massa
de todos os átomos presente na molécula resultando no peso molecular da molécula analisado.
Antes de somar tudo deve-se multiplicar a massa do átomo com o seu índice inferior e seu número
estequiométrico. Veja os exemplos abaixo.
Ex.: MM do H2SO4 = (1 u) x2 + (32,06 u) + (16 u) x4 = 2 u + 32,06 u + 64 u = 98,06 u
MM do C6H12O6 = (12 u) x6 + (1 u) x12 + (16 u) x6 = 72 u + 12 u + 96 u = 180,0 u
MM do NaCl = (23 u) + (35,45 u) = 58,45 u
MM do Ca(NO3)2 = (40,08 u) + (14 u) x2 + (16 u) x3x2 = 40,08 u + 28 u + 96 = 164,08 u
Bom, com isso já deu para perceber que para se achar a MM de qualquer molécula sempre
se segue um padrão. Não foi mostrado no exemplo o caso em que o átomo é acompanhado por um
coeficiente estequiométrico isso por que ainda não entramos na MM envolvendo equações, mas
sempre que tiver um coeficiente estequiométrico acompanho um átomo você irá fazer a mesma coisa
que o índice inferior que é multiplicar pela massa do átomo.
 Composição Percentual das Formulas
Algo útil na prática e fácil de se fazer no papel. O método consiste em saber quantos por
centos de massa de algum elemento há em uma molécula. É muito simples basta usar uma formula
que irá servir para todos os casos diferentes (os decorebas estão tendo orgasmos agora).
𝑋 =
(𝑀𝑀 𝑑𝑜 á𝑡𝑜𝑚𝑜)
(𝑀𝑀 𝑑𝑜 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎)
× 100%

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Quando for achar a MM do átomo não esqueça que o número inferior e o coeficiente
estequiométrico multiplicam com a massa do átomo como foi mostrado no exemplo mais acima.
Agora vamos mostrar como se usa essa formula para tirar a porcentagem dos átomos.
Ex.: Temos C12H22O11 e queremos saber o percentual de cada um dos átomos que compõe a
molécula.
Vamos primeiro saber a MM da molécula:
C12H22O11 = (12 u) x12 + (1 u) x22 + (16 u) x11 = 144 u + 22 u + 176 u = 342,0 u
Começando pelo C12 temos: Sua MM é 144 u então vamos usar a formula.
𝑋 =
144 𝑢
342 𝑢
× 100% = 42,1 %
Seguindo para o H22 temos: Sua MM é 22 u então vamos usar a formula.
𝑋 =
22 𝑢
342 𝑢
× 100% = 6,4 %
Por fim para o O11 temos: Sua MM é 176 u então vamos usar a formula.
𝑋 =
176 𝑢
342 𝑢
× 100% = 51,5 %
Não tenho mais o que explicar, o percentual dos átomos numa molécula é basicamente isso
que você acabou de ver não tem mais nenhum mistério. Agora vamos para a próxima etapa da
estequiometria.
MOL (Quantidade de Matéria)
Na estequiometria você sempre usará o mol e deve leva-lo onde quer que for no cálculo.
Através dele se achará muitos outros dados, então vamos entender o que é mol e depois nos
acostumarmos com ele. Não vou ficar explicando a definição de mol e como os cientistas chegaram
a essa conclusão coisa e tal, isso é perda de tempo. Se você quer saber dessas coisas (duvido
muito) então vá atrás de um livro de química por que eu não sou químico para ficar definindo os
conceitos. Vamos direto ao ponto.
O mol é um certa quantidade de alguma coisa, essa quantidade é definida pelo número de
Avogadro 6,022x1023 ou 6,02x1023. Sempre que você ver 1 mol de alguma coisa essa coisa tem o
número de 6,02x1023.
