Aula_9_-_Estequiometria

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Prof. Dra. Tamires Costa Louzada
REAÇÕES QUÍMICAS E ESTEQUIOMETRIA
Uma reação química (ou transformação química) é um acontecimento em que uma ou mais 
substâncias se transformam em uma ou mais novas substâncias.
O número total de átomos dos reagentes é igual ao número total de átomos dos produtos.
Coeficientes 
estequiométricos
Equação química 
Regras para o Balanceamento das Equações
Balancear uma reação química é aplicar a Lei da Conservação da massa. Portanto, em uma reação,
o número de átomos de um elemento no reagente deve ser sempre igual ao número total de
átomos do mesmo elemento.
1ª) Identifique inicialmente os elementos que aparecem em cada parte da reação;
2ª) Comece a balancear preferencialmente os:
Metais
Ametais
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio
H2SO4 + KOH → K2SO4 + H2O
Exemplo:
HNO3 + Fe(OH)2 → Fe(NO3)2 + H2O
K2Cr2O7 + KOH → K2CrO4 + H2O Balanceamento
Metais
Ametais
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 2 = 32
44 u.
CO2
1 molécula = 44 u.m.a1 molécula = 44 u.m.a
1 mol de CO2 = 44 gramas1 mol de CO2 = 44 gramas
44 gramas = 6,02 x 1023 moléculas44 gramas = 6,02 x 1023 moléculas
44 gramas = 22,4 L (nas CNTP)44 gramas = 22,4 L (nas CNTP)
Unidades de medidas
VAMOS PRATICAR
1. Qual é a massa de 1,5 mol de água?
2. Qual é a quantidade de matéria (n) existente em 63 g de água?
3. Qual é a quantidade de matéria correspondente a 1,0 ⋅ 1028 moléculas de água?
Fórmulas
• A fórmula molecular indica quais e quantos átomos
de cada elemento constituem uma molécula de
determinada substância.
• A fórmula mínima indica a proporção entre o número
de átomos dos elementos que constituem uma
substância. Essa proporção é expressa pelo conjunto
dos menores números inteiros possíveis.
• A fórmula porcentual indica os elementos
formadores da substância e suas porcentagens em
massa.
Conceito estequiometria
Estequiometria
Stoicheon = elemento
metron = medida 
É o estudo das relações quantitativas (átomos, moléculas, massa, volume) entre
as substâncias que participam de uma reação química, tomando por base a
proporção entre os coeficientes estequiométricos da reação.
1 mol MASSA 6.1023 moléculas 22,4 L (CNTP)
Lei de Lavoisier – Lei da Conservação das Massas
C + O2 → CO2
+
12g C + 32g O2 → 44g CO2
Partículas iniciais e finais são as mesmas → massa iguais.
NÃO ESQUEÇA...
Leis ponderais
Lei de Proust – Lei das proporções constantes
NÃO ESQUEÇA...
Verificando a Lei de proust:
Leis ponderais
NÃO ESQUEÇA...
Leis ponderais
Leis volumétricas de Gay-Lussac
Os volumes de gases submetidos à mesma temperatura e pressão que participam de uma
reação química guardam entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
Hipótese de Avogadro
Volumes iguais de gases à mesma pressão e temperatura apresentam a mesma
quantidade de moléculas.
Unidades de medidas
Massa atômica (ma) de um elemento químico é a
massa média ponderada de seus átomos
encontrados na natureza.
Massa molecular (m) é a soma das massas
atômicas dos átomos do constituinte de uma
substância, podendo representar a massa de uma
molécula ou da fórmula mínima.
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 2 = 32
44 u.
CO2
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que
contém tantas entidades elementares quantos são
os átomos contidos em 0,012 kg de carbono-12.
Constante de Avogadro é definida como sendo o
número de átomos por mol de uma determinada
substância.
1 mol = 6,02 · 1023 entidades
Massa molar (MM) de uma substância é a massa
de um mol dela.
A massa molar de uma substância é 
numericamente igual à sua massa molecular, 
mas difere em unidade: a massa molar é dada 
em gramas por mol (g/mol) e a massa molecular 
é dada em unidade de massa atômica (u).
Volume molar (Vm) é o volume ocupado por um
mol de entidades elementares de uma substância.
