QA 250 Unidade 5 Estequiometria

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Universidade Federal de Roraima
Departamento de Química
QA250 Química Geral Básica
UNIDADE 5. ESTEQUIOMETRIA
Profa. Adriana Flach
2021
Universidade Federal de Roraima
Departamento de Química
QA250 Química Geral Básica
Profa. Adriana Flach
Prof. Luiz Antonio Costa e Profa. Adriana
Prof. Luiz Antonio Costa e Profa. Adriana 2
5. ESTEQUIOMETRIA
5.1 Estequiometria das reações químicas
5.2 Reagentes limitantes
5.3 Rendimento de reações
Estequiometria: palavras gregas stoicheon (elemento) e
metron (medida).
Definição – “estudo das quantidades relativas dos elementos
combinados em compostos e das quantidades relativas
das substâncias consumidas e formadas em reações
químicas”
Estudo QUANTITATIVO da composição química:
- Composto ou fórmula estequiométrica;
- Transformações químicas.
Cazarro, F. Um experimento envolvendo estequiometria, Química Nova da 
Escola 1999, n. 10, p. 53.
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As leis das transformações químicas
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) 
Lei da conservação das massas:
“Na natureza nada se cria, nada se 
perde, tudo se transforma”.
(1774)
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Lei da composição definida ou lei da composição constante 
ou lei das proporções definidas
“ Cada componente de um composto tem sua composição em 
massa, definida e característica.”
O cloreto de sódio é sempre constituído por 39,34% 
de sódio e 60,66% de cloro.
A água é sempre constituída por 11,19% de hidrogênio 
e 88,91% de oxigênio.
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Lei da composição definida ou lei da composição constante 
ou lei das proporções definidas
Exemplo hipotético
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5.1 Estequiometria das reações
Cálculos estequiométricos
2 fórmulas unitárias de Fe2O3
4Fe(s) + 3O2 (g) Fe2O3(s)2
4 átomos de Fe 3 moléculas de O2
2 mols fórmulas unitárias
de Fe2O3
4 mols de 
átomos de Fe
3 mols de 
moléculas de O2
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Exemplo 2.17 Nitrogênio gasoso e hidrogênio gasoso
combinam-se sob condições apropriadas para formar o composto
amônia, NH3, de acordo com a equação:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Quantas (a) moléculas de H2 são consumidas e (b) moléculas de
NH3 são formadas quando 4,20 x 10
21 moléculas de N2 reagem?
Solução:
A equação indica que 1 molécula de N2 reage com 3 moléculas de H2 e também
indica que 1 molécula de N2 reage para formar 2 moléculas de NH3.
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Massas no mundo dos átomos e compostos
Massas Moleculares: é a soma das massas de seus átomos
componentes.
Exemplo, a massa molecular do etileno, fórmula molecular C2H4 é:
- a massa atômica do carbono é 12,0 u
- a massa atômica do hidrogênio é 1,0 u,
então 2 x 12,0 + 4 x 1,0 = 28,0 u.
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Massas no mundo dos átomos e compostos
Massas Moleculares
A soma das massas dos átomos indicada em uma fórmula
empírica é chamada massa de fórmula empírica.
No caso de uma substância não molecular, o grupo de átomos
mostrado na fórmula empírica é chamado de fórmula unitária
e a sua massa é chamado de massa de fórmula.
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Massas no mundo dos átomos e compostos
Massas Moleculares
Exemplo. O cloreto de cálcio, CaCl2, não é um composto molecular e a 
massa de fórmula desse composto é:
- a massa atômica do cálcio é 40,1 u,
- a massa atômica do cloro é 35,5 u,
então 
1 átomo de Ca : massa = 1 x 40,1 u = 40,1
2 átomos de Cl: massa = 2 x 35,5 u = 71,0
massa de fórmula de CaCl2 = 111,1 u 
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Exemplo 2.1 Parathion é um composto tóxico que tem sido
usado como inseticida. Sua fórmula molecular é C10H14O5NSP.
