U2S1-ReaçõesQuímicas-U2S2-Estequiometria

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QUÍMICA E CIÊNCIA 
DOS
MATERIAIS
Profª ALINE DOS ANJOS
aline.csanjos@kroton.com.br
Quantas reações químicas você 
vê ao seu redor?
• Você já tomou um remédio efervescente?
• Fez um bolo e usou um fermento químico?
- Mas o que ocorre se você colocar muito 
fermento? 
- Ou se colocar pouco?
O ideal é que você saiba a quantidade de 
fermento que deve ser adicionada 
REAÇÕES QUÍMICAS
REAÇÕES QUÍMICAS
• Uma equação química descreve a transformação de
moléculas em outras, ou seja, de reagentes em produtos
• As substâncias que se transformam durante as reações
são chamadas de reagentes, enquanto as que são
formadas são chamadas de produtos.
REAGENTES → PRODUTOS
• Para que esta descrição seja completa, você deve
descrever o estado de cada um dos envolvidos, assim
como a quantidade de moléculas envolvidas nesta
equação.
Uma reação química é um processo de transformação
química causado pela produção ou quebra de ligações.
As reações ocorrem quando átomos ou moléculas se
chocam entre si da maneira correta e com energia
suficiente para possibilitar a quebra de ligações
existentes ou a formação de novas ligações.
Durante uma reação química, os átomos se rearranjam
em novas combinações e, assim, as substâncias são
formadas.
REAÇÕES QUÍMICAS
• As reações químicas podem ser representadas pelas
equações químicas.
• As substâncias iniciais, ou reagentes, são separadas das
substâncias formadas na reação - os produtos, por uma
seta, a qual mostra a direção da transformação química
que está ocorrendo, apontando dos reagentes para os
produtos.
CuO(s) + H2SO4(aq) → CuSO4(aq) + H2O(l)
REAÇÕES QUÍMICAS
Balanceamento das equações químicas
Todas as equações devem estar devidamente balanceadas
para que obedeçam à Lei de Lavoisier (Lei da Conservação
das Massas), pois uma equação química não balanceada
não representa a reação que ocorre.
Lei da Conservação das Massas: quantidade de massa dos
produtos deve ser igual à quantidade de massa dos
reagentes, sendo considerada uma reação química em
sistema fechado
• Uma equação química balanceada deve mostrar que
os átomos são conservados na reação, ou seja, a
quantidade de átomos presente nos reagentes deve
ser a mesma presente nos produtos.
• Dessa forma, devemos inserir números, chamados
de coeficientes esteqiométricos, na frente dos
reagentes e produtos.
Balanceamento das equações químicas
Para balancear uma equação química, utiliza-se o método da
tentativa e erro.
Sendo que alguns passos tornam o processo mais assertivo.
Para reações de combustão, você pode seguir as seguintes
etapas:
1) Escreva corretamente a fórmula dos compostos (reagentes e
produtos).
2) Inicie pelo elemento que formará o óxido, depois pelos
átomos de hidrogênio e, então, oxigênio.
3) Confira se os elementos envolvidos estão no mesmo número
de átomos dos dois lados da equação.
Balanceamento das equações químicas
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Balanceamento das equações químicas
C = 3
H = 8
O = 2
C = 1
H = 2
O = 2+1 = 3
→
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
C = 3
H = 8
O = 2
C = 1
H = 2
O = (2 x 3)+(1 x 4) = 10 
→
xC3H8 + yO2 → zCO2 wH2O+
3 4
x 3 = 3
x 4 = 8
x 5 = 10
5
Obs: Para facilitar o balanceamento de equações,
você deve começar pelo átomo que aparece em
menor número de compostos. Se mais de um
átomo aparece apenas uma vez, ou se todos
aparecem mais de uma vez, comece pelo que tem
maior número de átomos.