22,4 L/mol na CNTP
Quantidade de matéria (n) é a grandeza de
numerosidade que tem como unidade de medida a
quantidade de entidades de átomos contidos em
0,012 kg de carbono-12.
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
Unidades de medidas
Relações molares
N2 + H2 NH31 3 2
231
44,8 L (nas CNTP)67,2 L (nas CNTP)22,4 L (nas CNTP)
12 x 1023 Moléculas18 x 1023 Moléculas6 x 1023 Moléculas
34 gramas6 gramas28 gramas
2 mols de NH33 mols de H21 mol de N2
Os coeficientes estequiométricos são como indicadores da proporção entre a quantidade em mols
dos participantes de uma reação:
3) Utilizar uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema.
1) Escrever a equação química mencionada no problema
2) Balancear ou acertar os coeficientes estequiométricos da equação.
1 mol MASSA 6.1023 moléculas 22,4 L (CNTP)
Não esquecer...
3.1. Identificar os envolvidos
3.2 Identificar as relações numéricas
3.3 Montar regra de três simples
1ª linha: valores padrões da equação química
2ª linha: dados apresentados no enunciado
Relação mol - mol
As reações de neutralização ácido-base são muito importantes na Química.
Qual é a quantidade em mols de NaOH necessária à completa neutralização
de 5 mol de H2SO4?
1º) Escrever a equação:
H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
1 mol MASSA 6.1023 moléculas 22,4 L (CNTP)
Relação mol - mol
Calcule a quantidade de matéria de zinco (Zn) necessária para reagir com
109,5 mol de ácido clorídrico (HCl), formando cloreto de zinco (ZnCl2) e gás
hidrogênio (H2).
Zn + HCl → ZnCl2 + H2
1 mol MASSA 6.1023 moléculas 22,4 L (CNTP)
Relação massa - massa
Qual a massa de água (H2O) em gramas, produzida a partir de 8 g de gás
hidrogênio (H2) reagindo em quantidade suficiente com gás oxigênio (O2)?
1º) Escrever a equação:
H2(g) + O2(g) → H2O(g)
2º) Equilibrar a equação:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
3º) Escrever a regra de três:
2 mol H2(g) - 2 mol H2O(g)
4 g - 36 g
8 g - m
m = 72 g de água
Relação massa - moléculas
Na reação de síntese da água (H2O), quantas moléculas de água são
produzidas a partir de 16 g do gás oxigênio (O2)?
1º) Escrever a equação:
H2(g) + O2(g) → H2O(g)
2º) Equilibrar a equação:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
3º) Converter as unidades:
1 mol O2(g) - 2 mol H2O(g)
16 g - x
x = 6 . 1023 moléculas de água
32 g O2(g) - 12 . 10
23 moléculas
Relação massa - volume
Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g de H2 que reage com
N2 suficiente?
1º) Escrever a equação:
H2(g) + N2(g) → NH3(g)
2º) Equilibrar a equação:
3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g)
3º) Converter as unidades:
3 mols H2(g) - 2 mols NH3(g)
12 g - V
V = 89,6 L de amônia
6 g H2(g) - 44,8 L
Relação mol - volume
Quantos mols de CO2 são produzidos a partir de 11,2 L de CO nas CNTP?
1º) Escrever a equação:
CO(g) + O2(g) → CO2(g)
2º) Equilibrar a equação:
3º) Converter as unidades:
2 mols CO(g) - 2 mols CO2(g)
11,2 L - n
n= 0,5 mols de CO2
44,8 L - 2 mols
2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)
Reagente limitante e reagente em excesso
Denomina-se reagente limitante o reagente consumido
totalmente em uma reação química. Após o consumo do reagente
limitante não se pode formar mais produto na reação, ou seja, a
reação termina.
Denomina-se reagente em excesso o reagente presente numa
quantidade superior à necessária para reagir com a quantidade presente
do reagente limitante.
1 mol - 1 mol 
98 g - 74 g
m = 9,8 g
mexcesso = madicionados – mconsumida
10 g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que
um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação, restarão:
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O
a) 0,02g de H2SO4
b) 0,20g de H2SO4
c) 0,26g de Ca(OH)2
d) 2,00g de H2SO4
e) 2,00g de Ca(OH)2.
m g - 7,4 g
mexcesso = 10 – 9,8 
mexcesso = 0,2 g de H2SO4
O ácido está em excesso
Reagente limitante e reagente em excesso
VAMOS PRATICAR
Calcule quantos mols de HCl(g) serão produzidos na reação de 2 mol de H2(g) com 3 mol de
Cl2(g).