Ex.: 1 mol de átomos de H = 6,02x1023 átomos de H
1 mol de moléculas de H2O = 6,02x1023 átomos de H2O
1 mol de íons Na+ = 6,02x1023 íons de Na+
Não é muito complicado entender o que é mol, com esse exemplo já deu para entender o que
é mol e como usá-lo. Sempre que falarem em mol, estamos falando de 6,02x1023 de alguma coisa.
Agora vamos falar do que vamos usar realmente na hora dos cálculos estequiométricos.

39
 Massa Molar (g/mol)
Como o mol sempre será representado pelo mesmo número (Avogadro) então houve a
necessidade de representar melhor a substância que esse número está contando. Isso se deve ao
fato de que 1 mol de C (carbono) não é a mesma coisa que 1 mol de N (nitrogênio), mas os seus
números são iguais pois ambos são representados pelo número de Avogadro. Nesse caso o que vai
diferenciar 1 mol de C e 1 mol de N serão suas massas.
Se lembra como encontrar a massa molecular (MM) dos compostos e átomos? Bom, aqui não
é diferente o que muda é a forma como a resposta será colocada no final. Você irá fazer o mesmo
método para achar a MM usando a tabela periódica coisa e tal, o que muda é que agora você não
está achando a massa de uma molécula ou um átomo, você está achando a massa de 1 mol dessa
molécula ou átomo. O que isso muda no cálculo? Nada, a mudança não é no cálculo e sim na
resposta. Antes você representava a resposta com a unidade “u” (unidade de massa), agora com o
mol você irá representar a unidade com “g” (gramas). Pronto era só isso, o que muda é a unidade. A
seu filho da mãe por que não falou antes que era só isso? Você tem que entender como é que a
coisa funciona senão você será mais um decoreba.
Ex.: 1 átomo de C = 12,0 u 1 mol de C = 12,0 g
1 molécula de H2SO4 = 98,06 u 1 mol de H2SO4 = 98,06 g
1 íon de NO3
- = 62,0 u 1 mol de NO3
- = 62,0 g
Quando trabalhamos esses números nos cálculos estequiométricos nós o representamos não
somente como “g” mas sim como “g/mol” isso é somente a forma mais rápida de dizer: 1 mol de C =
12,0 g, em vez disso escreva C = 12,0 g/mol. Então não esqueça de usar a unidade “g/mol” nos
cálculos para não se confundir.
Uma curiosidade que talvez você não tenha prestado atenção, você sabe por que os números
das repostas tem virgula mesmo quando o cara dá inteiro? (Por exemplo: a conta deu 16 e a resposta
fica 16,0.) Então isso se chama algarismos significativos, eu expliquei para você na primeira parte
deste capítulo, sempre represente esses números dessa forma (por que ela é a correta) não que isso
lhe der mais pontos no trabalho ou na prova mas por questão de você saber o que são algarismos
significativos e carregar esse conhecimento com você.
 Conversões Entre Mols, Massa e Átomos
O início dos cálculos estequiométricos. Parabéns você finalmente chegou nos reais cálculos
estequiométricos, eu sei que ainda tá muito simples (na verdade a estequiometria é bem simples)
mas é a partir daqui que vamos seguindo para todo o resto.
Hora de usar tudo o que você aprendeu até agora, vamos usar da análise dimensional para
resolver algumas simples questões envolvendo mols, massa e número de partículas.

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1°) Saber a quantidade de átomos presentes em 3 g de Cu:
Preste atenção nas unidades: Ele te deu g e te pede os átomos.
Lembre-se: 1 mol = 6,02x1023
Sempre tenha em mente uma coisa: Toda vez que você ver um composto pense logo em
encontrar sua massa molar (g/mol), pegue sua tabela periódica e veja quanto é a massa do Cu.
Bom temos que Cu = 63,54 g/mol
O objetivo do cálculo é cancelar esse gramas (g) e deixar somente o mol e do mol se achará
a quantidade de átomos. Se você pode relacionar 63,54 g para 1 mol então você também pode fazer
o contrário, estou dizendo em tornar
63,54 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙
em
1 𝑚𝑜𝑙
63,54 𝑔
. Sim você pode fazer isso, para que mesmo?