Balanceamento das equações químicas
Durante o processo de balanceamento, quando
tivermos um número ímpar de átomos de um
lado e par de outro, para darmos continuidade
no processo, devemos multiplicar os átomos do
lado ímpar por dois e repetir o balanceamento
Balanceamento das equações químicas
Exercícios
NH3 (g) + O2 (g) → NO (g) + H2O (g)
N = 1
H = 3
O = 2
N = 1
H = 2
O = (1 x 2) + (1 x 3) = 5
→
x 2 = 2
2
x 2 = 6 x 3 = 6
3
x 2 = 2
25/2
NH3 (g) + O2 (g) → NO (g) + H2O (g)4 645
Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l)
NaHCO3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Exercícios
Resolução
2 Fe(OH)3(s) + 3 H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + 6 H2O(l)
2 NaHCO3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g)
Começamos falando da observação de 
Lavoisier, não é mesmo? Então, até agora 
pensamos na conservação mais como 
número de átomos do que como massa. 
Mas e se analisarmos a massa?
Para gases, sabemos que um mol de qualquer gás
ideal, nas condições normais de temperatura e
pressão (CNTP), é igual a 22,7 L.
Para líquidos, podemos relacionar massa e volume
utilizando a densidade (d=m/v , em que d é
densidade, m, a massa em gramas e v, o volume em
mL)
Estequiometria das reações químicas
Os coeficientes de uma equação balanceada indicam a relação
de números de mols das espécies dos reagentes e produtos.
Proporção estequiométrica: todos os reagentes são
consumidos.
Podemos ter uma situação em que as quantidades de mols de
um reagente não respeitam a proporção estequiométrica,
assim, teremos um reagente que será o limitante da reação e
um reagente que estará em excesso
Estequiometria das reações químicas
• O reagente que é consumido primeiro e,
portanto, limita a quantidade de produtos é
chamado de reagente limitante. O reagente
limitante pode ser prontamente identificado por
comparação da razão de mols de reagentes
presentes com a razão estequiométrica indicada
na equação.
Estequiometria das reações químicas
Exemplo
Considere a equação balanceada da amônia:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Se utilizarmos 70g de nitrogênio e 17g de
hidrogênio, todo hidrogênio ou todo o nitrogênio
irá reagir? Quanto de amônia será obtido?
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
1 mol 3 mol 2 mol→
N = 14g/mol x 2 
N = 28g/mol
H = 1g/mol x 2 
H = 2g/mol
N = 14g/mol 
H = 1 x 3 = 3 g/mol
NH3 =17 g/mol
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
1 mol 3 mol 2 mol→
N2 = 28g/mol H2 = 2g/mol NH3 =17 g/mol
XX X
1 mol x 28g/mol = 28g 3 mols x 2g/mol = 6g 2 mols x 17g/mol = 34g
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
1 mol 3 mol 2 mol→
N2 = 28g H2 = 6g NH3 = 34g
Analisando o Nitrogênio
28 g
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
--------- 6g
70 g --------- X g
28g . X = 70g . 6g
X = 70g . 6g
28g
X = 15 gramas de H2
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
1 mol 3 mol 2 mol→
Analisando o Hidrogênio
28 g
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
--------- 6g
Y g --------- 17 g
Yg . 6g = 28g . 17g
Y = 28g . 17g
6g
Y = 79,2 gramas de N2
N2 = 28g H2 = 6g NH3 = 34g
Pela massa de nitrogênio, vemos que temos
excesso de hidrogênio na reação (17 g, sendo
necessários 15 g).
Pela massa de hidrogênio, seriam necessários
79,3 g de nitrogênio para que a reação
ocorresse. Logo, hidrogênio é o reagente em
excesso e nitrogênio é o reagente limitante.
Para calcular a massa de amônia obtida, 
devemos sempre utilizar o reagente limitante, o 
nitrogênio.