Qual é a massa molecular do parathion? (Massas atômicas: C =
12,0; H = 1,0; O = 16,0; N = 14,0; S = 32,1; P = 31,0)
10 átomos de C : massa = 10 x 12,0 u = 120,0u
14 átomos de H : massa = 14 x 1,0 u = 14,0u
5 átomos de O : massa = 5 x 16,0 u = 80,0u
1 átomos de N : massa = 1 x 14,0 u = 14,0u
1 átomos de S : massa = 1 x 32,1 u = 32,1u
1 átomos de P : massa = 1 x 31,0 u = 31,0u
_______
massa molecular do Parathion = 291,1 u 
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Exemplo 2.2 A fórmula empírica do sulfato de alumínio é
Al2(SO4)3. Qual é a sua massa de fórmula? (Massas atômicas:
Al = 27,0; O = 16,0; S = 32,1)
2 átomos de Al : massa = 2 x 27,0 u = 54,0u
3 átomos de S : massa = 3 x 32,1 u = 96,3u
12 átomos de O : massa = 12 x 16,0 u = 192 u
_______
massa de fórmula do Al2(SO4)3 = 342 u 
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Mol
Número de Avogadro
A massa atômica do átomo de oxigênio é 16 u. 
A massa atômica de um conjunto de átomo de oxigênio é 16,0 
gramas. 
6,02 x 1023 átomos de oxigênio
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Mol
Mols de átomos: uma coleção ou grupo de átomos
Exemplo, um átomo de oxigênio tem uma massa de 16,0u e um mol de 
átomos de oxigênio tem uma massa de 16,0 gramas.
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Exemplo 2.3 Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4,63 x
1022 átomos de nitrogênio. Quantos mols de átomos de nitrogênio
tem na amostra?
1 mol de átomos de N ------------------- 6,02 x 1023 átomos de N
Y ------------------- 4,63 x 1022 átomos de N
Y x 6,02 x 1023 átomos de N = 1 mol de átomos de N x 4,63 x 1022 átomos de N 
Y = 1 mol de átomos de N x 4,63 x 1022 átomos de N = 
6,02 x 1023 átomos de N 
Y = 0,0769 mol de átomos de N
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Exemplo 2.4 Quantos mols de átomos de cobre estão presentes
em 3,05 gramas de cobre? (Massa atômica: Cu = 63,5)
1 mol de átomos de Cu ------------------- 63,5 gramas de Cu
Y ------------------- 3,05 gramas de Cu
Y x 63,5 gramas de Cu = 1 mol de átomos de Cu x 3,05 gramas de Cu 
Y = 1 mol de átomos de Cu x 3,05 gramas de Cu = 
63,5 gramas de Cu 
Y = 0,0480 mol de átomos de Cu
Solução: Um átomo de cobre tem uma massa de 63,5u, portanto um mol 
de átomos de cobre tem uma massa de 63,5 gramas.
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Exemplo 2.5 Quantos átomos estão presentes em um pedaço de
enxofre tendo uma massa de 10,0 g ? (Massa atômica: S = 32,1)
32,1 gramas de S ------------------- 6,02 x 1023 átomos de S
10,0 gramas de S ------------------- Y 
Y x 32,1 gramas de S = 10,0 gramas de S x 6,02 x 1023 átomos de S 
Y = 10,0 gramas de S x 6,02 x 1023 átomos de S = 
32,1 gramas de S 
Y = 1,88 x 1023 átomos de S
Solução: Um átomo de enxofre tem uma massa de 32,1u, portanto um 
mol de átomos de enxofre tem uma massa de 32,1 gramas.
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Exemplo 2.6 Qual é a massa de 8,46 x 1024 átomos de flúor?