Para que você possa cancelar o “g” através da multiplicação. Veja abaixo:
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢 = 3 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
63,54 𝑔
Como 1 mol = 6,02x1023
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢 = 3 𝑔 ×
6,02×1023
63,54 𝑔
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢 =
2×1024
63,54
Á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝒖 = 𝟑× 𝟏𝟎 𝟐𝟐
Perceba que é simples, a sua preocupação é antes de fazer os cálculos dá uma olhada nas
unidades que a questão te dá e as unidades que a questão te pede aí você procura um meio de
chegar nela através de outras unidades. Por isso se chama análise dimensional.
2°) Saber a massa em gramas de 0,433 mol de Ca(NO3)2:
Preste atenção nas unidades: Ele te deu mol e te pede g.
Repetindo: “Toda vez que você ver um composto pense logo em encontrar sua massa molar
(g/mol)”. Vamos analisar a massa do Ca(NO3)2.
Ca(NO3)2 = (40,08 u) + (14 u) x2 + (16 u) x3x2 = 40,08 u + 28 u + 96 = 164,08 u = 164,08 g/mol
Bom temos que Ca(NO3)2 = 164,08 g/mol

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O objetivo do cálculo é cancelar esse mol e deixar somente o grama (g). Nesse caso não será
preciso inverter a relação g/mol por que o mol está no denominador e ao multiplicar ele será
cancelado. Veja a resolução abaixo:
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 Ca(𝑁𝑂3)2 = 0,433 𝑚𝑜𝑙 × 164,08 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝐂𝐚(𝑵𝑶 𝟑) 𝟐 = 𝟕𝟏, 𝟏 𝒈
É muito fácil! Numa simples multiplicação resolvemos tudo. Se acostume com a análise
dimensional, você só tem a ganhar.
3°) Saber o número de moléculas em 5,23 g de C6H12O6:
Preste atenção nas unidades: Ele te deu g e te pede moléculas.
Lembre-se: O número de Avogadro não é somente para átomos, ele serve para moléculas
também. A diferença em achar o número de átomos e o número de moléculas é somente que número
de átomos é achado em mols de átomos isolados (H, Cu, Mg, C etc.) e o número de moléculas é
achado em mols de compostos (Ca(NO3)2, H2SO4, C6H12O6 etc.).
Repetindo: “Toda vez que você ver um composto pense logo em encontrar sua massa molar
(g/mol)”. Vamos analisar a massa do C6H12O6.
C6H12O6 = (12 u) x6 + (1 u) x12 + (16 u) x6 = 72 u + 12 u + 96 u = 180,0 u = 180,0 g/mol
Bom temos que C6H12O6 = 180,0 g/mol
O objetivo do cálculo é igual da primeira questão, deve-se cancelar o grama (g) e deixar
somente o mol e do mol se achará a quantidade de moléculas. Nesse caso vamos ter inverter a
unidade g/mol para que o grama fica no denominador e assim possa ser cancelado. Vejamos a
resolução:
𝑀𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶6 𝐻12 𝑂6 = 5,23 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
180,0 𝑔
Como 1 mol = 6,02x1023
𝑀𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶6 𝐻12 𝑂6 = 5,23 𝑔 ×
6,02×1023
180,0 𝑔
𝑀𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶6 𝐻12 𝑂6 =
3,15×1024
180,0
𝑴𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒅𝒆 𝑪 𝟔 𝑯 𝟏𝟐 𝑶 𝟔 = 𝟏, 𝟕𝟓× 𝟏𝟎 𝟐𝟐
Chegamos ao fim desta parte do assuntos, toda vez que alguma questão lhe pedir gramas,
mols ou átomos/moléculas de algo você já sabe o que fazer né?

