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Estequiometria

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Universidade Federal da Grande Dourados
Faculdade de Ciências Exatas e Tecnologia
ESTEQUIOMETRIA
Daiane Roman
Dourados, outubro de 2021.
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO
2. MOLÉCULAS E FÓRMULAS QUÍMICAS
3. FÓRMULAS MOLECULARES E MÍNIMAS
4. MOL – NÚMERO DE AVOGADRO
5. MOLS DE ÁTOMOS, MOLÉCULAS
6. DETERMINAÇÃO DA ANÁLISE ELEMENTAR A PARTIR DE FÓRMULAS
7. DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MÍNIMA A PARTIR DE UMA ANÁLISE
ELEMENTAR
8. EQUAÇÕES QUÍMICAS
8.1. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS POR TENTATIVA
9. REAGENTE LIMITANTE
A palavra estequiometria deriva do grego "STOICHEON", que
significa "a medida dos elementos químicos", ou seja, as
quantidades envolvidas de cada substância em uma reação
química.
Stoicheon: elemento
Metria : medida
✓ Medir a quantidade de um reagente;
✓ Estimar a quantidade de um produto.
Estequiometria
3
❖ Cálculos químicos extremamente importantes tanto em
escala de laboratório quanto industrial.
Por que a Estequiometria é importante?
❖ Síntese de Haber-Bosch (catalisada com Fe)
4
Como os átomos são constituídos?
Átomos e Tabela Periódica
Os elementos químicos foram alocados na Tabela
Periódica conforme o seu número de prótons (número
atômico: Z)!
5
CADA ÁTOMO APRESENTA UM SÍMBOLO QUÍMICO!
TABELA PERIÓDICA
6
Moléculas são formadas pela união de dois ou mais átomos 
ligados entre si.
• Cada molécula tem uma fórmula química.
• Temos pelo menos 2 subdivisões de moléculas.
Moléculas e Compostos Moleculares
7
TIPOS DE MOLÉCULAS:
1. MOLÉCULAS CONSTITUÍDAS POR UM ÚNICO
ELEMENTO QUÍMICO: monoatômicas, diatômicas e
triatômicas.
Moléculas e Compostos Moleculares
8
2. COMPOSTOS MOLECULARES: constituídos por
moléculas que contém mais de um elemento químico.
Fórmulas moleculares e mínimas
• A fórmula química indica
– quais átomos são encontrados na molécula e
– em qual proporção eles são encontrados.
Moléculas e Compostos Moleculares
9
Fórmula Molecular: C6H12O6
Fórmula Mínima ou Empírica
Proporção entre os átomos: 6:12:6
Proporção entre os átomos: 1:2:1
Fórmula Mínima: CH2O
10
A fórmula estrutural de uma substância não dá somente o
número de cada tipo de átomo na molécula, mas também
mostra como eles estão ligados entre si no interior da
molécula.
Fórmula Estrutural
11
❑ Uma importante propriedade de um átomo é a sua massa.
Expressa em gramas, a massa de um átomo de oxigênio é
2,7 x 10-23 g.
Massa Atômica e outros Tipos de Massa
INDICAR A MASSA DE UM ÁTOMO EM GRAMAS 
É COMO EXPRESSAR A MASSA DE UMA PULGA 
EM TONELADAS!!!
12
❑ Este número é extremamente pequeno e 1 grama é uma
massa muito grande em comparação com a massa de um
átomo de oxigênio. Quando indicamos massas de átomos é
conveniente usarmos uma unidade de massa que seja muito
menor do que um grama, na qual a massa atômica poderá
ser indicada com valores que vão de um a várias centenas.
➢ A massa de um átomo é conhecida como massa atômica é
normalmente expressa pelo uso de uma unidade extremamente
pequena chamada de unidade de massa atômica, abreviada u.
As Massas Atômicas
13
➢ As massas atômicas dos átomos são arredondadas para o
número inteiro mais próximo.
➢ A massa molecular é a soma das massas de seus átomos
componentes e é chamada massa molecular. Por exemplo,
sendo que a massa atômica do carbono é 12,0 u e a do
hidrogênio é 1,0 u, então a massa molecular do etileno,
fórmula molecular C2H4, é 2 x (12,0u) + 4 x (1,0u) igual 28,0 u.
