Expo estequiometria

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TATIANI SILVA
Marabá – Eng. Florestal - 2017
As bases para o estudo da
estequiometria das reações
químicas foram lançadas no
século XVIII por cientistas que
conseguiram expressar
matematicamente as
regularidades que ocorrem nas
reações químicas por meio das
leis das combinações químicas.
Leis ponderais: relacionam as 
massas dos participantes de uma 
reação.
Leis volumétricas: relaciona os 
volumes dos participantes de uma 
reação.
•Massa atômica (MA)
APLICAÇÃO
• O cloro é encontrado na natureza 
na forma de dois isótopos, � de 
MA = 34,969 μ e � = 36,966 
μ, na seguinte abundância: 75,4% 
e 24,6%, respectivamente, assim, a 
massa atômica do cloro será?
MA = 
, � , + , � ,
MA = 35,460 μ, arredonda-se 
para:
MA = 35,5 μ
Massa Molecular (MM)
Sendo a molécula um grupo de
átomos, para determinar a
massa molecular, basta somar
as massas atômicas de todos os
átomos que se uniram para
formar a molécula. A unidade
de massa molecular é expressa
em μ.
Átomo-grama e molécula-
grama
Do ponto de vista histórico, os conceitos de
massa atômica e de massa molecular facilitam
bastante os cálculos. Além disso, considerando
que as pesagens em laboratório são
usualmente feitas em gramas, surgiu entre os
químicos o hábito de expressar os valores das
massas atômicas e moleculares, também em
gramas. Esses valores receberam o nome de
átomo-grama e molécula-grama.
Átomo-grama: É a massa, em gramas,
de um elemento químico cujo valor numérico
coincide com sua massa atômica.
Molécula-grama: É a massa, em
gramas, de uma substância química cujo valor
numérico coincide com sua massa molecular.
Número de Avogadro
É o número de átomos (ou
moléculas) existentes em um átomo-
grama (ou molécula-grama) de
qualquer elemento químico (ou
substância química). Este número é
constante e vale , � .
MOL
É a quantia de matéria de um
sistema que contém tantas entidades
elementares quanto os átomos
existem em 0,012 Kg (12 g) de
carbono 12.
Ligando o conceito de mol
ao número de Avogadro,
temos:
1 mol = , � partículas
1 mol de moléculas = , �
moléculas
1 mol de átomos = , � de 
átomos
1 mol de íons = , � íons
1 mol de elétrons = , �
elétrons
APLICAÇÕES
1) Quantas moléculas existem em
88g de dióxido de carbono (CO2)?
Molécula-grama de CO2 = 44 g 
1 mol de CO2 = 44 g = , �
moléculas
88 g de � � , � é� =, � é � � �
APLICAÇÕES
2) Qual a massa, em gramas, de uma
única molécula de açúcar comum
(sacarose – C12H22O11)? (Massa
atômica: H = 1; C = 12; O = 16)
• Molécula-grama de C12H22O11 
= 342 g 
• 1 mol de C12H22O11 = 342 g = , � moléculas
• 1 molécula de � � � � �, � =
• , 8� − � � �
MASSA MOLAR
É a massa, em gramas, de
um mol da substância.
Ex: Calcular a massa molar do HNO3.
(H = 1 μ; N = 14 μ; O = 16 μ)
HNO3 = 63
Em um mol de HNO3 temos 63 
gramas, ou usualmente falamos que a 
massa molar do HNO3 é 63 g/mol.
• Podemos calcular também
quantos mols existem em uma
determinada massa de
substância.
Ex: Quantos mols existem em 27
g de H2O?. (H = 1 μ; N = 14 μ;
O = 16 μ)
H2O = 18 g/mol
27g de � � �� =, � �
• Assim, chegamos a seguinte 
fórmula para calcular o número de 
mols: n =
Onde:
n = quantidade de matéria em mol
m = massa em gramas
MM = massa molar
VOLUME MOLAR
É o volume ocupado por um mol de
uma substância a uma determinada
temperatura.
Segundo a Lei de Avogadro que
diz que um mesmo número de
moléculas independentemente da
natureza do gás ocupa sempre o
mesmo volume em determinada
pressão e temperatura.
VOLUME MOLAR
Foram definidas como referências
a temperatura de 273,15 Kelvins
(0ºC) e a pressão de 100000
pascals (1 atm), valores
denominados de condições
normais de temperatura e pressão
– CNTP.
O volume molar (Vm) de qualquer
gás nas CNTP e sempre igual a
22,7 litros.
APLICAÇÃO
Calcule o volume ocupado por 34 g
de NH3 nas CNTP.