(Massa atômica: F = 19,0)
19,0 gramas de F ------------------- 6,02 x 1023 átomos de F
Y ------------------- 8,46 x 1024 átomos de F 
Y x 6,02 x 1023 átomos de F = 19,0 gramas de F x 8,46 x 1024 átomos de F 
Y = 19,0 gramas de F x 8,46 x 1024 átomos de F = 
6,02 x 1023 átomos de F 
Y = 267g de F
Solução:
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Mol
Mols de moléculas: uma coleção ou grupo de moléculas
Exemplo 2.7 Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de
dióxido de enxofre (SO2)? (Massa atômica: S = 32,1; O = 16,0)
1 átomo de S : massa = 1 x 32,1 u = 32,1 u
2 átomos de O : massa = 2 x 16,0 u = 32,0 u
massa molecular do SO2 = 64,1 u 
1 mol de moléculas de SO2 ------------------- 64,1 gramas de SO2
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Mol
Mols de fórmulas unitárias:uma coleção ou grupo de fórmulas unitárias
Exemplo 2.8 Calcular a massa de 1,00 mol de fórmulas unitárias
de nitrato de potássio (KNO3) (Massa atômica: K = 39,1;
N = 14,0; O = 16,0)
1 átomo de K : massa = 1 x 39,1 u = 39,1 u
1 átomo de N : massa = 1 x 14,0 u = 14,0 u
3 átomos de O : massa = 3 x 16,0 u = 48,0 u
massa molecular do SO2 = 101,1 u 
1 mol de fórmulas unitárias de KNO3 ------------------- 101,1 gramas de KNO3
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Composição estequiométrica
Fórmula estequiométrica: é o estudo da relação entre a fórmula de um
composto e a proporção de seus elementos.
Exemplo. Se em 1 molécula de água (H2O) temos 2 átomos de hidrogênio e 1
átomo de oxigênio podemos afirmar que em 1 mol de moléculas de água temos
2 mols de átomos de hidrogênio e 1 mol de átomo de oxigênio.
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Composição estequiométrica
Fórmula estequiométrica
Exemplo 2.9 A fórmula empírica para o carbonato de lítio é
Li2CO3. Uma fórmula unitária de Li2CO3 consiste em quantos
átomos de cada elemento?
Solução: Observamos na fórmula unitária do compostos os sub-indices
que correspondem a quantidade de cada átomo no composto. Portanto, 1
fórmula unitária de Li2CO3 possui 2 átomos de Li, 1 átomo de C e 3 átomos
de O.
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Composição estequiométrica
Fórmula estequiométrica
Exemplo 2.10 Em 1,00 mol de Li2CO3, quantos mols de átomos
de Li, C e O estão presentes?
Solução: se em 1 fórmula unitária de Li2CO3 temos 2 átomo de Li, 1 átomo
de C e 3 átomos de O, então em 1,00 mol de fórmula unitária de Li2CO3
temos 1 mol de átomos de Li, 1 mol de átomos de C e 3 mols de átomos
de O.
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Composição estequiométrica
Fórmula estequiométrica
Exemplo 2.11 A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Em
uma amostra contendo 0,150 mol de moléculas de cafeína,
quantos mols de átomos de C, H, O e N estão presentes?
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1 mol de moléculas de cafeína contém:
1 mol de moléculas de cafeína 8 mols de átomos de C
0,150 mols de moléculas de cafeína nC
nC = 1,20 mols de átomos de C
Resolução: - 8 mols de átomos de C
- 10 mols de átomos de H
- 2 mols de átomos de O
- 4 mols de átomos de N
Portanto: 
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1 mol de moléculas de cafeína 10 mols de átomos de H
0,150 mols de moléculas de cafeína nH
nH = 1,50 mols de átomos de C
1 mol de moléculas de cafeína 4 mols de átomos de N
0,150 mols de moléculas de cafeína nN
nN = 0,600 mols de átomos de N
1 mol de moléculas de cafeína 2 mols de átomos de O
0,150 mols de moléculas de cafeína nO
nO = 0,300 mols de átomos de O
Composição estequiométrica
Análise elementar ou composição percentual em massa:
Exemplo 2.12 O ácido butírico, um composto produzido quando
a manteiga se deteriora, tem a fórmula C4H8O2. Qual é a análise
elementar do ácido butírico? (Massas atômicas: C = 12,0; H =
1,01; O = 16,0)
Solução:
Etapa 1 - Calcule a massa molecular.
