Aula 07-08 - Balanc _ equações quím_2022

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Balanceamento de 
equações químicas 
e 
Relações Estequiométricas
Reações 
químicas
É a transformação da 
matéria, na qual ocorrem 
mudanças qualitativas na 
composição química de 
uma ou mais reagentes, 
resultando em um ou mais 
produtos.
Leis 
Ponderais
As principais leis ponderais são:
Lei da Conservação das Massas (ou lei de 
Lavoisier)
“A massa antes e depois de qualquer reação 
é sempre a mesma.”
Lei das Proporções de Massa (ou Lei de Proust)
“As substâncias reagem sempre na mesma 
proporção para formarem outra substância.”
Reações Químicas
As reações químicas costumam ocorrer acompanhadas de alguns efeitos que podem 
dar uma dica de que elas estão acontecendo:
✓ Saída de gases
✓ Formação de precipitado
✓ Mudanças de cor
✓ Alteração de calor
Tipos de Reações Químicas
REAÇÕES DE 
SÍNTESE;
REAÇÕES DE 
DECOMPOSIÇÃO;
REAÇÕES DE 
SIMPLES TROCA;
REAÇÕES DE 
DUPLA TROCA;
Reações de Síntese
• Conhecidas como reações de composição ou de adição.
A + B C
Reações de Decomposição
• Ocorrem quando a partir de um único composto são 
obtidos outros compostos.
Reações de deslocamento
Escala de reatividade de metais
Exemplos:
a) Zn(s) + CuSO4 →
b) Al(g) + HCl(aq) → 
c) Au(s) + HCl(aq) →
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au
Reações de deslocamento
 Escala de reatividade dos não-metais
Exemplos:
a) Cl2(aq) + KI(aq) →
b) I2(s) + NaCl(s) →
c) Cl2(g) + NaBr(s) →
F, O, Cl, Br, I ,S , C, Se, P, H, Te, Ar , B, Si
Reações de 
dupla troca
Produto menos ionizado: 
é o produto menos dissociado, ou seja, mais fraco. A 
Neutralização é um exemplo de reação que dá origem a esse 
tipo de produto:
HCl(aq) + NaOH(aq) → 
Produto mais volátil: a reação se caracteriza pela formação 
de um gás. 
NaCl(s) + H2SO4(aq) →
Produto Insolúvel
Pb (NO3)2 (aq) + NaI(aq) →
Liberação de gás
Na2CO3(s) + HCl →
Estequiometria
É o estudo da quantidade de reagentes e 
produtos em uma reação química, portanto é 
uma análise quantitativa de um fenômeno 
químico. Devemos conhecer as proporções 
entre os elementos que formam as deferentes 
substâncias. 
Conceitos que devem ser aplicados: 
 Massa Atômica / Massa Molecular 
 Mol 
 Número de Avogrado 
 Massa Molar 
✓ Fórmulas Químicas 
 Reações Químicas 
 Equações Químicas 
Massa Atômica (MA): 
É a massa de um átomo relacionada com o número de elétrons, prótons e nêutrons que o
constituem. É a massa de um átomo em unidade de massa atômica (μ)
1μ: é a massa exatamente igual a massa de 1/12 da massa 
de um átomo do Carbono 12 
Por convenção: A Massa Atômica do Carbono 12 é igual a 12μ 
• A Massa Atômica de um elemento é calculada a partir da média das Massas 
Atômicas de todos os isótopos dos elementos na natureza 
• Massa Molecular: é a soma dos Números Atômicos do total de átomos da molécula 
Mol: 
É a unidade de base do Sistema Internacional 
de Unidades (SI) para a grandeza quantidade 
de substâncias elementares: átomos, 
moléculas, íons, elétrons e outras partículas. 
É utilizada comumente para representar as 
proporções químicas e no cálculo de 
concentrações de substância. 
É adimensional, sem unidade. 
Representa a quantidade de substância 
elementares (átomos, moléculas ou outras 
partículas) existentes em exatamente 12g do 
Carbono 12. 
