Estequiometria - Química_no_ENEM

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ESTEQUIOMETRIA
FUNDAMENTOS 
E APLICAÇÕES NA QUÍMICA
QUÍMICA 
Prof. Bárbara
MOL
representa uma quantidade, que é de 
6,02.1023 
seiscentos e dois sextilhões de unidades
602.000.000.000.000.000.000.000
Utilizamos mol em:
Estequiometria
Gases
Equilíbrio
químico
Concentração 
das soluções
Eletroquímica
TermoquímicaLeis 
Ponderais
MOL
Cálculo Estequiométrico
Estequiometria
É o cálculo da quantidade das substâncias envolvidas em uma reação 
química.
As quantidades podem ser expressas em:
• Massa
• Mol
• Nº de moléculas
• Volume molar
Importante para calcular quantidade de produto que será formado, prever quantidades de 
reagentes, rendimento da reação, grau de pureza...
Para estequiometria, precisamos lembrar de...
• Balanceamento de Equações Químicas
• Relações entre as Grandezas Químicas
Linha da “MOL”eza
1 mol ___ MM g ___ 6 . 10²³ átomos ou moléculas ___ 22,4 L
Quantidade 
de matéria
Massa molar 
(Tabela 
periódica) 
g/mol
Quantidade Volume Molar 
(Gases, CNTP)
2 2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)
2 CO (g) + 1 O2 (g) → 2 CO2 (g)
2 mol de CO reagem com 1 mol de O2 produzindo 2 mol de CO2
2 x 6 .10²³ 
moléculas de CO
2 x 6 .10²³ moléculas de 
CO2
Em 
moléculas
Em mol 
reagem com produzindo 
6 .10²³ moléculas 
de O2
2 x 28 g de CO reagem com 32 g de O2 produzindo 2 x 44 g de CO2Em massa 
2 x 22,4 L de CO reagem com 22, 4 L de O2 produzindo 2 x 22,4 L de CO2Em volume
2 1 2
Tipos de Cálculo estequiométrico
• Estequiometria “normal”
•Reações sem rendimento total
•Grau de pureza
•Reagente limitante e excesso
•Reações sucessivas ou consecutivas
EXERCÍCIO
(Enem PPL 2019) Na busca por ouro, os garimpeiros se confundem facilmente entre o ouro verdadeiro e o 
chamado ouro de tolo, que tem em sua composição 90% de um minério chamado pirita (FeS2). Apesar do 
engano, a pirita não é descartada, pois é utilizada na produção do ácido sulfúrico, que ocorre com rendimento 
global de 90%, conforme as equações químicas apresentadas.
Considere as massas molares: 
FeS2 (120 g/mol), O2 (32 g/mol), Fe2O3 (160 g/mol),
SO2 (64 g/mol), SO3 (80 g/mol), H2O (18 g/mol),
H2SO4 (98 g/mol).
4 FeS2 + 11 O2→ 2 Fe2O3 + 8 SO2
2 SO2 + O2→ 2 SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Qual é o valor mais próximo da massa de ácido sulfúrico, em quilograma, que será produzida a partir de 
2,0 kg de ouro de tolo?
EXERCÍCIO
4 𝐹𝑒𝑆2 + 11 𝑂2 → 2 𝐹𝑒2𝑂3 + 8 𝑆𝑂2
2 𝑆𝑂2 + 𝑂2 → 2 𝑆𝑂3 × 4
𝑆𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝑆𝑂4 × 8
4 𝐹𝑒𝑆2 + 11 𝑂2 → 2 𝐹𝑒2𝑂3 + 8 𝑆𝑂2
8 𝑆𝑂2 + 4𝑂2 → 8 𝑆𝑂3
8 𝑆𝑂3 + 8 𝐻2𝑂 → 8 𝐻2𝑆𝑂4
4 𝐹𝑒𝑆2 + 15 𝑂2 + 8 𝐻2𝑂
𝐺𝑙𝑜𝑏𝑎𝑙
2 𝐹𝑒2𝑂3 + 8 𝐻2𝑆𝑂4
4 𝐹𝑒𝑆2 + 15 𝑂2 + 8 𝐻2𝑂
𝐺𝑙𝑜𝑏𝑎𝑙
2 𝐹𝑒2𝑂3 + 8 𝐻2𝑆𝑂4
4 × 120 𝑔 × 8 × 98 𝑔 ×
90
100
90
100
× 2 𝑘𝑔 × 𝑚𝐻2𝑆𝑂4
𝑚𝐻2𝑆𝑂4 =
90
100
× 2 𝑘𝑔 × 8 × 98 𝑔 ×
90
100
4 × 120 𝑔
= 2,646 𝑘𝑔
𝑚𝐻2𝑆𝑂4≈ 2,6 𝑘𝑔
Manipulação das equações:
Obtenção da equação global:
Cálculo estequiométrico:
EXERCÍCIO
O cloreto de alumínio é um composto tem muitas aplicações na indústria química, como por exemplo 
catalisador em reações orgânicas e também como um catalisador no craqueamento do petróleo. Assinale a 
alternativa que contém o valor da massa de cloreto de alumínio produzido após reação de 8 mol de ácido 
clorídrico com 4 mol de hidróxido de alumínio.
Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O
a) 712 g
b) 534 g
c) 133,5 g
d) 356 g
e) 515 g
Dados: Al(OH)3 = 78 g/mol; HCl = 36,5 g/mol ; AlCl3 = 133,5 g/mol; H2O = 18 g/mol.
EXERCÍCIO
Proporção dos produtos:
3 HCl --------- 1 AlCl3
8 mols de HCl --------- x AlCl3
X = 2,67 mols de AlCl3 serão produzidos
a partir de 8 mols de HCl.
1 mol de AlCl3: 133,5 g.
Portanto,
2,67 mols x 133,5 g/mol = 356 g de AlCl3 serão
produzidos a partir das quantidades fornecidas no
enunciado.
Letra d) a resposta.
Equação balanceada: 
Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O
Proporção dos reagentes:
1 Al(OH)3 --------- 3 HCl
4 mols --------- x mols
x = 12 mols de HCl para consumir todo o 
Al(OH)3. 
Como o enunciado informou só 8 mols de HCl, 
concluímos que HCl está em falta (reagente 
limitante), e Al(OH)3 em excesso.
Assim, devemos utilizar a quantidade de HCl 
para obter a quantidade final de produto.
Como a estequiometria se 
relaciona com os outros 
assuntos dentro da química?
Estequimetria e Termoquímica
Tipos de transformações
Endotérmicas Exotérmicas
DH > 0 DH < 0
DH + DH -
Representação do DH 
•EXOTÉRIMICAS
< 0
Calor no Produto
É calor Perdido
Representação do DH 
• ENDOTÉRIMICAS
> 0
Calor no Reagente
É calor Recebido
Quantidades de reagentes e produtos
o ΔH é proporcional a quantidade de reagentes ou de produtos e respeita a
estequiometria da reação.
4g __________________________ 136,6 kcal liberados
16g __________________________ 546,4 kcal liberados
1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(ℓ) ∆H = - 68,3 kcal
1 mol H2 68,3 kcal liberadas
2 g 68,3 kcal liberadas
10 mol __________________________ 683,0 kcal liberados
EXERCÍCIO
(ENEM 2009) Nas últimas décadas, o efeito estufa tem se intensificado de maneira preocupante, sendo esse 
efeito muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração 
de energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 25 ºC (ΔH°25) do metano, do butano e do 
octano.
À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce a 
importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, 
considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural, do gás liquefeito de 
petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir que, do 
ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três 
combustíveis é:
a) gasolina, GLP e gás natural.
b) gás natural, gasolina e GLP.
c) gasolina, gás natural e GLP.
d) gás natural, GLP e gasolina.
e) GLP, gás natural e gasolina.
