Leis Ponderais e Estequiometria

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As principais leis ponderais são:
Lei da conservação das massas
ou Lei de Lavoisier 
Lei das proporções constantes
Ou Lei de Proust 
Lei das proporções múltiplas
Ou Lei de Dalton 
Química Geral - Estequiometria
C + O2 ® CO2
+
12g C + 32g O2 ® 44g CO2
vPartículas iniciais e finais são as mesmas ® massa iguais.
Lei da conservação das massas (Lei de Lavoisier):
“Numa reação química que ocorre num sistema fechado, a massa total antes da
reação é igual à massa total após a reação”.
Química Geral - Estequiometria
Lei das proporções constantes (Lei de Proust):
“Uma dada substância contem seus elementos constituintes na mesma proporção
em massa”.
C + O2 ® CO2
+
2C + 2O2 ® 2CO2
+
v Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.
Química Geral - Estequiometria 55
Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton):
“Quando elementos químicos se combinam, fazem-no numa razão de
pequenos números inteiros”.
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a 
massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá 
variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos 
hidrogênio oxigênio água+1ª experiência: 
4 g 32 g 36 g 
4 g 64 g 68 g 
hidrogênio oxigênio água oxigenada+2ª experiência:
=
32 g 
64 g 
32 g 
64 g : 32
= 1
2
A proporção é de 1 : 2
: 32
Química Geral - Estequiometria
Fórmulas químicas
Elas representam os átomos 
constituintes das substâncias 
através de seus símbolos e suas 
respectivas quantidades
H2SO4
hidrogênio
enxofre
oxigênio
Índice – quantidade de 
átomos do elemento 
químico
Química Geral - Estequiometria
Estequiometria
ESTEQUIOMETRIA
FÓRMULAS QUÍMICAS
EQUAÇÕES QUÍMICAS
SUBSTÂNCIAS
REAÇÕES QUÍMICAS
• Proporção entre os átomos nas fórmulas
• Mol 
• Massa molar
• Proporção molar entre as substâncias
• Reagente limitante 
• Rendimentos teórico, real e percentual
Química Geral - Estequiometria
Fórmulas químicas
N2 - gás nitrogênio
O2 – gás oxigênio
Fe – ferro metálico
Al – alumínio metálico
H2O - água
HCl – ácido clorídrico
H2SO4 – ácido sulfúrico
H3PO4 - ácido fosfórico
Química Geral - Estequiometria
Massa molecular
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
MM de (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u
} indica a menor proporção, em números
inteiros de mol, dos átomos dos elementos
que constituem uma substância.
} Por exemplo, a fórmula molecular do
peróxido de hidrogênio, cuja solução aquosa
é mais conhecida como água oxigenada, é
H2O2 e sua fórmula mínima é HO. Ou seja, a
proporção mínima entre seus elementos é de
1 : 1. No caso do tetróxido de dinitrogênio,
cuja fórmula molecular é N2O4, a fórmula
mínima será NO2.
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
} Por exemplo, a glicose (C6H12O6) e o ácido acético 
(C2H4O2) apresentam seus elementos constituintes 
na mesma proporção mínima (1 : 2 : 1). Assim, a 
fórmula mínima de ambos é CH2O.
Química Geral - Estequiometria
} Podemos determinar a fórmula empírica de
duas formas, a partir da Fórmula Percentual ou
por meio dos dados experimentais.
Química Geral - Estequiometria
https://www.preparaenem.com/quimica/formula-percentual.htm
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Mol
• medida conveniente de quantidades químicas.
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.
Química Geral - Estequiometria
Massa molar
Massa molecular = MM (H2SO4) = 98,1 u
Para 1 mol de H2SO4 = 98,1 g
Massa de 1 mol de átomos ou substâncias
Massa atômica = MA (Fe) = 55,85 u
Para 1 mol de Fe(s) = 55,85 g
Química Geral - Estequiometria
Massa molar
Química Geral - Estequiometria
Massa molar
Química Geral - Estequiometria
Massa molar
Química Geral - Estequiometria
Exemplos
Quantos mol de S (enxofre) estão contidos em 23,5g de uma amostra
de S?
Exercícios Práticos 
1) Quantos mols de Al (alumínio) estão contidos em uma folha de 
alumínio de 3,47g usada para embrulhar um sanduíche?