1 mol de NH3 = 17 g = 22,7 L
34 g de � � , �� =
45,4 L
• É a porcentagem, em massa, dos 
elementos formadores de uma 
determinada substância.
• Ex.: Calcular a composição 
centesimal do AgNO3. (Ag = 108 
μ; N = 14 μ; O = 16 μ).
1 mol de AgNO3 170 g 100%
108 g X%
X = 63,53% de Ag
• Ex.: Calcular a composição 
centesimal do AgNO3. (Ag = 108 
μ; N = 14 μ; O = 16 μ).
Para o N:
170 g 100%
14 g X%
X = 8,23% de N
• Ex.: Calcular a composição 
centesimal do AgNO3. (Ag = 108 
μ; N = 14 μ; O = 16 μ).
Para o O:
170 g 100%
3 x 16 g X%
X = 28,24 % de O
Portanto a fórmula centesimal fica: �� , % , % , %
• Indica a proporção mínima, em 
números inteiros, dos átomos de 
cada elemento na fórmula da 
substância.
Ex.: 3,7 g de uma substância (1,8 g 
de C; 0,3 g de H; 1,6 g O)
Pode-se calcular a proporção em 
números de átomos achando o 
número de mols de átomos contidos 
nessa proporção, usando a fórmula:
n = 
n = 
C = 
, = ,
H = 
,
= 0,3
O = 
,
= 0,1
C = 
, , = , 1,5 X 2 = 3 
H = 
,, = 3 3 X 2 = 6
O = 
,, = 1 1 X 2 = 2
Portanto, a fórmula mínima é: 
C3H6O2.
Indica os elementos formadores
da substância e o número exato
de átomos de cada elemento
na molécula desta substância.
A fórmula molecular coincide
com a fórmula mínima ou é um
múltiplo inteiro desta
n = 1, 2, 3, 4... 
Massa molecular = massa fórmula mínima x n
n x fórmula mínima = fórmula molecular
APLICAÇÃO
Calcular a fórmula molecular de
um composto que possui fórmula
mínima C3H6O2 e massa
molecular = 148. (C = 12, H =
1, O = 16).
n x massa fórmula mínima =
massa molecular
n x (3x12+6x1+2x16) = 148
n x 74 = 148
n =
n = 2
Fórmula molecular = C6H12O4
APLICAÇÃO
Um composto possui a seguinte
fórmula percentual:�� , % , % , % e a
massa molecular = 170g. Qual a
fórmula molecular?��
Para Ag:
100% de substância - 63,53 % de Ag
170 g - 108 g x X
X = 1
APLICAÇÃO
Para N:
100% de substância - 8,23 % de N
170 g - 14 g x Y
Y = 1
Para O:
100% de substância - 28,24 % de O
170 g - 16 g x Z
Z = 3
A fórmula molecular é: �� ou
AgN
• As equações químicas
mostram os compostos
envolvidos em uma reação
química e seus estados
físicos. As equações
geralmente não mostram
as condições do
experimento ou indicam se
alguma energia (na forma
de calor ou luz) é liberada.+ � �
Reagentes Produtos
• No século XVIII, Antoine
Lavoisier introduziu a Lei da
Conservação da Matéria,
onde ele demonstrou que a
matéria não pode ser criada
nem destruída.
• A relação entre as
quantidades de reagentes
químicos e produtos é
chamada estequiometria e os
coeficientes em um equação
balanceada são os
coeficientes estequiométricos.
• Uma equação química tem
de ser balanceada antes
que qualquer informação
quantitativa útil possa ser
obtida sobre a reação.
Balancear uma equação
garante que o mesmo
número de átomos de cada
elemento apareça em
ambos os lados da
equação.
• Ao balancear equações
químicas, há duas coisas
importantes que devemos
lembrar:
1 – As fórmulas dos reagentes e
produtos devem estar corretas;
2 – Os subscritos nas fórmulas
dos reagentes e produtos não
podem ser alterados para se
balancear uma equação. A
mudança dos subscritos muda a
identidade de uma substância.
a) Reação entre
ferro e oxigênio
formando o óxido
de ferro (III).
Fe2O3.
b) Reação entre
magnésio e
oxigênio formando
o óxido de
magnésio. MgO.
c) Reação entre
fósforo e oxigênio
formando o
decaóxido do
tetrafósforo.
P4O10.
Uma reação de combustão. Aqui, o
propano, C3H8, queima para
formar CO2 e H2O. Esses óxidos
simples são sempre os produtos da
combustão de um hidrocarboneto.