Mol: 
 Foi determinado experimentalmente e é denominado de: 
Número de Avogrado (NA) 
NA= 6,0221367 x 1023 = 6,022 x 1023
1 Mol = (NA) = 6,022 x 1023
Mol = 6,022 x 1023 = 12g de massa 
12C = Massa Atômica = 12 μ 
1 Mol = 6,022 x 1023 = 12g de massa = Massa Atômica (μ) 
Massa Molar (M): 
É a massa, em gramas, de 1 mol de unidades de uma substância (átomos, moléculas ou 
partícula). 
Ou seja: É o peso de 1 mol da substância, que é exatamente a Massa Atômica da 
substância expressa em gramas 
Valor Numérico da
Massa Molar(g) do
átomo Valor
Numérico da Massa
Atômica(μ) do átomo
Ex.: 
He 4μ 4g
S 32μ 32g
Cu 63,5μ 63,5g
Hg 201μ 201g 
MOL
MOL: É a unidade utilizada para relacionar
um número grande de quantidade de
matéria com as respectivas entidades
químicas (átomos, moléculas, íons ou
aglomerados destes).
É a unidade mais prática para a
definição de “uma coleção de átomos”.
Equivalências do Mol: CNTP 
1 mol 
• Massa molar (g/mol) 
• 22,4 L/mol CNTP (gás) 
• 6,022 x 1023 
moléculas/mol 
MOL
Amedeo Avogadro, um cientista do
século XIX, realizou uma série de
experimentos que forneceram a base
para o conceito de mol.
1 mol de átomos= 6,02x1023 átomos de 
um elemento
NÚMERO DE AVOGADRO
MOL
EX: É comum a prática de definir uma unidade
para certa quantidade de objetos.
1 dúzia de ovos=12 ovos
1 resma de papel=500 folhas de papel
Da mesma forma,
1 mol=6,02x1023 unidades
MOL
1 mol de átomos de 12C =6,02x1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O =6,02x10
23 moléculas de H2O 
1 mol de íons NO3
- =6,02x1023 íons NO3
-
MASSA MOLAR
É a massa em gramas de 1 mol de substância
(unidades g/mol, g.mol-1).
A massa molar de um elemento, em
gramas, é numericamente igual á massa
atômica do elemento, em u.m.a.
MASSA MOLAR
CONVERTENDO ÁTOMOS EM MOLS
EX: Calcule o número de mols de enxofre
presentes em 1,81x1024 átomos de enxofre.
1 mol -------- 6,02x1023 átomos de S
X ---------- 1,81x1024 átomos de S
X= 3,01 mols de S
EX: Calcule o número de mols de Cálcio
presentes em 2,85x1025 átomos de Cálcio.
CONVERTENDO MOLS EM GRAMAS
EX: Qual é a massa, em gramas, de 3,01 mols de
enxofre. (S=32,06g)
EX: Quantos mols de Si estão contidos em 30,5
gramas de Si (Si=28,1g)?
X= 96,5 gramas de S
CONVERTENDO GRAMAS EM Nº DE ÁTOMOS
EX: Calcule o nº de átomos presentes em 1,00
grama de enxofre.
EX: Quantos átomos estão presentes em um
pedaço de ferro que pesa 2g? (Fe=55,8g)
X= 1,88x1022 átomos de S
MASSA MOLECULAR
Representa o somatório das massas atômicas 
de uma molécula.
Massa Molecular (MM) = H2O
MM = 2(MA de H) + 1(MA de O) 
MM = 2(1,01 g de H) + 16,00 g de O 
MM = 18,02 g
Então a massa molar de H2O é 18,02 g/mol
MASSA MOLECULAR
EX: Calcule a massa molecular da sacarose (C12H22O11).
EX2: Considerando o carbonato de sódio Na2CO3:
Dados: Na=23; C=12; O=16
a. Qual a massa de 0,250 mol de Na2CO3?
b. Quantos mols de Na2CO3 existem em 132 gramas de 
Na2CO3?