Reagentes que contêm “impurezas”
Quando dizemos que uma amostracontém “impurezas”, isso não
significa necessariamente que ela contém sujeiras ou substâncias
tóxicas (embora isso possa muitas vezes acontecer). Significa que a
amostra contém, além de uma determinada substância de interesse,
outras que não são úteis no contexto em que se está trabalhando.
É muito frequente expressar-se o grau de pureza de
uma amostra em porcentagem em massa, que é a
porcentagem da massa da amostra que se deve à
substância de interesse.
Grau de pureza
CaCO3(s) → CaO + CO2(g)
1 mol - 1 mol 
100 g - 56 g
m = 56 ton
56 ton - 100 %
X - 90 %
X = 50,4 ton
A decomposição térmica do CaCO3, se dá de acordo com a equação. Quantas toneladas de
óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas de carbonato
de cálcio com 90% de pureza? (Ca = 40; O = 16; C = 12)
a) 40,0 t.
b) 56,0 t.
c) 62,2 t.
d) 50,4 t.
e) 90,0 t.
100 ton - m
VAMOS PRATICAR
Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de 1000 t de minério hematita contendo
80% de Fe2O3.
Fe2O3 (s) + CO(g) → Fe(s) + CO2 (g)
VAMOS PRATICAR
Calcário, que é carbonato de cálcio impuro, é empregado para a obtenção de cal viva, importante
produto industrial. Uma amostra de 25 g de calcário foi submetida à decomposição por
aquecimento e verificou-se a produção de 5,0 L de gás carbônico, volume que foi medido a 30 °C
e 1 atm. (O volume molar de gás a 30 °C e 1 atm é 25 L.)
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (s)
a) Qual é a massa de CaCO3 presente na amostra de calcário?
b) Determine o grau de pureza da amostra (isto é, a porcentagem de CaCO3 nessa amostra).
20 g
80%
Rendimento
Normalmente, em laboratórios e indústrias, a quantidade de
produtos formados é menor do que as previstas em teoria pela
estequiometria. Isso acontece por três motivos principais:
1. Pela presença de impurezas nos reagentes;
2. Pelo fato de muitas reações serem reversíveis, ou seja, os
produtos reagem entre si, produzindo os reagentes
originais;
3. Pela possibilidade de reações paralelas que fornecem
produtos diferentes dos desejados.
Além disso, a ocorrência da reação depende de determinadas
condições, como a temperatura, que podem variar durante o
processo. Existem, ainda, dificuldades operacionais que
acarretam perda de produtos.
Rendimento
Calcular as massas dos reagentes necessários à síntese de 8,5 g de amônia, levando em
conta o rendimento de 60%.
Assim, para produzir diariamente 8,5 t de amônia, com rendimento de 60%, a indústria gastará, também 
diariamente, 12 t de gás nitrogênio e 2,5 t de gás hidrogênio.
Rendimento
RT corresponde à massa teoricamente prevista
RR à massa realmente produzida.𝑅% =
𝑅𝑅
𝑅𝑇
⋅ 100
Rendimento Teórico (RT) de uma reação, é a quantidade de um produto que seria obtida a 
partir de uma quantidade de reagente se a reação fosse única e ocorresse completamente.
A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual
foi o rendimento da reação ? (C = 12; O = 16)
C(s) + O2(g) → CO2(g)
1 mol - 1 mol 
12 g - 44 g
36 g - m
m = 132 g
132 g - 100 %
118,8 g - R %
R = 90 %
𝑅 =
118
132
⋅ 100
VAMOS PRATICAR
Na produção de sabão, uma amostra de 100 g de hidróxido de sódio reage com a
estearina (Est), conforme a equação a seguir:
(C17H35COO)3 C3H5(s) + NaOH(aq) → C17H35COONa(s) + C3H5(OH)3(ℓ)
Est EstNa
Considerando que, a partir de 100 g de hidróxido de sódio (NaOH), foram obtidos
512 g de estearato de sódio (principal componente do sabão – EstNa), qual é o
rendimento real do processo?
≅ 67%