• Exemplo: Escreva a equação balanceada de
combustão da amônia (NH3 + O2), formando
NO e H2O.
Estratégia: Escreva primeiro a equação não
balanceada. Em seguida, balanceie os átomos de
N, seguidos pelos átomos de H, e, finalmente,
balanceie os átomos de O.
Etapa 1: Escreva as fórmulas corretas dos
reagentes e dos produtos. A equação não
balanceada para a combustão é:� + + �
• Etapa 2: Balanceie os átomos de N. Um átomo de
N na direita reque uma molécula de NH3 na
esquerda.� + + �
• Etapa 3: Balanceie os átomos de H. Há três
átomos de H na esquerda e dois na direita. Para
que tenhamos o mesmo númerodos dois lados,
usaremos duas moléculas de NH3, na esquerda e
três moléculas de H2O na direita (assim teremos
seis átomos de H de cada lado).
2 � + + �
Note que, ao balancearmos os átomos de H, os
átomos de N não estão mais balanceados. Para
balanceá-los, vamos usar duas moléculas de NO do
lado direito.
2 � + + �
Etapa 4: Balanceie os átomos de O. Depois da etapa
3, há dois átomos de O na lado esquerdo e cinco no
direito. Isto é, há um número par de átomos de O na
esquerda e um número ímpar na direita. Como não
pode haver número ímpar de átomos de O na
esquerda (os átomos de O estão juntos nas moléculas
de O2), multiplique cada coeficiente em ambos os
lados da equação por 2, de modo que um número
uniforme de átomos de oxigênio (dez) ocorra agora
no lado direito:
2x 2 � + + �
4 � + + �
4 � + + �
• Etapa 5: Verifique o resultado. Quatro átomos
de N, 12 átomos de H e 10 átomos de O
aparecem em cada lado da equação.
• Exemplo 2: Escreva a equação balanceada 
para a combustão completa do propano, C3H8.� � + � + �
• Exemplos: � + �� + �� + �� + �++� � + � + �
2� � + � + 8 �� + � � + �
+3 0� + � � + �
+2 +4
Perde O e é reduzido (Δred = 3)
Ganha O e é oxidado (Δoxi = 2)
• Balanceamento de equações 
de oxirredução
Para balancear reações
redox, deve-se adotar
procedimentos sistemáticos que
podem ser usados nesses casos.
Método da Semirreação
Consiste em escrever
equações balanceadas
separadas para o processo de
oxidação e de redução.
Balanceamento de 
Equações de 
Oxirredução
• Todas as reações de oxirredução
(redox) devem ser balanceadas
tanto para massa quanto para
carga. O mesmo número de
átomos aparece nos reagentes e
produtos em uma equação e a
soma das cargas elétricas de
todas as espécies de cada um dos
lados da seta da equação deve
ser a mesma. O balanço de
carga garante que o número de
elétrons produzidos na oxidação
seja igual ao número de elétrons
consumidos na redução.
Balanceamento de 
Equações de 
Oxirredução
• Ex.: Verifique se a equação 
abaixo está balanceada.
perda de ē/ oxidação/ ��� + ��+ �� + + ��
Balanceamento de 
Equações de 
Oxirredução
ganho de ē/ redução/ �
Semirreação de red: ��+(aq) + ē ��
Semirreação de oxi: �� �� + + ē
• Ex.: Verifique se a equação 
abaixo está balanceada.
Balanceamento de 
Equações de 
Oxirredução
2 x ��+ + 2ē ����+ + 2ē ���� �� + + ē
��+ + �� �� + + ��
A equação iônica global está balanceada em 
massa e em carga.
• Balancear a seguinte equação:
� + �� + � + + ��
Balanceamento de 
Equações de 
Oxirredução
• As relações entre massa e
mol de reagentes e
produtos em uma reação
são sumarizadas numa
tabela de quantias. Essas
tabelas identificam
quantias de reagentes e
produtos e as variações
que ocorrem no decorrer
da reação.
EQUAÇÃO REAGENTE A REAGENTE B PRODUTO
Quantia inicial x mol x mol 0 mol
Variação na quantia - x mol - x mol y mol
Após reação 
completa
0 mol 0 mol y mol
• Ao resolver problemas de
estequiometria, os termos
“quantia” e “quantidade”
são usados em sentido
específico. A quantia de
uma substância é o número
de mols dessa substância.
A quantidade se refere à
massa da substância.
• Exemplo: A glicose reage com o oxigênio para
formar CO2 e H2O.� � + � + �
Qual é a massa de oxigênio (em gramas)
necessária para reagir completamente com
25,0g de glicose? Quais são as massas de
dióxido de carbono e água (em gramas)
formadas?