As Massas Moleculares
14
Massa molecular
• A massa molecular: é a soma de MA para os átomos na fórmula:
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)
= 98,1 u
• A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular.
MM de C6H12O6 = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u
Massa molecular
16
Calcule a massa molecular:
a) O3
b) NaCl
c) NaNO3
d) Al(NO3)3
e) CaSO3
Massa molecular
17
Calcule a massa molecular:
a) O3 MM: 48 u
b) NaCl MM: 58,44 u
c) NaNO3 MM: 85 u
d) Al(NO3)3 MM: 213 u
e) CaSO3 MM: 120,17 u
Massa molecular
o Um átomo é tão pequeno que, para que uma amostra de
matéria possa ser vista e manipulada, esta precisa consistir
em um enorme número de átomos.
O Mol e o número de Avogadro
18
o Por essa razão, é conveniente especificar um número total de
átomos em uma amostra, não como átomos individuais, mas,
preferencialmente, em termos de “pacotes” consistindo em um
certo número de átomos, do mesmo modo que indicamos o
número de ovos em uma cartela por dúzia.
o A “dúzia química” é, entretanto, um número grande.
Mol: Unidade de Base do Sistema Internacional de
Unidades (SI)
Mol e o número de Avogadro
NECESSIDADE DE UMA UNIDADE DE 
MEDIDA COM MAIOR NÚMERO DE 
ÁTOMOS!
19
O mol e o número de Avogadro
20
✓ Número de Avogadro: Experimento onde ele
determinou que em 1 mol de qualquer substância
química existem 6,022 x 1023 átomos!
✓ O que muda é a massa e o volume ocupado pelas
diferentes espécies que existem!
Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de algo = 6,022  1023 daquele algo.
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. 
Massa molar
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância 
(unidades g/mol, g.mol-1).
• A massa de 1 mol de 12C = 12 g.
O mol
O mol
22
Massa molecular (ou peso molecular) é a soma das
massas atômicas em uma molécula.
SO2
1S 32.07 u
2O + 2 x 16.00 u 
SO2 64.07 u
Para qualquer molécula
Massa molecular (u) = massa molar (gramas)
1 molécula SO2 = 64.07 u
1 mol SO2 = 64.07 g SO2 3.3
Esta fotografia mostra:
1 mol de sólido (NaCl),
1 mol de líquido (H2O);
1 mol de gás (O2).
O mol
24
One Mole of:
C S
Cu Fe
Hg
3.2
Conversões entre massas, mols 
e número de partículas
• Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:
massa molar de N2 = 2  (a massa molar de N).
• As massas molares para os elementos são encontradas na tabela 
periódica.
• As massas moleculares são numericamente iguais às massas 
molares.
O mol
01- Uma amostra de nitrogênio gasoso (N2) contém 4,63x10
22
átomos de nitrogênio. Quantos mols de átomos de nitrogênio
apresenta?
Mols de Átomos
COMO CALCULAR O NÚMERO DE MOLS DE ÁTOMOS 
EMPREGANDO O NÚMERO DE AVOGADRO?
27
Mols de Moléculas
COMO CALCULAR A MASSA DE 1 MOL DE 
MOLÉCULAS A PARTIR DAS MASSAS ATÔMICAS?
02- QUAL É O VALOR DE MASSA, EM GRAMAS, 
CORRESPONDENTE A 1 MOL DE H2O?
1 mol 18 g
TAMBÉM CHAMADA DE MASSA MOLAR OU 
MASSA MOLECULAR!
28
03- Para ilustrar como podemos converter massas e números de
partículas, vamos calcular o número de átomos de cobre em
uma moeda de cobre de um centavo norte-americano. Essa
moeda pesa aproximadamente 3g e consideremos que ela seja
100 % de cobre: (Dado: 1 mol de Cu = 63,5 g)
Exercícios
29
Número de 
Átomos
04- Quantos mols de átomos de sódio estão presentes em
3,05 gramas de sódio? (Massa atômica: Na = 23).
Exercícios
30
05- Qual é a massa de 1,5 mol de dióxido de enxofre (SO2)?
(Massas atômicas: S = 32; O = 16)
Exercícios
31
06- 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?
Exercícios
32
06- 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?
Exercícios
33
34
07- Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre 
tendo uma massa de 10,0 g? (Massa atômica: S =32,1.)