composto fórmulamolecular
massa 
molar
(g/mol)
ΔH025
(kJ/mol)
metano CH4 16 - 890
butano C4H10 58 - 2.878
octano C8H18 114 - 5.471
EXERCÍCIO
De acordo com a tabela:
Teremos:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
DH = - 890 kJ/mol
C4H10 + 6,5O2 → 4CO2 + 5H2O
DH = - 2878 kJ/mol
C8H18 + 12,5O2 → 8CO2 + 9H2O
DH = - 5471 kJ/mol
Como a comparação deve ser feita para 1 mol de CO2
liberado por cada combustível, devemos dividir a 
segunda equação por quatro e a terceira por oito, para 
então comparar os respectivos “novos” DH obtidos:
CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O DH = – 890 kJ/mol
1
4
𝐶4𝐻10 +
13
4
𝑂2 → 𝟏CO2 +
5
4
𝐻2𝑂 ∆H = - 719,5 kJ/mol
1
8
𝐶8𝐻18 +
25
16
𝑂2 → 𝟏CO2 +
9
8
𝐻2𝑂 ∆H = - 683,875 
kJ/mol
Lembrando que o sinal negativo significa energia 
liberada, a ordem crescente de liberação será: 
683,875 kJ < 719,5 kJ < 890 kJ
Ou seja, gasolina, GLP e gás natural. Resposta A.
composto
fórmula
molecular
massa 
molar
(g/moℓ)
ΔH025
(kj/moℓ)
metano CH4 16 - 890
butano C4H10 58 - 2.878
octano C8H18 114 - 5.471
EXERCÍCIO
(ENEM) Para comparar a eficiência de diferentes combustíveis, costuma-se determinar a quantidade de calor 
liberada na combustão por mol ou grama de combustível. O quadro mostra o valor de energia liberada na 
combustão completa de alguns combustíveis.
As massas molares dos elementos H, C e O são iguais a 1g/ mol, 12 g/mol e 16 g/mol, respectivamente.
Qual combustível apresenta maior liberação de energia por grama?
a) Hidrogênio.
b) Etanol
c) Metano.
d) Metanol.
e) Octano.
Combustível ΔHCº a 25 °C (kJ/mol)
Hidrogênio (H2) -286
Etanol (C2H5OH) -1.368
Metano (CH4) -890
Metanol (CH3OH) -726
Octano (C8H18) -5.471
ATKINS, P. Princípios de química. Porto Alegre: 
Bookman, 2007 (adaptado).
EXERCÍCIO
[A]
O hidrogênio apresenta maior liberação de energia 
por grama (143 kJ liberados).
Para o hidrogênio (𝐻2 = 2):
286 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
2 𝑔
=
143 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
1 𝑔
Para o etanol (𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 46):
1368 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)46 𝑔
=
29,739 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
1 𝑔
Para o metano (𝐶𝐻4 = 16):
890 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
16 𝑔
=
55,625 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
1 𝑔
Para o metanol (𝐶𝐻3𝑂 = 31):
726 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
31 𝑔
=
23,419 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
1 𝑔
Para o octano (𝐶8𝐻18 = 114):
5471 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
114 𝑔
=
47,991 𝑘𝐽 (𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠)
1 𝑔
EXERCÍCIO
(ENEM 2018) Por meio de reações químicas que envolvem carboidratos, lipídeos e proteínas, nossas
células obtêm energia e produzem gás carbônico e água. A oxidação da glicose no organismo humano
libera energia, conforme ilustra a equação química, sendo que aproximadamente 40 % dela é
disponibilizada para atividade muscular.
Na oxidação de 1 g grama de glicose, a energia obtida para atividade muscular, em kJ, é mais próxima de:
Dados: C6H12O6 = 180 g/mol
1 g x kJ
180 g libera 2800 kJ
x = 1 g . 2800 KJ
x = libera 15,55 KJ
180 g
15,55 KJ 100 %
40 %x
x = 6,2 kJ
a) 6,2
b) 15,6
c) 70 
d) 622,2
e) 1120
EXERCÍCIO
[A]
𝐶6𝐻12𝑂6 = 6 × 12 + 12 × 1 + 6 × 16 = 180
𝑀𝐶6𝐻12𝑂6 = 180
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝐶6𝐻12𝑂6(𝑠) + 6 𝑂2(𝑔) → 6 𝐶𝑂2(𝑔) + 6 𝐻2𝑂(𝓁)𝛥𝐶𝐻 = −2.800 𝑘𝐽
180𝑔 × 2.800𝑘𝐽 ×
40
100
(𝑜𝑏𝑡𝑖𝑑𝑜𝑠)
1𝑔 × 𝐸
𝐸 =
1 𝑔×2.800 𝑘𝐽×
40
100
180 𝑔
𝐸 = 6,222 𝑘𝐽 ≈ 6,2 𝑘𝐽
ExercícioEstequiometria e Concentração das soluções
Soluções
Misturas Homogênas
soluto solvente solução = soluto + solvente
Concentração
A concentração é uma razão entre a 
quantidade de matéria e o volume ou 
massa em que ela está contida.