Etapa 2 – Calcule o percentual em massa de cada elemento.
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C4H8O2.(Massas atômicas: C = 12,0; H = 1,01; O = 16,0)
Solução:
Etapa 1 - Calcule a massa molecular.
Etapa 2 – Calcule o percentual em massa de cada elemento.
C4H8O2
C = 12,0 x 4 = 48,0 g/mol 
H = 1,01 x 8 = 8,08 g/mol
O = 16,0 x 3 = 32,0 g/mol
88,08 g/mol
88,08 g 100%
48,0 g % C
% C = 54,5%
88,08 g 100%
8,08 g % H
% H = 9,2%
88,08 g 100%
32,0 g % O
% O = 36,3%
Composição estequiométrica
Análise elementar ou composição percentual em massa
Determinação da fórmula empírica à partir da análise elementar
Exemplo 2.13 Acredita-se que o nitrato de peroxiacetila (NPA)
desempenha um papel na formação da neblina fotoquímica. Esse
composto tem a seguinte composição percentual em massa:
19,8% de C, 2,5% de H, 66,1% de O e 11,6% de N. Qual é a
fórmula empírica do NPA? (Massas atômicas: C = 12,0; H =
1,01; O = 16,0; N = 14,0)
Solução:
Etapa 1 – Atribua uma quantidade para NPA, de preferência 100g;
Etapa 2 - Calcule o número de mols de cada espécie de átomos;
Etapa 3 – Obtenha a razão simples convertendo numa razão de números
inteiros dividindo todos pelo menor valor.
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30
19,8% de C, 2,5% de H, 66,1% de O e 11,6% de N. 
Solução:
Etapa 1 –Atribua uma quantidade para NPA, de preferência 100g;
NPA = Em 100 g 19,8 g C 2,5 g H 66,1g O 11,6 g N
Etapa 2 - Calcule o número de mols de cada espécie de átomos;
C = 
19,8
12,0
= 1,65 mol de C H = 
2,5
1,0
= 2,5 mol de H
O = 
66,1
16,0
= 4,13 mol de O N = 
11,6
14,0
= 0,828 mol de N
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Etapa 3 – Obtenha a razão simples convertendo numa razão de
números inteiros dividindo todos pelo menor valor.
C = 
1,65
0,828
= 2 mol de C H = 
2,5
0,828
= 3 mol de H
O = 
4,13
0,828
= 5 mol de O N = 
0,828
0,828
= 1 mol de N
Etapa 4 – A razão obtida representa a proporção dos átomos no
NPA que representa a fórmula empírica.
C2H3NO5
Composição estequiométrica
Determinação da fórmula molecular à partir da fórmula empírica
Exemplo 2.14 O etano é um composto molecular que tem a
fórmula empírica CH3. A massa molecular do etano determinada
experimentalmente é 30. Encontre a fórmula molecular do etano
(Massas atômicas: C = 12,0; H = 1,01)
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Fórmula empírica: CH3 
Fórmula molecular: (CH3)n = 30
15 n = 30
n = 2
Fórmula molecular: C2H6
Estequiometria das reações
Análise da combustão: fornece dados para determinar a fórmula
empírica de um composto.