Exercícios
Número de 
Átomos
35
07- Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre 
tendo uma massa de 10,0 g? (Massa atômica: S =32,1.)
Exercícios
08- Qual é a massa de 8,46 x 1024 átomos de flúor? (Massa 
atômica: F = 19,0.)
Exercícios
Número de 
Átomos
08- Qual é a massa de 8,46 x 1024 átomos de flúor? (Massa 
atômica: F = 19,0.)
Exercício
Cálculo de Massa a partir do número de mols
09- Suponha que estamos preparando umasolução de
permanganato de potássio, KMnO4, para a qual são necessários
0,10 mol do composto (isto é, 0,10 mol KMnO4). Quantos gramas
do composto precisamos pesar?
38
Cálculo de Massa a partir do número de mols
Podemos usar a regra de três ou a seguinte fórmula:
39
m = n·MM
Onde:
m= é a massa,
n= é o número de mols
MM= é a massa molar do composto (soma das massas
atômicas)
Cálculo de Massa a partir do número de mols
09- Suponha que estamos preparando uma solução de
permanganato de potássio, KMnO4, para a qual são necessários
0,10 mol do composto (isto é, 0,10 mol KMnO4). Quantos
gramas do composto precisamos medir?
Resposta:
MM = 39 + 55 + 4x(16) = 158 g mol-1
m = n·MM
m = 0,1 mol x 158 g mol-1
m = 15,8 g
40
Cálculo de Massa a partir do número de mols
Mas se, ao pesarmos a amostra de KMnO4, encontrarmos a
massa de 14,87 g, podemos concluir que a quantidade, m, que
realmente medimos será:
41
n = m/M
n = 14,87 / 158
n = 0,09411
Arredondando, n = 0,0941 mol
Composição percentual em massa
Composição percentual em massa
Composição percentual em massa
10- Há séculos, os aborígenes usam folhas de eucalipto para aliviar
gargantas irritadas e outras dores. O ingrediente ativo primário foi
identificado e recebeu o nome de eucaliptol. A análise de uma amostra
de eucaliptol de massa total 3,16 g mostrou em sua composição 2,46 g
de carbono, 0,373 g de hidrogênio e 0,329 g de oxigênio. Determine as
percentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio no eucaliptol.
44
45
Estequiometria
• Lei da conservação de massa:
1. Lavoisier (1789);
2. nada se cria, nada se perde;
3. quantidade de matéria igual.
• Na química:
1. átomos não são criados, nem destruídos;
2. mesmos átomos antes/após reação;
3. rearranjo atômico.
• Lavoisier: a massa é conservada 
em uma reação química.
• Equações químicas: descrições 
de reações químicas.
• Duas partes de uma equação: 
reagentes e produtos:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
Equações químicas
46
Leis Ponderais
• Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier: 
•
“Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa 
total dos produtos”. 
Veja o exemplo:
A + B → AB
2g 5g 7g
Reagentes Produto
Equações químicas
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser 
perdida em nenhuma reação química.
Equações químicas
48
49
Equações químicas
Conservação da massa.
• A equação química para a formação da água:
2H2 + O2 → 2H2O
Equações químicas
50
51
Equações químicas
52
Equações químicas
53
Equações químicas
54
A estequiometria de uma reação química é de suma importância por informar:
• O reagente limitante;
• A massa e volume;
• A quantidade de reagente que deve ser usado, para que determinada 
quantidade de produto seja obtido; 
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
De acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os 
menores valores inteiros possíveis.
*Para que uma equação encontre-se devidamente balanceada, é necessário: 
que átomos de um mesmo elemento químico estejam presentes em igual 
quantidade tanto nos reagentes quanto nos produtos.
55
Métodos de balanceamento de equações química: 
1. Método das tentativas 
2. Método algébrico 
3. Método da oxi-redução ou Método Redox
TIPOS DE BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES
56
TIPOS DE BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES
1. MÉTODO DAS TENTATIVAS 
Consiste em balancear a equação química por meio de tentativas sucessivas para 
achar os coeficientes estequiométricos que corretamente completam a equação.
Existe uma regra que diz que deve-se conferir átomos usando a seguinte 
seqüência: 
1º: os átomos dos elementos METALICOS 
2º:os átomos dos elementos AMETALICOS 
3º: os átomos de HIDROGÊNIO 
4º: os átomos de OXIGÊNIO.
• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e
produtos.
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
C(s) + O2(g) → CO2(g)
57
Balanceie a equação da queima do butano, C4H10, com o oxigênio
(O2), para formar dióxido de carbono e água.
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
58
? C4H10 + ? O2 ? CO2 + ? H2O
59
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
? C4H10 + ? O2 ? CO2 + ? H2O
60
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
? C4H10 + ? O2 4 CO2 + ? H2O
61
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
C4H10 + ? O2 4 CO2 + 5 H2O
62
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O
C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O (x 2)
A EQUAÇÃO
Equação não balanceada
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
63
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
Equação balanceada
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR MÉTODO 
ALGÉBRICO
64
2. Método algébrico 
- Consiste em atribuir coeficientes algébricos à equação para serem
futuramente determinados por meio da resolução de um sistema.
- É em geral bastante eficaz, mas pode vir a tornar-se bastante trabalhoso
dependendo do número de espécies envolvidas na equação.
Exemplo: NH4NO3 → N2O + H2O
65
Exemplo: NH4NO3 → N2O + H2O
Passo 1: Identificar os coeficientes. 
aNH4NO3 → bN2O + cH2O
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR MÉTODO 
ALGÉBRICO
Para o Nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH4NO3)
Para o Hidrogênio: 4a = 2c
Para o Oxigênio: 3a = b + c
66
Resolver o sistema de equações:
Se 2a = 2b, tem-se que a = b. 
Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c.
Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, 
tem-se:
a = 2, b = 2, c = 4. 
Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros 
possíveis:
a = 1, b = 1, c = 2.
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR MÉTODO 
ALGÉBRICO
67
Substituir os valores obtidos na equação original
1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O 
ou 
NH4NO3 → N2O + 2H2O
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR MÉTODO 
ALGÉBRICO
68
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR MÉTODO 
ALGÉBRICO
3. Método da oxi-redução ou Método Redox
• Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos
envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o
número de elétrons ganhos.
• Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem
balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar
com os coeficientes restantes.
Redução: ganha elétrons
Oxidação: perde elétrons
Agente oxidante
Agente redutor
EXEMPLOS:
a) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
b) Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O
c) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
Balanceamento das equações por oxirredução
69
EXEMPLOS:
a) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
Balanceamento das equações por oxirredução
70
EXEMPLOS:
b) Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O
Balanceamento das equações por oxirredução
71
EXEMPLOS:
b) Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O
Balanceamento das equações por oxirredução
72
EXEMPLOS:
c) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
Balanceamento das equações por oxirredução
73
74
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
g) Fe2O3 + C → CO2 + Fe
h) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O
i) H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
75
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
Respostas:
76
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
Respostas:
77
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
Respostas:
78
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS
Respostas:
08- Quantas moléculas de H2 são consumidas e quantas
moléculas de NH3 são formadas quando 4,20 x 10
21 moléculas
de N2 reagem?
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
79
Isso tudo reage!!!! 
Porém se tiver o excesso de um dos reagentes?
N2 + H2 → NH3
09- 8,96 x 1021 moléculas de H2 reagem com oxigênio para
formar água de acordo com a equação não balanceada:
H2(g) + O2(g) → H2O(g)
Quantas moléculas de O2 reagem e quantas moléculas de 
H2O são formadas?
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
80
Isso tudo reage!!!! 
Porém se tiver o excesso de um dos reagentes?
REAGENTES LIMITANTES
Reagente em excesso e reagente limitante
• As reações nem sempre reagem completamente.
• Reagente limitante: é aquele queé consumido totalmente, dando fim na 
reação química.
• Reagente em excesso: não é totalmente consumido durante a reação, pois 
a quantidade adicionada desse reagente está maior que a proporção 
estequiométrica na reação.
REAGENTES LIMITANTES
Para determinar o reagente limitante e em excesso, podemos seguir as
Seguintes etapas:
1. Considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de produto 
seria formado;
2. Repita o procedimento para o outro reagente;
3. A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante
e indica a quantidade de produto formada.
