Aula sobre estequiometria

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Estequiometria: cálculos com 
fórmulas e equações químicas
Universidade Federal de Santa Catarina – Campus de Curitibanos
Cursos: Agronomia e Engenharia Florestal
Objetivos
Entender as relações entre massas, quantidade de matéria e 
número de moléculas entre as substâncias participantes de uma 
reação química.
• Balanceamento de equações químicas.
• Número de átomos ou de moléculas presentes em um mol.
• Massa (em gramas) de um mol de átomos ou de moléculas.
• Entender proporções necessárias de reagentes para formar 
determinadas quantidades de produtos.
• Prever quantidade (em mol ou em gramas) de produto formado.
Você sabe o que é uma molécula?
Uma gota de água é constituída por 
milhares de moléculas de água. Há 
602 200 000 000 000 000 000 000 
moléculas em apenas 18 g de água. 
• O que diferencia um átomo de outro?
• O que diferencia uma molécula de outra?
• O que diferencia uma substância de outra?
Moléculas e átomos
Quantas moléculas tem em 18g de água?
Quantos átomos de H tem em 18g de água?
Quantos átomos de oxigênio tem em 18g de água? 
H2O ≠ H2O2
Índices inferiores jamais devem ser alterados ao balancear uma equação
Colocar um coeficiente na frente de uma fórmula química muda 
apenas a quantidade e não a identidade das substâncias
H2 + O2 → → H2O2
2H2 + O2 → → 2H2O
• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das 
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos.
Equações químicas
• Lavoisier (1789): a massa é conservada em
uma reação química.
• Equações químicas: descrições de reações
químicas.
• Duas partes de uma equação: reagentes e 
produtos:
2H2 + O2 → 2H2O
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
Equações químicas
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em nenhuma
reação química.
1C
4H
4O 1C
2O
4H
2O
Equações químicas
Substâncias existem sob a forma de moléculas.
Numa reação química, em condições favoráveis, os átomos das moléculas das 
reagentes se recombinam formando moléculas dos produtos.

SO
O
O
SO3SO3
O
O
S
O
O
S
O
O
SO2 SO2
O2
Observa-se que o número de moléculas formadas é diferente do número inicial de 
moléculas. Mas o número de átomos é conservado
S
S
O
O
O
O
O
O
Estado intermediário hipotético
Substâncias existem sob a forma de moléculas.

SO
O
O
SO3SO3
O
O
S
O
O
S
O
O
SO2 SO2
O2
Observa-se que o número de moléculas formadas é diferente do número inicial de 
moléculas. Mas o número de átomos é conservado (massa)
S
S
O
O
O
O
O
O
Estado intermediário hipotético
Logo, em reações químicas:
(a) há conservação de massa
(b) não há conservação de mol (moléculas)