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
28 g ---------------------------- 34g
70 g ---------------------------- X g
28g . Xg = 34g . 70g
X = 34g . 70g X = 85 gramas de NH3
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
28g
N2 = 28g H2 = 6g NH3 = 34g
• Quando utilizamos reagentes químicos, você
deve ficar atento a seu grau de pureza.
• A pureza de um composto comercial é obtida no
rótulo de um produto; para produtos obtidos em
laboratório, a pureza deve ser medida através do
uso de diversos equipamentos.
Estequiometria das reações químicas
Rendimento teórico: completa transformação dos
reagentes em produtos.
Porém, ao realizarmos uma reação na bancada,
observamos que nem todo regente se transforma
em produto, sendo que a quantidade de produto
obtida é o rendimento real da reação.
Estequiometria das reações químicas
Os rendimentos teóricos e reais podem ser
calculados utilizando a massa, o mol ou o volume
do produto obtido.
O rendimento percentual é obtido quando
dividimos o rendimento real pelo teórico,
multiplicando por 100.
Estequiometria das reações químicas
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 % =
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
x 100
Estequiometria das reações químicas
EXEMPLO
Quando você usafermento químico em bolo, você está
realizando a decomposição de bicarbonato de sódio pelo calor,
produzindo carbonato de sódio, gás carbônico e água. O gás
carbônico é responsável por fazer a massa do bolo crescer.
4NaHCO3(aq) → 2Na2CO3(aq) + 2CO2(g) + 2H2O(l)
Se a reação ocorre com 85% de rendimento, quanto de CO2 será
obtido na decomposição de 2 g de bicarbonato de sódio?
4NaHCO3(aq) → 2Na2CO3(aq) + 2CO2(g) + 2H2O(l)
4 mols 2 mols 2 mol→
MM = CO2 = 44 g
2 mol
Na = 23 g/mol 
H = 1 g/mol
C = 12 g/mol
O = 16 g/mol x 3 = 48 g/mol
MM = NaHCO3 = 84 g/mol
C = 12 g/mol
O = 16 g/mol x 2 = 32 g/mol
4NaHCO3(aq) → 2Na2CO3(aq) + 2CO2(g) + 2H2O(l)
4 mols 2 mol→
MM = CO2 = 44 gMM = NaHCO3 = 84 g/mol
X X
4 mols x 84 g/mol = 336 g 2 mols x 44 g/mol = 88 g
336 g
4NaHCO3(aq) → 2Na2CO3(aq) + 2CO2(g) + 2H2O(l)
--------------------------------------- 88 g
2 g --------------------------------------- X g
Xg . 336g = 2g . 88g
X = 2g . 88g
336g
X = 0,524 gramas de CO2
Usando a fórmula:
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 % =
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
x 100
85% =
𝑌
0,524 𝑔
x 100
Y = 0,445 g de CO2
Usando regra de três:
0,524 g ---------- 100%
Y g ---------- 85%
Yg . 100% = 0,524g . 85%
Y = 0,524g . 85%
100%
Y = 0,445g de CO2
01- Em um recipiente são colocados para reagir 40,0 g de ácido
sulfúrico (H2SO4) com 40,0 g de hidróxido de sódio (NaOH). Sabe-
se que um dos reagentes está em excesso. Após a reação se
completar, permanecerão sem reagir:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
a) 32,6 g de NaOH
b) 9,0 g de H2SO4
c) 7,4 g de NaOH
d) 18,1 g de H2SO4
e) 16,3 g de NaOH
EXERCÍCIOS
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
1 mol 2 mols 1 mol→
H2SO4 = 98g/mol Na2SO4 =142g/mol
2 mols
NaOH = 40g/mol → H2O =18g/mol
X X X X
H2SO4 = 98g NaOH= 80g Na2SO4 = 142g H2O = 36g
Exercício:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 = 40g NaOH= 40g
Quem está 
em 
excesso??