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Uma observação importante: Se você fizer esses cálculos acima perceberá que a
calculadora irá dá números bem maiores e que a resposta colocada nas questões acimas foram
arredondas. Tenha uma coisa em mente: SEMPRE usaremos algarismos significativos em nossas
vidas e tá aí um exemplo disso, as respostas finais foram arredondas de acordo as regras de
operações com algarismos significativos: na multiplicação e divisão o resultado terá a mesma
quantidade de AS que o número que tem a menor quantidade, na soma e subtração o resultado
terá a mesma quantidade da casas decimais que o número que tem a menor quantidade. Se precisa
de exemplos sobre isso volte a primeira parte do capítulo.
FORMULAS MÍNIMAS
Na parte anterior deste capítulo eu citei sobre a formula mínima e finalmente chegamos ao
assunto de uma forma aprofundada. Através de análises de porcentagens de mols dos átomos
podemos chegar a essas formulas mínimas facilmente.
Como isso funciona? A questão terá que te dar o composto e a porcentagem de cada átomo
desse composto. Esses dois dados já são o suficiente para fazer a sua formula mínima. Vou lhe dar
um primeiro exemplo e lhe apresentar os passos que se deve seguir.
Ex.: O mercúrio forma um composto com o cloro com 73,9 % de mercúrio e 26,1 % de cloro.
Ache sua formula mínima.
1° Passo: Para trabalharmos esses dados vamos transformar essas porcentagens em massa.
Podemos usar qualquer quantidade, mas isso é burrice por que é melhor considerar que estamos
usando 100 g desse composto, pois será a mesma numeração que a porcentagem a única coisa que
muda é que agora será “g” e não mais “%”.
2° Passo: Achar o mol de cada átomo. Você já sabe como fazer isso, no tópico anterior isso
foi ensinado direitinho. Use a massa molar (g/mol) do átomo e relacione com a massa em gramas
do 1° passo, pronto achou o mol.
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝑔 = 73,9 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
200,6 𝑔
= 0,368 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙 = 26,1 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
35,5 𝑔
= 0,735 𝑚𝑜𝑙
3° Passo: Divida todos os mols achados pelo menor mol. No caso o menor é 0,368 mol.
0,368 𝑚𝑜𝑙
0,368 𝑚𝑜𝑙
𝑒
0,735 𝑚𝑜𝑙
0,368 𝑚𝑜𝑙
𝟏, 𝟎𝟎 𝒆 𝟏, 𝟗𝟗
Esse resultado é o coeficiente inferior dos respectivos átomos (aquele que indica quantidade),
ai você começa a me xingar e se perguntar: por que diabos tem um número quebrado ali? Meu irmão
Massa molar do Hg = 200,6 g/mol
Massa molar do Cl = 35,5 g/mol

43
não se estressa com isso não. Quando o resultado sai quebrado assim (quase sempre sai) o que
você tem que fazer é aproximar ou em alguns casos multiplicar os resultados para que chegue perto
de um número inteiro. Vou explicar melhor, o resultado dessa questão deu 1 e 1,99 então é só você
aproximar esse número e pronto vai ficar 1 e 2 que é a resposta final. Caso a resposta um número
distante de 2 (como 1,22 ou 1,5) então a técnica a se fazer aqui é multiplicar todas as respostas,
como assim? Se tivéssemos que multiplicar a nossa resposta (1 e 1,99) os dois teriam que ser
multiplicados sem exceção.
Então a resposta dessa questão fica: 1 para o mercúrio e 2 para o cloro.
HgCl2
Ex.: A vitamina C contém 40,92 % de C, 4,58 % de H e 54,50 % de O em massa. Ache sua
formula mínima.
1° Passo: Tornar a porcentagem em massa. 40,92 %  40,92 g, 4,58 %  4,58 g e 54,50 %
 54,50 g.
2° Passo: Achar o mol.
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶 = 40,92 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
12,01 𝑔
= 3,407 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻 = 4,58 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
1,00 𝑔
= 4,58 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂 = 54,50 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
16,00 𝑔
= 3,406 𝑚𝑜𝑙
3° Passo: Dividir os mols pelo menor.