REAGENTES LIMITANTES
Numa reação de neutralização, 10,00g 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
Dados: M.M.: 98g/mol 74g/mol 136g/mol
Exemplo:
1mol 98 g
X 10 g
x: 0,102 mol
1mol 74 g
X 7,4 g
x: 0,100 mol
Estequiometria= 1:1 
1mol 136 g
0,100 mol x? g
x: 13,6 g
Reagente limitante: Ca(OH)2
Reagente excesso: H2SO4
10- A razão entre o número de mols de moléculas de hidrogênio
e oxigênio na reação abaixo é 2:1 de H2:O2
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Por exemplo, se 2,5 mol de moléculas de H2 e 1,0 mol de
moléculas de O2 estiverem presentes no início da reação, quem
será o reagente limitante e quem será o reagente em excesso?
REAGENTES LIMITANTES
84
11- Se começarmos com 2 mol de moléculas de H2 e 1,5 mol
de moléculas de O2, o H2 seria o reagente limitante e o O2
presente estaria em excesso?
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
REAGENTES LIMITANTES
85
12- O reagente limitante pode ser prontamente identificado por
comparação da razão de mols de moléculas de reagentes realmente
presentes com a razão estequiométrica indicada na equação.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Se 0,468 mol de moléculas de H2 e 0,221 mol de moléculas de O2 são
misturados e reagem, quem é o reagente limitante e quem é o reagente em
excesso?
REAGENTES LIMITANTES
86
REAGENTES LIMITANTES
13-
REAGENTES LIMITANTES
13-
REAGENTES LIMITANTES
13-
REAGENTES LIMITANTES
13-
91
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
92
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
14-
93
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
14-
94
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
14-
95
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
14-
96
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
97
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
15- O óxido de alumínio (Al2O3) é utilizado como antiácido. Sabendo-se que a
reação que ocorre no estômago é: Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O, caso
ingerirmos 50 g deste óxido, quantas gramas de AlCl3 serão produzidas?
(Massa molar: Al = 27 g/mol; O = 16 g/mol e Cl = 35,5 g/mol)
Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
98
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
16- Foram misturados 5 mols de TiCl4(g) com 300g de Mg(s) até reação 
completa. Observou-se que houve excesso de um dos reagentes. 
TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)
a) Qual é o reagente em excesso?
b) De quanto foi esse excesso em mol e gramas?
99
17- Determine a quantidade de enxofre, em gramas, que pode ser obtida
partindo-se de 5 mols de ácido sulfídrico com 2 mols de dióxido de enxofre.
H2S + SO2 → S + H2O
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
100
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
18- Na neutralização entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico pode ocorrer o 
processo: 
NaOH + HCl → NaCl + H2O 
No caso de uma mistura de 5 mol de cada reagente:
a) haverá excesso de reagente?
b) Determine a massa de NaCl produzida?
101
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
19- A reação de fotossíntese pode ser assim equacionada: 
6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2
Determine a massa de glicose obtida a partir de 13,2 g de CO2 e 10,0 g de água. (Dadas as 
massas molares em g/mol: CO2 = 44; H2O = 18; C6H12O6 = 180)
• TIPOS DE MOLÉCULAS (APRESENTAM PROPRIEDADES
DIFERENTES).
• CADA MOLÉCULA APRESENTA UMA FÓRMULA QUÍMICA, A
QUAL ESTÁ ATRELADA A UMA PROPORÇÃO FIXA DE
ÁTOMOS.
• FÓRMULA EMPÍRICA NOS MOSTRA QUAIS ÁTOMOS
FORMAM A MOLÉCULA E QUAL O NÚMERO RELATIVO DE
ÁTOMOS DE DIFERENTES ELEMENTOS EM UM COMPOSTO
Estequiometria
102
• O MOL É UM VALOR QUE VARIA DE UMA MOLÉCULA PARA
OUTRA MAS O NÚMERO DE MOLÉCULAS DE UMA
SUBSTÂNCIA CONTIDA EM 1 MOL SEMPRE SERÁ 6,02 x
1023.
• MOL DE ÁTOMOS E MOLÉCULAS.
• UMA ATRIBUIÇÃO ERRADA NO BALANCEAMENTO DE
EQUAÇÕES RESULTA EM UM ERRO EM TODO CÁLCULO!
Estequiometria
103
• RUSSELL, J. B. Química Geral, 2ª edição, São Paulo: 
Pearson Prentice Hall, 1994.
• CHANG, R. Química Essencial, 4ª edição, São Paulo: 
Mc Graw Hill, 2006.
• BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. 9ª 
edição, São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2004.
Referências
104

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