• 1 Etapa: Escrever a equação balanceada.� � + � + �
• 2 Etapa: Converta a massa de glicose em mols. 
25 g de glicose x , = 0,139 mol de glicose
• 3 Etapa: Calcule a quantia de O2 necessária. Use o 
fator estequiométrico.
0,139 mol de glicose x � = ,8
• 4 Etapa: Calcule a massa a partir do número de
mols. Converta a quantia de O2 necessária em
massa em gramas.
0,832 mol O2 x 
, = , �
• 5 Etapa: Repetir as etapas 3 e 4 para encontrar
as massas de CO2 e H2O produzidos na
combustão.
0,139 mol de glicose x
�� � , �� =
36,6 g CO2
• Lembre-se de que a massa total dos reagentes
deve ser igual à massa total dos produtos. A
massa de água que pode ser produzida é
então:
25,0g C6H12O6 + 26,6g O2 = 51,6g de
reagente
Massa total dos produtos = 51,6g = 
36,6g CO2 + ? H2O
Massa de H2O produzida = 15,0g 
EQUAÇÃO C6H12O6(s) 6O2(g) 6CO2(g) 6H2O(l)
Quantia inicial (mol) 0,139 0,832 0 0
Variação (mol) -0,139 -0,832 0,832 0,832
Quantia depois da reação (mol) 0 0 0,832 0,832
• Em experimentos de laboratório as
reações são frequentemente
realizadas com um excesso de um
dos reagentes, em relação ao
necessário pela estequiometria. Em
geral, se faz isso para garantir
que um dos reagentes na reação
seja completamente consumido,
mesmo que parte de um outro
permaneça sem reagir.
• Reagente limitante é o reagente
que determina, ou limita, a quantia
de um produto formado.
• Exemplo: A primeira etapa na produção do
ácido nítrico é a oxidação da amônia a NO
sobre uma tela de platina.
4 � + + �
Suponha que massas iguais de NH3 e O2 sejam
misturadas (750g de cada). Estes reagentes estão
misturados na razão estequiométrica correta ou um
deles está em falta? Ou seja, um deles limitará a
quantidade de NO que pode ser produzido? Se
esse for o caso, quanto NO pode ser formado se a
reação usando esta mistura reacional for completa?
E quanto do reagente em excesso irá sobrar quando
a reação estiver completa?
• Etapa 1: Determinar a quantia de cada 
reagente.
750,0g NH3 x 
�, � = 44,0 mol NH3 disponíveis
750,0g O2 x , = 23,4 mol O2 disponíveis
• Etapa 2: Qual é o reagente limitante? Examine a 
razão entre as quantias de reagentes.
Razão estequiométrica requerida pela equação 
balanceada:
� = , �
Razão de reagentes disponíveis de fato:,, � = , �
• A divisão do número de mols de O2 disponíveis
pelo número de mols de NH3 disponíveis mostra
que a relação entre os reagentes disponíveis é
menor do que a relação (5 mol O2/ 4 mol NH3)
determinada pela equação balanceada.
Portanto, não há O2 suficiente para reagir com
todo o NH3. Neste caso, o oxigênio é o reagente
limitante. Isto é, 1 mol de NH3, requer 1,25 mol
de O2, mas temos apenas 0,532 mol de O2
disponível para cada mol de NH3.
• Etapa 3: Calcular a massa do produto.
23,4 mol O2 x x 
,
= 562g NO
• Etapa 4: Calcule a massa do reagente em 
excesso.
A amônia é o “reagente em excesso” nesta reação
NH3/O2, porque temos amônia mais que suficiente
para reagir com 23,4 mol de O2. Calcular agora a
quantia de amônia que sobra depois que todo o O2
for consumido. Primeiro, precisa-se saber qual é a
quantidade de NH3 necessária para consumir todo o
reagente limitante, O2.
23,4 mol O2 disponíveis x 
�
= 18,8 mol NH3 necessários 
NH3 em excesso = 44,0 mol de NH3 disponíveis – 18,8 NH3
necessários
NH3 em excesso = 25,2 mol 
Converter a massa: 25,2 mol NH3 x 
, �� = 429g de NH3 a 
mais do que o necessário.
• Todo o reagente limitante, O2, foi consumido.
Dos 44,0 mol de NH3 originais, 18,8 mol foram
consumidos, restando 25,2 mol. A equação
balanceada indica que a quantia de NH3
consumida, portanto 18,8 mol de NO são
produzidos a partir de 18,8 mol de NH3. Além
disso, foram produzidos 28,1 mols de H2O.