1 mol --- 106 g
x mol --- 132 g
x = 1,24 mol
Fórmulas Químicas: 
 Fórmula Percentual: indica a percentagem, em massa, de cada elemento 
que constitui a substância. 
CH4 - C = 12 x 1 = 12
H = 1 x 4 = 4
Massa molecular = 16
Qual a representatividade 
percentual do carbono da 
amostra?
Fórmula Molecular: 
 Indica o número real de átomos de cada elemento na molécula. 
Método: Relacionando as percentagens em massa com a massa molecular. Vitamina C 
(massa molecular = 176 
C = 40,9% em massa = 40,9g 
100g da amostra H = 4,55 em massa = 4,55g MM = 176 
O = 54,6% em massa = 54,6g 
Equações Químicas: 
É a representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e quantitativos, de uma Reação Química. 
Interpretação: 
Reagentes: o primeiro membro 
Seta: a reação química 
Produto: segundo membro 
Coeficientes estequiométricos: 
Número na frente das moléculas: são os valores que vão indicar a proporção de moléculas (mol) que 
compõem a equação química e a quantidade de átomos de cada elemento presente nos reagentes e 
nos produtos 
Estado físico: gás (g), sólido (s), líquido (l) e vapor (v) 
Formação de precipitado: ( ) 
Desprendimento de gás: ( ) 
Necessidade de aquecimento: (Δ) na seta 
Ocorrência de reações reversíveis: ( ) 
Presença de moléculas ou íons em solução aquosa: (aq) 
Equações Químicas: 
 É a representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e quantitativos, de uma 
Reação Química. 
4Fe + 3O2 2Fe2O3 
massa do reagente = massa do produtoEquações 
Químicas: 
Balanceamento das Equações Químicas: 
Método da Tentativa: 
1. Raciocinar com o elemento (ou radical) que 
aparece apenas uma vez no 1º e 2º membros de 
equação. 
2. O elemento que existir mais de uma vez, no 
reagente ou no produto, fica por último. 
3. Matem sempre a maior atomicidade na 
legenda. 
4. Prosseguir com os outros elementos (ou radicais) 
usando o mesmo raciocínio até o fim do 
balanceamento. 
Equações Químicas: 
Balanceamento das Equações Químicas: 
Método da Tentativa: Legenda 
C5H12 + O2 CO2 + H2O 
C5H12 + 8O2 5CO2 + 6H2O 
A) C2H6O + O2 CO2 + H2O
B) Na2CO3 + HCl NaCl + H2O + CO2
F) C6H12O6 C2H6O + CO2
D) C4H10 + O2 CO2 + H2O
E)FeCl3 + Na2CO3 Fe2(CO3)3 + NaCl
C) NH4Cl + Ba(OH)2 BaCl2 + NH3 + H2O
(ESAL/MG) A equação química:
2 Mg(OH)2 + x HCl 2 MgCl2 + 4 H2O
fica estequiometricamente correta se x for igual a:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
Cálculo Estequiométrico: 
 Regras Básicas: 
 1. Escrever a Equação Química para o problema. 
 2. Balancear a Equação Química (Lei de Lavoisier). 
 3. Identificar as substâncias envolvidas no problema.
 4. Avaliar a Equação Química
 4. Armar um regra de 3 (proporção - Lei de Proust). 
LEI DE LAVOISIER
“A soma das massas dos
reagentes em uma reação
química é igual à soma das
massas dos produtos em
ambiente fechado.”
Famosa frase: “Na natureza, 
nada se perde, nada se cria;
tudo se transforma.
Lei da Conservação das Massas
LEI DE LAVOISIER
EX:
▪ Numa reação química, os átomos apenas se recombinam.
Então, já que os átomos não são destruídos nem formados, a
massa de reagentes é sempre igual à de produtos.
O
LEI DE LAVOISIER
01) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de
oxigênio produziu 27g de água, ao lado de
gás
carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi
de:
a) 44g.
b) 22g.
c) 61g.
d) 88g.
e) 18g.