2) Sua balança de laboratório pode pesar amostras com uma precisão
de três casas decimais. Se a incerteza pesada é de +/- 0,002g qual
é a incerteza no n. de mols se a amostra a ser pesada for de Si 
(silício puro).
Química Geral - Estequiometria
Mol
Química Geral - Estequiometria
Mol
Para 1 mol de H2SO4
6,022x1023
moléculas 
= 98,1 g
Química Geral - Estequiometria
Composição percentual
100
amostra da totalmassa
elemento do massa
 elemento do ponderal % ´=
Química Geral - Estequiometria
Reações químicas
Envolvem substâncias que reagem entre si, 
quebrando ligações químicas, formando novas 
ligações em novas substâncias. São representadas 
por equações químicas
2 H2 + O2 → 2 H2O
Química Geral - Estequiometria
Equações químicas
Descrevem as reações químicas
qualitativamente e 
quantitativamente.
São formadas por duas partes
2H2 + O2 ® 2H2O
reagentes produtos
Química Geral - Estequiometria
Equações químicas
• A equação química para a formação da água pode ser 
visualizada como duas moléculas de hidrogênio reagindo 
com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas 
de água:
2H2 + O2 ® 2H2O
Química Geral - Estequiometria
2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2
2K + 2H2O ® 2KOH + H2
• Coeficientes estequiométricos: são os números na
frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção
em mols de reagentes e produtos.
Equações químicas
Química Geral - Estequiometria
Equações químicas
• Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier)
16 g 64g 44g 36g
80g 80g
Química Geral - Estequiometria
Equações químicas
Reação C3H8 + 5O2 ® 3CO2 + 4H2O
Proporção em mols 1 mol 5 mols 3 mols 4 mols 
Proporção em massa 44g 160g 132g 72g
Massa total 204 g de reagentes 204 g de produtos
Proporção em moléculas 6, 022 x1023 3, 011 x1024 1, 806 x1024 2, 408 x1024
Química Geral - Estequiometria
Equações químicas
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que
reagem para formar produtos.
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de
reagente necessária para se chegar à proporção da
quantidade de matéria do produto.
• Essas proporções são denominadas proporções
estequiométricas.
• As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório
devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.
Química Geral - Estequiometria
Equações balanceadas
A quantidade de cada átomo deve ser igual
antes e depois da reação
Química Geral - Estequiometria
Equações balanceadas
Procedimento para balancear equações
Método por tentativa ou direto:
1-Escolher o elemento que apareça apenas uma vez no primeiro e
segundo membro da equação (reagente e produto).
2-Dentre aqueles que atendam ao quesito 1, optar pelo que tenha
índices maiores.
3-Escolhido o elemento, transpor os seus índices, usando-os como
coeficientes.
4-Com a inversão, observar os elementos que já estão
balanceados, utilizando-os para balancear o restante.
FÓRMULA MOLECULAR
É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a
substância e o número de átomos de cada elemento na molécula
C6H12O6
GLICOSE
Indica que: 
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio 
Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono, 12
átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio
FÓRMULA MÍNIMA
É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a
substância e a proporção em número de átomos desses elementos,
expressa em números inteiros e os menores possíveis
C6H12O6GLICOSE
Indica que: 
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio 
Em uma molécula de glicose existe uma proporção de 1 átomo de
carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio.
fórmula molecularCH2OGLICOSE fórmula mínima
FÓRMULA MÍNIMA
Indica que: 
Química Geral - Estequiometria
Reagente limitante
Se os reagentes não estão presentes
em quantidades estequiométricas, ao
final da reação alguns reagentes ainda
estarão presentes (em excesso).
Reagente limitante: um reagente
que é totalmente consumido
Química Geral - Estequiometria
Reagente limitante
2H2 + O2 ® 2H2O
Química Geral - Estequiometria
Rendimento de reação
Rendimento teórico
É a quantidade de produto prevista a partir da
estequiometria, considerando o reagente limitante.