EQUAÇÃO 4NH3 5O2 4NO 6H2O
Quantia inicial 44,0 23,4 0 0
Variação na quantia -18,8 -23,4 +18,8 +28,1
Após reação 
completa
25,2 0 18,8 28,1
• Exercício: O metanol, CH3OH, usado como
combustível, pode ser produzido pela
reação de monóxido de carbono com
hidrogênio.� + � �� �
Suponha que 356g de CO e 65,0g de H2 sejam
misturados e permite-se que reajam.
a) Qual é o reagente limitante?
b) Qual é a massa de metanol produzida?
c) Qual é a massa de reagente em excesso que
sobra quando todo o reagente limitante é
consumido?
• A quantidade máxima calculada de
produto que pode ser obtida de
uma reação química é o rendimento
teórico. Frequentemente, o
rendimento de fato de um composto
– a quantidade de material que é
realmente obtida no laboratório ou
em uma planta química - é menor
que o rendimento teórico. sempre
ocorre alguma perda duranteas
etapas de isolamento e a
purificação dos produtos;
• Além disso, algumas reações
não se processam
completamente até os produtos
e algumas vezes as reações se
tornam complicadas, formando
outros produtos, além do
desejado. Por todos esses
motivos o rendimento de fato, a
quantia de produtos obtido,
provavelmente será menor do
que o rendimento teórico.
Rendimento percentual = � á �� � � � %
Suponha que você tenha preparado aspirina no laboratório 
por meio da seguinte reação:� � � � � � + �� � � � � �� � � � +�� � �
e que tenha partido de 14,4 g de ácido salicílico e um
excesso de anidrido acético. Isto é, o ácido salicílico é o
reagente limitante. Se você obtiver 6,25 g de aspirina, qual
será o rendimento percentual desse produto?
� � � � � � + �� �� � � �� � � � + �� � �
1º) Quantia de � � � � � � ∶
14,4 g � � � � � � x �6� � � � �, �6� � � � � = 
0,104 mols de � � � � � �
2º) Quantia de aspirina (� � � �� � � � ): 
0,104 mols de � � � � � � x � ��6� � � � � = 
0,104 mols de aspirina
� � � � � � + �� � � � � �� � � � + �� � �
3º) Quantidade de aspirina:
0,104 mols de aspirina x 
, � �� � = 
18,7 g de aspirina
4º) Rendimento percentual de aspirina:
Rendimento percentual = 
6,26 g obtidos, � � x 100%
Rendimento percentual = 33,5%
ANÁLISE 
QUANTITATIVA DE 
UMA MISTURAPUREZA
PUREZA
É o quociente entre a massa (m) 
da substância principal, de 
interesse, e a massa da amostra 
(m’) ou massa do material bruto.
P = ′
• As análises químicas quantitativas
dependem geralmente de uma ou de
outra destas duas ideias básicas:
• Pode-se reagir uma substância, presente
em uma quantia desconhecida com uma
quantidade conhecida de outra
substância. Se a estequiometria dessa
reação for conhecida, pode-se determinar
a quantia desconhecida.
• Um material de composição desconhecida
pode ser convertido em uma ou em mais
substâncias de composição conhecida, que
podem ser identificadas e suas quantias
podem ser determinadas e relacionadas à
quantia da substância desconhecida
original.
• Exemplo: O mineral cerrusita é composto
principalmente por carbonato de chumbo, PbCO3, mas
há outras substâncias presentes. Para determinar o
teor de PbCO3, uma amostra do mineral é tratada
primeiramente com ácido nítrico para dissolver o
carbonato da ligação.
� + � + � + �
A adição de ácido sulfúrico à solução resultante
leva à precipitação do sulfato de chumbo.+ � � � + �
• O sulfato de chumbo sólido puro é isolado e
pesado. Suponha que uma amostra de
0,583g do mineral tenha produzido 0,628g
de PbSO4. Qual é a percentagem em massa
de PbCO3 na amostra?
1 mol de PbCO3 irá originar 1 mol de PbSO4
• Calcular a quantia de PbSO4.
0,628g PbSO4 x 
�, � = 0,00207 mol 
PbSO4
Relacionar as massas de PbSO4 e PbCO3
0,00207 mol PbSO4 x PbSO4 x 
�
= 0,00207 mol PbCO3 
A massa de PbCO3 é:
0,00207 mol PbCO3 x 
, �� = 0,553g PbCO3 
A porcentagem em massa de PbCO3 na amostra 
mineral é:
%PbCO3 = 
, �, x 100 = 94,9%