Se o número de moléculas de um dos reagentes for superior ao necessário para 
a reação, sobrarão moléculas deste reagente (não encontrarão "parceiras" para 
combinar). 
SO
O
O
SO3 SO3
O
O
S
O
O
S
O
O
SO2SO2
O2
O
O
O2
O
O
O2
Neste caso, este reagente é chamado de reagente em excesso. O outro, é o 
reagente limitante.
Quando não houver reagente em excesso também não haverá reagente limitante.
Em excessoLimitante
Estequiometria
É o estudo da proporção com que as substâncias reagem
Esta proporção é representada pelos coeficientes estequiométricos das 
substâncias na equação química que representa a reação.
 S
S
O
O
O
O
O
O
SO
O
O
SO3SO3
O
O
S
O
O
S
O
O
SO2 SO2
O2
No exemplo:
 2 SO2 + 1O2 → 2 SO3
Em geral: 
Equação Química
1 A1 + 2 A2 → 3 A3 + 4 A4
1) Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
2) SO2 + NaOH → Na2SO3 + H2O
3) BaO4 + HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O2 + O2
4) C8H18 + O2 → CO2+ H2O
5) C4H10O + O2 → CO2 + H2O
6) Al + Cl2 → AlCl3
7) N2H4 + N2O4 → N2 + H2O
8) CaO + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O 
Balanceamento de equações químicas
Moléculas e átomos
Quantas moléculas tem em 18g de água?
Quantos átomos de H tem em 18g de água?
Quantos átomos de oxigênio tem em 18g de água? 
O mol
Tanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as reações 
envolvem um grande número de moléculas. 
Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de algo = 6,0221421  1023 daquele algo.
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. 
1 mol de moléculas de H2O
= 6,02 x 1023 moléculas de H2O
1 mol de moléculas de H2O 
=2 mols de átomos de H 
=2 x (6,02 x 1023) átomos de H
O mol
Assim, ao invés de se dizer que para produzir 12x 1023 moléculas de 
SO3 são necessárias 12 x 1023 moléculas de SO2 e 6 x 1023 moléculas 
de O2.
Basta dizer que para produzir 2 mol de SO3 são necessários 
2 mol de SO2 e 1 mol de O2.
2 SO2 + O2 → 2 SO3
Pode-se pensar no gmol como um “pacote” contendo 
6 x 1023 moléculas
6x1023moléculas
1 mol
2 SO2 + O2 → 2 SO3
É como se as moléculas dos reagentes se apresentassem para reagir 
acomodadas dentro de “pacotes” de 6x1023 moléculas
e que as moléculas dos produtos, após a reação, se acomodassem dentro de 
pacotes também com 6x1023 moléculas

SO2 O2
2 mol 1 mol
12 x 1023
moléculas
6 x 1023
moléculas
SO3
2 mol
12 x 1023
moléculas
2 SO2 + O2 → 2 SO3
Analisando a reação do ponto de vista de mol
Observa-se que o número de mol não se conserva na reação.

2 mol 1 mol 2 mol
Analisando a reação do ponto de vista de massa
Observa-se que massa é conservada na reação.
SO2: 64 g/mol
128 g
O2: 32 g/mol
32 g

2 mol 1 mol 2 mol
SO3: 160 g/mol
160 g
1) Sem usar a calculadora, coloque as seguintes amostras em ordem 
crescente de números de átomos de carbono: 12 g 12C, 1 mol de C2H2, 9 x 
1023 moléculas de CO2
2) Sem usar a calculadora, coloque as seguintes amostras em ordem 
crescente de números de átomos de oxigênio: 1 mol de H2O, 1 mol de 
CO2 , 3 x 1023 moléculas de O3
3) Calcule o número de átomos de H em 0,350 mol de C6H12O6. 
O mol
Conversões entre massas, mols e número de partículas
• Massa molar de uma molécula: 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.
• A massa molecular (MM): 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
MM (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u
Massa molecular
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades
g/mol, g.mol-1).
1 átomo de 12C tem massa de 12 u → 1 mol de 12C tem massa de 12 g
1 átomo de Cl tem massa de 35,5 u → 1 mol de Cl tem massa de 35,5 g
1 moléc. de H2O tem massa de 18 u → 1 mol de moléc. de H2O tem massa de 18 g
• O mesmo pode ser feito para moléculas e para a unidade representativa 
de compostos iônicos: 
1 unidade de NaCl tem massa de 58,5 u → 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 g
Massa molar (Mm)
Qual é a massa em gramas de 1,000 mol de glicose C6H12O6?
Calcule a massa molar de Ca(NO3)2?
Massa molar (Mm)
Calcule a quantidade de matéria (número de mols) em 5,380 g de
glicose, C6H12O6
Calcule a massa, em gramas, de 0,433 mol de nitrato de cálcio
Quantas moléculas de glicose existem em 5,23 g de C6H12O6
Massa molar (Mm)
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	Slide 3: Você sabe o que é uma molécula?
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	Slide 6: Equações químicas
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