Esquema da combustão para análise elementar
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Estequiometria das reações
Análise da combustão
Exemplo 2.20 Xileno é uma substância composta somente de
carbono e hidrogênio. Uma amostra foi queimada em excesso de
oxigênio e produziu apenas como produto da queima 33,4 g de CO2
e 8,55 g de água. Determine (a) a análise elementar (composição
percentual em massa) e (b) a fórmula empírica do xileno. (Massa
atômica: C = 12,0; H = 1,01; O = 16,0)
Solução:
Etapa 1 – Calcule a massa molecular de CO2 e H2O;
Etapa 2 - Calcule o número de mols de CO2 e H2O formados;
Etapa 3 – Calcule o número de mols de H e C;
Etapa 4 – Calcule a massa dos átomos de H e C;
Etapa 5 – Calcule o percentual em massa de átomos de H e C considerando
que nenhum outro elemento está presente no xileno.
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Etapa 1 – Calcule a massa molecular de CO2 e H2O:
MM CO2 = 44,0 g/mol MM H2O = 18,02 g/mol
Etapa 2 - Calcule o número de mols de CO2 e H2O formados:
O2 CO2 H2OXileno + +
Foram formados: 33,4 g de CO2 e 8,55 g de água.
nº mols CO2 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑂2
𝑀𝑀𝐶𝑂2
= 33,4
44,0
= 0,759 mol CO2
nº mols H2O = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐻2𝑂
𝑀𝑀𝐻2𝑂
= 8,55
18,08
= 0,473 mol H2O
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36
Etapa 3 – Calcule o número de mols de H e C:
0,759 mol CO2 = 0,759 mol de C
0,473 mol H2O = 2 x0,473 = 0,946 mol de H
Etapa 4 – Calcule a massa dos átomos de H e C presentes:
1 mol átomos de C 12,0 g de C
0,759 mol átomos de C mC
mC = 9,11 g de C
1 mol átomos de H 1,01 g de H
0,946 mol átomos de H mH
mH =0,955 g de H
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Etapa 5 – Calcule o percentual em massa de átomos de H e C
considerando que nenhum outro elemento está presente no xileno.
mC = 9,11 g de C
mH = 0,955 g de H
Massa xileno=10,07g
10,07 g 100%
9,11 g %C
%C = 90,5%
Resolução a) composição centesimal
10,07 g 100%
0,955 g %H
%H = 9,5%
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Resolução b) fórmula empírica
Etapa 6 – utilizar a proporção anteriormente obtida e torná-la 
número inteiro.
0,759 mol de C
0,946 mol de H
C = 
0,759
0,759
= 1
H = 
0,946
0,759
= 1,25
C1H1,25 x 4 = C4H5
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Etapa 1 – Calcule a massa molecular de CO2 e H2O:
MM CO2 = 44,0 g/mol MM H2O = 18,02 g/mol
Etapa 2 - Calcule o número de mols de CO2 e H2O formados:
Foram formados: 0,561 g de CO2 e 0,306 g de água.
nº mols CO2 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑂2
𝑀𝑀𝐶𝑂2
= 0,561
44,0
= 0,0128 mol CO2
nº mols H2O = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐻2𝑂
𝑀𝑀𝐻2𝑂
= 0,306
18,08
= 0,0169 mol H2O
Combustão para compostos que contém outros elementos:
caso do OXIGÊNIO
40
Etapa 3 – Calcule o número de mols de H e C:
0,0128 mol CO2 = 0,0128 mol de C
0,0169 mol H2O = 2 x 0,0169 = 0,0338 mol de H
Etapa 4 – Calcule a massa de átomos de H e C presentes:
1 mol átomos de C 12,0 g de C
0,0128 mol átomos de C mC
1 mol átomos de H 1,01 g de H
0,0338 mol átomos de H mH
mC = 0,153 g de C
mH =0,0342 g de H
Etapa 5 – Calcule a massa de átomos de O presentes:
Massa de álcool isopropílico= mC + mH + mO
0,255 = 0,153 + 0,0342 + mO
mO =0,0678 g de O
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Etapa 6 – Calcule o número de mols de átomos de O presentes:
1 mol átomos de O 16,0 g de O
X mol átomos de O 0,0678 g de O
0,00424 mol 
átomos O
Etapa 7 – utilizar a proporção anteriormente obtida e torná-la 
número inteiro.