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 = 98g NaOH= 80g Na2SO4 = 142g H2O = 36g
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
98 g --------- 80g
40 g --------- X g
98g . X = 40g . 80g
X =40g . 80g
98g
X = 32,65 gramas de NaOH
Analisando o H2SO4
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 = 98g NaOH= 80g Na2SO4 = 142g H2O = 36g
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
98 g --------- 80g
Y g --------- 40g
80g . Y = 98g . 40g
Y =40g . 98g
80g
Y = 49 gramas de H2SO4
Analisando o NaOH
Calculando o Excesso de NaOH
Reagem: 32,65 g 
Excesso: 40 - 32,65 g = 7,35 g (alternativa C) 
EXERCÍCIOS
02 – Que massa de PCl3 é formada quando se reage 1,45g de fósforo?
P4 + Cl2 → PCl3
03 – A glicose (C6H12O6) reage com o oxigênio para formar CO2 e H2O. 
Qual é a massa de oxigênio necessária para reagir completamente 25g 
de glicose?
C6H12O6 + O2 →CO2 + H2O
04 - Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a 
água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa 
graves danos pulmonares, levando, finalmente, à morte: por causa 
disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação química dessa 
reação é:
COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl
Se uma pessoa inalar 0,198 g de fosgênio, a massa de ácido clorídrico, 
em gramas, que se forma nos pulmões, é igual a:
05 - Qual é a quantidade de matéria de gás oxigênio necessária para
fornecer 17,5 mol de água, H2O(v), na queima completa do acetileno,
C2H2(g)?
06 - O hipoclorito de sódio, é uma substância comercializada, em
solução aquosa, com o nome de água sanitária ou água de lavadeira,
possuindo propriedades bactericidas e alvejantes. Esse sal é produzido
a partir de cloro e de soda cáustica, de acordo com a reação
equacionada a seguir:
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Determine as massas de cloro e de soda cáustica necessárias à
obtenção de 1490g de hipoclorito de sódio.
EXERCÍCIOS
07 - Para se obter manganês metálico, muito utilizado em diversos 
tipos de aços resistentes, o dióxido de manganês reage com o alumínio 
metálico, segundo a equação:
3 MnO2 + 4 Al → 2 Al2O3 + 3 Mn
Amassa de dióxido de manganês necessária para se obter 5 toneladas 
de manganês metálico é aproximadamente?
EXERCÍCIOS
08 - Dada a equação:
TiCl4 + Mg → MgCl2 + Ti
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5g de TiCl4. Supondo-se 
que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, 
aproximadamente:
EXERCÍCIOS
	Slide 1: QUÍMICA E CIÊNCIA DOS MATERIAIS
	Slide 2
	Slide 3: REAÇÕES QUÍMICAS
	Slide 4: REAÇÕES QUÍMICAS
	Slide 5: REAÇÕES QUÍMICAS
	Slide 6: REAÇÕES QUÍMICAS
	Slide 7: Balanceamento das equações químicas
	Slide 8: Balanceamento das equações químicas
	Slide 9: Balanceamento das equações químicas
	Slide 10: Balanceamento das equações químicas
	Slide 11
	Slide 12: Balanceamento das equações químicas
	Slide 13: Balanceamento das equações químicas
	Slide 14: Exercícios
	Slide 15: Exercícios
	Slide 16: Resolução
	Slide 17
	Slide 18
	Slide 19
	Slide 20
	Slide 21
	Slide 22: Exemplo
	Slide 23
	Slide 24
	Slide 25
	Slide 26
	Slide 27
	Slide 28
	Slide 29
	Slide 30
	Slide 31
	Slide 32
	Slide 33: EXEMPLO
	Slide 34
	Slide 35
	Slide 36
	Slide 37
	Slide 38: EXERCÍCIOS
	Slide 39
	Slide 40
	Slide 41
	Slide 42
	Slide 43: EXERCÍCIOS
	Slide 44: EXERCÍCIOS
	Slide 45: EXERCÍCIOS
	Slide 46: EXERCÍCIOS