LEI DE PROST
A proporção em massa das 
substâncias que reagem e 
que são produzidas numa
reação é fixa, constante e 
invariável.
Lei das Proporções Constantes
LEI DE PROST
Aplicando Conhecimento
Durante uma aula de laboratório, um estudante queimou ao ar
diferentes massas iniciais (mi) de esponja de ferro. Ao final de cada
experimento, determinou também a massa final resultante (mf). Os
resultados obtidos estão reunidos na tabela a seguir.
Admitindo que em todos os experimentos a queima foi
completa, o estudante fez as três afirmações seguintes.
I) A Lei da Conservação da Massa não foi obedecida, pois a
massa final encontrada para o sistema
em cada experimento é sempre maior que sua massa inicial.
II) O aumento de massa ocorrido em cada experimento se
deve à transformação de energia em massa, tendo se
verificado a conservação da soma (massa + energia) do
sistema.
III) A relação constante obtida entre a massa final e a massa
inicial do sistema (mf/mi), em cada experimento realizado,
permite afirmar que, dentro do erro experimental, os dados
obtidos estão de acordo com a Lei das Proporções Definidas.
Dentre as afirmações apresentadas, o estudante acertou:
a) I, apenas
b) II, apenas
c) III, apenas
d) I e II, apenas
e) I, II e III
Aplicando Conhecimento
São anotados os seguintes valores nas experiências I, II e III
Determine os valores de x, y, z, w e k mencionando a(s) Lei(s)
empregadas nestas determinações.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
1º) Ajustar os átomos dos metais;
2º) Ajustar os átomos dos ametais;
3º) Ajustar os átomos de hidrogênio;
4º) Ajustar os átomos de oxigênio.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
EX: Balanceie seguinte equação:
Na2CO3 +2 HCl → 2 NaCl + H2O + CO2
1. Balancear Na.
2. Balancear Cl.
3. Balancear C.
4. Balancear H.
5. Balancear O.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
EX: Balanceie seguinte equação:
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
EX: Balanceie seguinte equação:
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
EX: Balanceie as seguintes equações:
a) CH4 +O2 → CO2+ H2O
a) Na + H2O → NaOH + H2
Cálculo Estequiométrico: 
 Relação de mol para mol: Quantos mols de N2 são necessário para produzir 5 mols de 
NH3? 
N2 + 3H2 2 NH3 
1 mol 2 mol 
x mol 5 mol 
x = 5 . 1 = 2,5mol N2 
2 
Cálculo Estequiométrico: 
Relação de massa para massa: 
 Quantos gramas de NH3 serão produzidas a partir de 12g de H2? dados: massa molares 
em g/mol H2 = 2g/mol; NH3 = 17g/mol 
N2 + 3H2 2 NH3 
6 g 34 g 
12 g x g 
Cálculo Estequiométrico: 
Relação de volume para volume nas CNTP (L com L): 
15 litros de hidrogênio reagem com nitrogênio nas CNTP. Calcular o volume de amoníaco 
produzido. 
3 H2 + N2 2 NH3 
15L xL
3 . 22,4L 2 . 22,4L 
x = 15 . 2 . 22,4 = 10L de NH3 
3 . 22,4 
Cálculo Estequiométrico: 
Cálculo do Rendimento (r) de uma Reação Química 
32,7 g de zinco metálico reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, 
resultando em 64,53 g de Na2ZnO2. Qual o rendimento da reação? 
Zn + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2 
65g 143g . r (rendimento) 
32,7g 64,53g 
r = 65 . 64,53 = 0,896 
143 . 32,5 
r = 89,6% 
Cálculo Estequiométrico: 
Cálculo do Rendimento (r) de uma Reação Química 
Calcular a massa em gramas, de água que se obtém na combustão de 42,5 g de 
amoníaco, sabendo que a reação apresenta um rendimento de 95%?
4 NH3 + 3 O 2 2N2 + 6H2O