3,407 𝑚𝑜𝑙
3,406 𝑚𝑜𝑙
𝑒
4,58 𝑚𝑜𝑙
3,406 𝑚𝑜𝑙
𝑒
3,406 𝑚𝑜𝑙
3,406 𝑚𝑜𝑙
1,000 e 1,34 e 1,000
Perceba que temos um número safadinho aí no meio, não podemos aproximar 1,34 na marra
isso é muito errado. Nesse caso vamos fazer o que eu falei antes, dá um jeito de chegarmos perto
de um número inteiro. Vamos tentar. Colocando em forma de vetor fica.
2 × (1; 1,34; 1) = (2; 2,68; 2)
Perceba que ainda não chegamos perto o suficiente de um número inteiro. Vamos continuar
3 × (1; 1,34; 1) = (3; 4,02; 3)
Perceba que o número 4,02 é muito próximo de 4. Então é esse que usamos.
Então a resposta dessa questão fica: 3 para o carbono, 4 para o hidrogênio e 3 para o oxigênio.
C3H4O3
Massa molar do H = 1,00 g/mol
Massa molar do C = 12,01 g/mol
Massa molar do O = 16,00 g/mol

44
Prestou atenção que as questões não dão a formula no enunciado? É por que não precisa,
em nenhum momento se achou necessário saber a formula dos compostos usados nesses dois
exercícios.
 Da Formula Mínima Para Formula Molecular
Mais uma das possibilidades da formula mínima é de se encontrar a sua formula molecular.
Lembre-se: a formula mínima é uma simplificação da formula molecular. É tão fácil quanto ao assunto
anterior, nesse caso você não vai trabalhar com porcentagens e sim com as massas molares. Agora
sim se torna necessário que a questão lhe dê a formula do composto. Vou lhe mostrar como é que
se faz isso com um exemplo.
Ex.: O mesitileno tem sua formula mínima C3H4. Sua massa molecular é 121 u. Ache sua
formula molecular.
1° Passo: Achar a massa molecular da formula mínima (não confunda com massa molar).
C3H4 = (12 u) x3 + (1 u) x4 = 36 u + 4 u = 40,0 u
2° Passo: Dividir a MM dada pela questão pela MM da formula mínima (chamada de Massa
Molecular Máxima).
𝑀𝑀 𝑑𝑎𝑑𝑎
𝑀𝑀𝑀 (𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑀á𝑥𝑖𝑚𝑎)
=
121
40,0
= 3,02
Esse cara que você achou é o número que você tem que multiplicar os índices inferiores da
formula mínima; depois disso pronto, acabou. Esse número tá quebrado, então o aproxime para um
número inteiro. Nesse caso é ótimo que aproximaremos para 3.
3° Passo: Multiplique o número achado (e aproximado) com os índices inferiores da formula
mínima.
C3H4  C9H12
O resultado final sempre será múltiplo da formula mínima, pois perceba que 9 e 12 tem um
múltiplo em comum com 3 e 4 (no caso é o número 3).
 Análise Por Combustão
A última forma de análise que mostrarei aqui. Nesse caso vamos conseguir a formula mínima
através da combustão, esse método nos fornece dados de CO2 e H2O (os compostos analisados
serão hidrocarbonetos). Os passos para esse tipo de análise serão mostrados com o exemplo abaixo.

45
Ex.: A combustão de 0,255 g de álcool isopropílico produz 0,561 g de CO2 e 0,306 g de H2O.
Ache a formula mínima do álcool isopropílico, sabendo que ele contém C, H e O.
1° Passo: Achar o C. Para se achar o carbono deve-se usar os dados do CO2, justamente por
que ele tem carbono na sua formula. Usaremos da massa molar do CO2 e C.
Preste atenção nas unidades. A questão te deu g de CO2 e estar te pedindo g de C. Então
teremos que usar “g/mol” do CO2 para multiplicar com o “g” que dado achando assim o mol que irá
cancelar com o mol do “g/mol” do C.
0,561 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
44,00 𝑔
= 0,01275 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
0,01275 𝑚𝑜𝑙 × 12,01 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,153 𝑔 𝑑𝑒 𝐶
Duas linhas de cálculo. É muito fácil, a única coisa a se fazer é prestar atenção nas unidade.
2° Passo: Achar o H. Para se achar o hidrogênio deve-se usar os dados do H2O, justamente
por que ele tem o hidrogênio na sua formula. Usaremos a massa molar do H2O e H.
Preste muita atenção nas unidades. O processo a ser feito será idêntico ao do carbono, porém
perceba o seguinte: estamos analisando a massa do átomo de acordo com a formula de um
composto, ou seja, em 1 mol de CO2 achamos 1 mol de C. Mas agora a situação está diferente,
perceba que em H2O temos 2 mol de H, ou seja, em vez de usar simplesmente “g/mol” vamos usar
2 vezes esse valor. O nome disso é equilíbrio.
0,306 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
18,00 𝑔
= 0,0170 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂
0,0170 𝑚𝑜𝑙 × 2,00 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,0340 𝑔 𝑑𝑒 𝐻
3° Passo: Achar o Oxigênio (O). Sempre que for achar qualquer outro elemento que não seja
H ou C é só pegar o resultado desses dois, somar e depois subtrair com a massa total do composto
dado no enunciado da questão. Isso quer dizer que você vai estar encontrando o resto, e tirando o
H e o C o que sobrar será somente algum outro elemento (nesse caso o oxigênio).
𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 − (𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶 + 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐻) = 𝑟𝑒𝑠𝑡𝑜
0,255 𝑔 − (0,153 𝑔 + 0,0340 𝑔) = 0,068 𝑔 𝑑𝑒 𝑂
Depois de achar as massas dos átomos do composto voltamos a assunto inicial de formula mínima,
onde temos que achar os mols desses caras e depois dividir pelo menor e achar os seus índices inferiores.
Lembrou? Então é isso mesmo que vamos fazer agora.
4° Passo: Achar os mols de cada um. Você já sabe muito bem como fazer.
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶 = 0,153 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
12,01 𝑔
= 0,0127 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻 = 0,0340 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
1,00 𝑔
= 0,0340 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂 = 0,068 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
16,00 𝑔
= 0,0042 𝑚𝑜𝑙
Massa molar do CO2 = 44,00 g/mol
Massa molar do 2xH = 2,00 g/mol
Massa molar do H2O = 18,00 g/mol
Massa molar do H = 1,00 g/mol
Massa molar do O = 16,00 g/mol

46
5° Passo: Dividir os mols pelo menor.
0,0127 𝑚𝑜𝑙
0,0042 𝑚𝑜𝑙
𝑒
0,0340 𝑚𝑜𝑙
0,0042 𝑚𝑜𝑙
𝑒
0,0042 𝑚𝑜𝑙
0,0042 𝑚𝑜𝑙
3,02 e 8,1 e 1
Pronto chegamos ao fim (longo caminho né?). Agora você já saber que o resta fazer é só
aproximar essas respostas do número inteiro mais próximo. Pelo visto não será necessário multiplicar
nada, esses números estão bem próximos de seus inteiros. Então agora mano, corre para o braço e
tchau!
C3H8O
ESTEQUIOMETRIA COM EQUAÇÕES BALANCEADAS
Agora sim vamos começar a mexer com as equações! Primeiro vamos começar do simples
envolvendo algumas informações quantitativas como mols e massas. Sente-se na sua cadeira e
sinta-se um gênio agora, você está indo bem e aprendendo um assunto que a maioria dos alunos de
muitas escolas não sabem dominar.
A novidade de trabalhar com as equações é somente uma: relacionar a quantidade de mols
dos reagentes com a dos produtos. A quantidade de mols é especificada pelo coeficiente
estequiométrico que se coloca ao lado do elemento para balancear a equação. Por que temos que
relacionar as quantidades? Simples, das outras vezes estávamos trabalhando somente com um tipo
de composto e agora será mais de um, para passar de um composto para outro precisamos
relacionar a quantidade de mols de um com a do outro. Vou explicar melhor:
10 Ovos + 1 Farinha  1 Farofa de ovo
Esse exemplo é ridículo, mas serve para entender. Esse “1 Farinha” considere 1 kg. Bom,
nessa “equação” representamos os ingredientes (reagentes) e mostramos o resultado final (produto).
Eu sei que 10 ovos e 1 kg de farinha é comida para alimentar uma família de dez pessoas! Mas isso
é só um exemplo tá?! Perceba uma coisa, se mudarmos a quantidade de ovos teremos que mudar
a quantidade de farinha (ou você quer comer só farinha?!) que consequentemente mudará a
quantidade de farofa de ovo. Analisando com calma podemos dizer que 10 Ovos = 1 Farofa de ovo,
mas e a farinha? Calma, nas equações podemos relacionar os compostos de forma independente,
então podemos dizer também que 1 Farinha = 1 Farofa de ovo. Nas equações iremos fazer desse
jeito, só que representar pelo símbolo “=” é meio errado, por que ovo nunca vai ser igual a farofa de
ovo, então vamos usar o símbolo “≡” que representa equivalência mas nesse caso em vez de falar
“equivalente a” vamos usar “estequiometricamente equivalente a”. Eu sei, é um nome bem grandinho
mas é necessário, pois dessa forma estaremos falando de forma mais correta. Finalizando esse texto
do ENEM sobre estequiometria (uns 700 pts. Só por falar de farofa de ovo), o resultado da análise
daquela “equação” lá em cima fica: 10 Ovos ≡ 1 Farofa de ovo e 1 Farinha ≡ 1 Farofa de ovo.
Depois dessa explicação deu para entender o que eu tô querendo passar para você né? Você
vai ver como é que é isso na prática agora com um exemplo.

47
Ex.: A quantidade de matéria (mol) de H2O produzida a partir de 1,57 mol de O2.
1° Passo: Escrever a equação. Você tava achando que a vida é fácil assim é? Meu irmão
quando você vai fazer as questões de estequiometria o enunciado te dá ou os símbolos ou somente
o nome dele e pronto. Isso quer dizer: Te vira!
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
Formula da água todo mundo sabe né? Mas tome cuidado com as mais complicadas. Se você
não se lembra direito como escrever sua equação química eu deveria mandar você voltar lá para trás
e dá uma olhada no assunto, mas eu vou te privar disso: 1° Se a questão te dá o nome então relembre
o que estudamos de nomenclaturas, elas vão te dizer como escrever as formulas; 2° Se a questão
te deu uma formula mas não todos os átomos analise a sua composição, Ex.: Nessa questão o
enunciado te deu H2O e falou de O2, é claro que está faltando o H então coloque o H na equação; 3°
Balancei a equação.
2° Passo: Use o dado da questão para encontrar o que ela pede. Preste atenção nas
unidades, a questão te da mol de O2 e quer achar mol de H2O. Lembre-se do que eu falei mais acima,
toda vez que você for passar de um composto para outro deve-se usar a relação dos
coeficientes estequiométricos dos mesmos.
Segunda equação: 1 mol de O2 ≡ 2 mol de H2O
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂 = 1,57 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2 ×
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
= 𝟑, 𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯 𝟐 𝑶
Viu? Fácil demais! É somente isso, relacionar a equivalência estequiométrica em forma de
fração para que o mol de O2 da equação venha ser cancelado com o mol de O2 dado na questão
restando somente o mol de H2O. Nesses casos preste muita atenção nas unidade, só por que é mol
não quer dizer que pode sair cancelando tudo, tem que ver que tipo de mol é esse. Agora mais um
exemplo para que o conteúdo se fixe melhor na sua cabeça.
Ex.: A quantidade, em gramas, de CO2 produzida pela combustão de 1,00 g de C4H10.
1° Passo: Escrever a equação. Se o enunciado está dizendo que o CO2 foi produzido quer
dizer que ele é o produto (o resultado de uma reação). Quando o enunciado diz que o butano (C4H10)
entrou em combustão quer dizer que ele reagiu com o O2. Lembre-se reagir, na equação, é
representado por “+”; do lado esquerdo fica os reagentes e do lado direito ficam os produtos. Lembre-
se também: toda combustão de hidrocarbonetos produzirá gás carbônico (CO2) e água (H2O), ou
seja, nos produtos além de você colocar o CO2 coloque H2O também. E no final balanceie a equação.
2C4H10(l) + 13O2(g)  8CO2(g) + 10H2O(g)
2° Passo: Use o dado da questão para encontrar o que ela pede. Preste atenção nas
unidades, a questão te deu g de C4H10 e quer achar g de CO2. Relembrando, para passar de um
composto para o outro temos que usar a relação dos mols, mas só temos gramas! Então vamos
primeiro encontrar os mols para depois encontrar a resposta.

48
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶4 𝐻10 = 1,00 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙
58,00 𝑔
= 0,0172 mol
Com o mol do butano relacionamos seus coeficientes estequiométricos.
Segundo a equação: 8 mol de CO2 ≡ 2 mol de C4H10
𝑀𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 = 0,0172 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶4 𝐻10 ×
8 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶4 𝐻10
= 0,0688 mol de 𝐶𝑂2
Com o mol do gás carbônico através da massa molar achamos a massa
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 = 0,0688 𝑚𝑜𝑙 × 44,00
𝑔
𝑚𝑜𝑙
= 𝟑, 𝟎𝟐 𝐠
Veja como os passos se repetiram. A única novidade apresentada nesse tópico é a relação
estequiométrica dos coeficientes, mas fora isso o resto é tudo muito simples.
Bom esses dois exemplos são o suficiente para lhe mostrar que questões envolvendo esses
tipos de perguntas sempre são resolvidas assim. Do jeito que essa última questão pediu gramas do
CO2 ela também poderia pedir de O2 e H2O também. Se quiser faça aí, basta seguir os mesmos
passos só trocando os dados da massa molar e relação dos coeficientes estequiométricos.
REAGENTES LIMITANTES E EXCEDENTES
Chegamos a mais um passo dos cálculos estequiométricos, já temos bagagem o suficiente
para aprender esse novo assunto muito importante. Eu me lembro que esse assunto não entrava na
minha cabeça no 1° período, resultado: tive que colar na prova. Mas como não podemos colar para
sempre (né?), temos que aprender para não quebrarmos nossas caras lá na frente. Então como
sofredor universitário eu te digo: você vai aprender isso agora!
A relação dos coeficientes estequiométricos também pode ser feita entre reagentes e entre
produtos, ou seja, sem relacionar o regente com seu produto. Mas para que vou querer relacionar os
coeficientes dos reagentes ou produtos? É aí que mora esse nosso novo assunto. Quando estamos
fazendo experimentos é normal que fique alguns reagentes na reação ou que falte reagentes para
completar a formação dos produtos. Para sabermos quem tá em excesso e quem está limitando a
equação é necessário fazer a mesma coisa que estávamos fazendo antes, pega os coeficientes
estequiométricos dos dois componentes e os relaciona usando “≡” e calcular, só que dessa vez os
coeficientes serão dos reagentes.
A única novidade do assunto anterior para este é que dessa vez vamos usar a relação dos
coeficientes entre os reagentes para descobrir quem se excedeu ou quem se limita. Voltando ao
exemplo da farofa de ovo, se você fosse fazer a farofa e tivesse somente 5 ovos para 1 kg de farinha
Massa molar do CO2 = 44,00 g/mol
Massa molar do C4H10 = 58,00 g/mol

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