C = 
0,0128
0,00424
= 3 H = 
0,0338
0,00424
= 8 O = 
0,00424
0,00424
= 1
C3H8O
H2(g) O2(g) H2O(g)2 + 2
A razão entre o número de mols de moléculas de hidrogênio e
oxigênio nesta reação é 2:1 (razão estequiométrica).
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5.2 Reagentes limitantes
Quando ao realizar a reação não são utilizadas estas proporções
teremos reagentes em excesso e reagentes limitantes.
Reagente limitante: está em proporção estequiométrica
Reagente em excesso: está em proporção acima da
estequiométrica.
Reagentes limitantes
H2(g) O2(g) H2O(g)2 + 2
Mols da reação: 2,5 (excesso) 1,0 (limitante) 0
Variação: -2,0 -1,0 +2,0
Mols após a reação: 0,5 0 2,0 
Situação 1:
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43
Reagentes limitantes
H2(g) O2(g) H2O(g)2 + 2
Mols da reação: 2,0 (limitante) 1,5 (excesso) 0
Variação: -2,0 -1,0 +2,0
Mols após a reação: 0 0,5 2,0
Situação 2:
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44
Reagentes limitantes
H2(g) O2(g) H2O(g)2 + 2
Se 0,468 mol de moléculas de H2 e 0,221 mol de O2 são 
misturados e reagem, a razão real de reagentes é:
Mols de moléculas de O2
Mols de moléculas de H2
=
0,468
0,221
= 2,12 (real)
Mols de moléculas de O2
Mols de moléculas de H2
= = 2 (estequiométrica)
2
1
que é maior que a razão estequiométrica, portanto o excesso é de 
H2.
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45
Reagentes limitantes
Exemplo 2.21 3,65g de H2 e 26,7g de O2 são misturados e
reagem. Quantos gramas de H2O são formados? (Massa atômica:
H = 1,01; O = 16,0)
Solução:
Etapa 1 – Escreva a equação da reação balanceada;
Etapa 2 - Calcule a razão estequiométrica;
Etapa 3 – Calcule a massa molecular dos reagentes;
Etapa 4 – Calcule a razão real;
Etapa 5 – Encontre o reagente em excesso e o limitante;
Etapa 6 – Calcule o número de mols do produto a partir do reagente
limitante;
Etapa 7 – Calcule a massa do produto a partir do número de mols.
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47
Solução:
Etapa 1 – Escreva a equação da reação balanceada:
2H2 + O2 2H2O
Etapa 2 - Calcule a razão estequiométrica;
2𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻
2
1𝑚𝑜𝑙 𝑂
2
= 2
Etapa 3 – Calcule a massa molecular dos reagentes:
MM H2 = 2,02 g/mol MM O2 = 32,0 g/mol
Exercício: 3,65g de H2 e 26,7g de O2 = excesso H
Ou Etapa 4 – Calcule a razão real e determine o reagente em excesso:
2,02g H2 1 mol H2
3,65 g H2 nH2
nH2 = 1,81 mol
32,0g O2 1 mol O2
26,7 g O2 nO2
nO2 = 0,83 mol
1,81 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻2
0,83 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
= 
2,18
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Etapa 5 – Calcule o número de mols do produto a partir do reagente
limitante:
1 mol de O2 formam com 2 mols de H2O
Etapa 6– Transforme a relação em mol em relação em massa e
calcule a massa do produto:
32,0 g de O2 36,0 g de H2O
26,7 g de O2 x g de H2O
X = 30,04 g de H2O
2H2 + O2 2H2O
Estequiometria das soluções
Titulação
Muitas titulações ocorrem através de reação de neutralização ou 
reação de ácido-base, os íons hidrogênios (prótons) de um ácido 
reagem com o íon hidróxido (hidroxila) de uma base formando 
água. 