Rendimento percentual
O rendimento percentual relaciona o rendimento
real (a quantidade de material recuperada no 
laboratório) ao rendimento teórico:
Química Geral - Estequiometria
Rendimento de reação: é definido pela razão entre a quantidade de produto
realmente obtido e a quantidade teoricamente prevista pela estequiometria
da reação. Geralmente é dado em percentagem. Principais razões para que o
rendimento de uma reação seja inferior a 100%:
• Perdas operacionais
• Presença de impurezas
• Ocorrência de reações paralelas
• Reagente limitante
• Possibilidade da reação não ser completa
Rendimento de uma reação: 100% ?
Química Geral - Estequiometria
Química Geral - Estequiometria
Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com
320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão.
Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se
houver?
1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46 g 96g 88g
138g 320g
o oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente limitante.
• gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante:
46g de C2H6O ------------88g de CO2
138g de C2H6O ------------x
x = 264 g de CO2
Química Geral - Estequiometria
• oxigênio em excesso é determinada de forma análoga:
46g de C2H6O ------------ 96 O2
138g de C2H6O ------------x
x = 288 g de O2
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir
e a que efetivamente reagiu:
320g - 288g= 32 g
Química Geral - Estequiometria
Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás 
oxigênio (O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real 
dessa reação. (Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O 
= 18 g/mol).
2 H2 + 1 O2 → 2 H2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2 . 2g 1 . 32g 2 . 18 g
4 g 32 g 36 g
1º Passo: Balanceamento
Química Geral - Estequiometria
Para o H2: Para o O2:
4 g de H2 ------ 36 g de H2O 32 g de O2 ------ 36 g de H2O
2 g de H2 ------ x 16 g de H2 ------ x
x = 2 g . 36 g = 18 g de água x = 16 g . 36 g = 18 g de água
4 g 32 g
2º Passo: Calculo de rendimento teórico 
Como deu a mesma quantidade de água produzida para os dois, eles reagem
proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante.
Química Geral - Estequiometria
Agora, basta relacionar o rendimento teórico (18 g de água) com o
rendimento real obtido na reação, que foi dado no enunciado (14g de
água):
Rendimento teórico --------- 100%
Rendimento real --------- x
x = Rendimento real . 100%
Rendimento teórico
18 g de água ----------- 100%
14,4 g de água -------- x
x = 14,4 g . 100%
18g
x = 80%
O rendimento dessa reação foi igual a 80%.
Química Geral - Estequiometria
Numa reação de produção da amônia (NH3), reagiram-se 360 g de gás
hidrogênio (H2) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2),
gerando um rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida?
(Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol; NH3 = 17 g/mol).
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1 . 28 g 3 . 2 g 2 . 17 g
28 g 6 g 34 g
1º Passo:
Química Geral - Estequiometria
Visto que o enunciado disse que se usou “uma quantidade suficiente de
gás nitrogênio (N2)”, já sabemos que não há reagente em excesso.
Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada
na reação foi dada no exercício:
6 g de H2 ------ 34 g de NH3
360 g de H2 ------ x 
x = 360 g . 34 g = 2040 g de NH3
6 g
2º Passo:
Química Geral - Estequiometria
Rendimento teórico --------- 100%
x --------- Rendimento porcentual
2040 g de NH3 ----------- 100%
x g de NH3 ----------- 20%
x = 2040 g . 20%
100%
x = 408 g de NH3
3º Passo:
A reação de 360g de gás hidrogênio com um rendimento de 20%
fornece 408 g de gás amônia.
N2 + 3H2 ® 2NH3
RELAÇÕES MOLARES
Mol 1 mol 3 mols ® 2 mols
Moléculas 6 . 1023 18 . 1023 12 . 1023
28 g 6 g 34 gMassa
®
®
Volume
(CNTP) 22,4 L 67,2 L 44,8 L®
Ex.: Qual a massa de água em gramas, produzida a partir
de 8 g de gás hidrogênio reagindo em quantidade
suficiente com gás oxigênio?
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
Ex.: Na reação de síntese da água, quantas moléculas de
água são produzidas a partir de 16 g do gás oxigênio?
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 . 1023 moléculas
Ex.: 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
Ex.: Quantos Moles 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)
EX.: 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)
a) 50%.
b) 60%.
c) 70%.
d) 80%.
e) 90%.
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 - P %
P = 90 %
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
EX.: 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
1 mol - 1 mol 
98 g - 74 g
m = 9,8 g
mexcesso = madicionados – mconsumida
EX.: 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
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