C = 
𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
•Concentração Comum
• Unidade: gramas por litro 
(g/L)
• Concentração Molar
Tipos de concentração que mais caem
𝐶 = 𝑚1
𝑉
Unidade: mol por litro (mol/L)
M= 
𝑛
1
𝑉
M= 
𝑚
1
𝑀𝑀. 𝑉
EXERCÍCIO
(ENEM) A ingestão de vitamina C (ou ácido ascórbico; massa molar igual a 176g/mol) é recomendada para evitar o
escorbuto, além de contribuir para a saúde de dentes e gengivas e auxiliar na absorção de ferro pelo organismo. Uma das
formas de ingerir ácido ascórbico é por meio dos comprimidos efervescentes, os quais contêm cerca de 3,6.1021
moléculas de ácido ascórbico por comprimido. Outra possibilidade é o suco de laranja, que contém cerca de 0,035 g de
ácido ascórbico para cada 100 mL de suco.
O valor da constante de Avogadro é 6,0.1023 mol-1, calcule o número litros de suco de laranja que corresponde,
aproximadamente, à quantidade de ácido ascórbico presente em dez comprimidos efervescentes
a) 0,03. 
b) 0,3. 
c) 3. 
d) 30. 
e) 300. 
EXERCÍCIO
[D]
1 comprimido ----- 3,6 x 1021 moléculas
10 comprimidos ----- x moléculas
x = 36 x 1021 moléculas
1 mol ----- 176 g ----- 6 x 1023 moléculas
x g ------- 36 x 1021 
x= 1056 x 10-2 g = 10,56 g
0,035g ----- 0,1 L
10,56 g ----- x
x = 30 L
EXERCÍCIO
(ENEM) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser 
empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de 
soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a 
equação a seguir:
5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq)→ 5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l)
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária 
para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a
a) 2,0 x 100 mol
b) 2,0 x 10-3 mol 
c) 8,0 x 10-1 mol 
d) 8,0 x 10-4 mol 
e) 5,0 x 10-3 mol 
EXERCÍCIO
x mol 20 mL
0,1 mol 1000 mL (1 L)
5 mol 2 mol
x = 0,002 mol H2O2
2.10-3 mol x mol
x = 8.10-4 mol de KMnO4 “letra D”
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de
permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 mL de
uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a:
5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) → 5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l)
EXERCÍCIO
(ENEM) Todos os organismos necessitam de água e grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. Os processos
biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem profunda influência na química das águas naturais em todo o planeta. O
oxigênio é ator dominante na química e na bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa solubilidade em água (9,0 mg/L a
20°C) a disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica e anaeróbica.
Nesse contexto, um parâmetro chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido para medir a quantidade de
matéria orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de O2 em miligramas necessária para
realizar a oxidação total do carbono orgânico em um litro de água.
BAIRD, C. Química Ambiental. Ed. Bookman, 2005 (adaptado).
Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16.
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são dissolvidos em um litro de água;
em quanto a DBO será aumentada?
a) 0,4mg de O2/litro
b) 1,7mg de O2/litro
c) 2,7mg de O2/litro
d) 9,4mg de O2/litro
e) 10,7mg de O2/litro
EXERCÍCIO
[E]
CH2O + O2→ CO2 + H2O
30 g ⎯ 32 g
10 mg ⎯mg
m = 10,67 mg = 10,7 mg
Teremos 10,7mg de O2/litro. 
EXERCÍCIO
(ENEM) Os exageros do final de semana podem levar o indivíduo a um quadro de azia. A azia pode
ser descrita como uma sensação de queimação no esôfago, provocada pelo desbalanceamento do
pH estomacal (excesso de ácido clorídrico). Um dos antiácidos comumente empregados no
combate à azia é o leite de magnésia.
O leite de magnésia possui 64,8 g de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) por litro da solução. Qual a
quantidade de ácido neutralizado ao se ingerir 9 mL de leite de magnésia?
a) 20 mol. 
b) 0,58 mol. 
c) 0,2 mol. 
d) 0,02 mol. 
e) 0,01 mol 
EXERCÍCIO
Letra [D].