H+(aq) + HO- (aq) → H2O
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Quando temos uma solução de concentração desconhecida
(solução 1) podemos reagir esta solução com um solução de
concentração conhecida (solução 2) e determinar a concentração
da solução 1. Para isso devemos medir o volume da solução 2,
capaz de reagir com um volume conhecido da solução 1. Essa
determinação é chamada de TITULAÇÃO.
Estequiometria das soluções
Titulação
Na titulação utiliza-se normalmente substâncias que mudam de
cor quando a reação se completou, essas substâncias são
chamadas de INDICADORES.
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Estequiometria das soluções
Titulação
H2SO4 (aq) + 2NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2H2O
Exemplo 2.26 25mL de uma solução de ácido sulfúrico, H2SO4,
de concentração desconhecida, é titulada com uma solução de
hidróxido de sódio, NaOH, 0,1200 mol/L. A reação pode ser
representada pela equação abaixo:
Solução:
Etapa 1 – Calcule o número de mols de NaOH usando o volume em litros;
Etapa 2 – Analise a razão estequiométrica do ácido e da base;
Etapa 3 – Utilizando essa razão calcule o número de mols do ácido;
Etapa 4 – Calcule a molaridade do ácido.
Se são necessários 38,14 mL de solução de NaOH para atingir o
ponto de equivalência, qual é a concentração molar do ácido?
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52
ÁCIDO
Va= 25 mL
Ma =?
BASE
Vb= 38,14 mL
Mb = 0,1200 mol/L
DADOS: 
Solução:
Etapa 1 – Calcule o número de mols de NaOH usando o volume em
litros;
Mb =
𝑛𝑏
𝑉(𝐿)
= 0,1200 =
𝑛𝑏
0,003814
= nb = 4,5768 x 10-3 mol NaOH
Etapa 2 –Analise a razão estequiométrica do ácido e da base:
Etapa 3 – Utilizando essa razão calcule o número de mols do ácido:
2 mols de hidróxido de sódio 1 mol de ácido sulfúrico
4,5768 x 10-3 mol NaOH na
na = 2,2884 x 10-3 mol H2SO4
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Etapa 4 – Calcule a molaridade do ácido.
ÁCIDO
Va= 25 mL
Ma =?
na = 2,2884 x 10-3 mol H2SO4
Ma = 
𝑛𝑎
𝑉(𝐿)
= 
2,2884 𝑥 10−3
0,02500
= 0,0915mol/L 
A concentração da solução de ácido sulfúrico titulada é de
0,0915mol/L.
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5.3 Rendimento de reações 
2H2 + O2 2H2O
Estequiometricamente: 
2 mols de H2 reagem com 1 mol de O2 formam 2 mols de H2O
4,0 g de H2 reagem com 32,0 g de O2 formam 36,0 g de H2O
Se isso ocorre, o rendimento da reação é de 100%.
Na realidade, na rotina dos laboratórios, raramente isso ocorre,
por diversos fatores, então é muito comum calcularmos os
rendimentos obtidos.
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Assim, se na reação de 4,0g de hidrogênio com o oxigênio em 
quantidade suficiente, forem obtidos apenas 30,0 g de água, qual 
o rendimento da reação ?
2H2 + O2 2H2O
Estequiometricamente: 
2 mols de H2 formam 2 mols de H2O
4,0 g de H2 formam 36,0 g de H2O
100% rendimento
36,0 g de H2O 100 % rendimento
30,0 g de H2O x 
X = 83,3% de rendimento
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56
SUGESTÃO DE EXERCÍCIOS
BROWN, T.L.et al. Química - a ciência central. 13ª edição.
São Paulo: Pearson Prentice Hall,2017.
Capítulo 3: