QGI - AULA 08 - Estequiometria

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Estequiometria
AULA 08
Cálculos estequiométricos, Lei da Conservação de Massa, 
Lei das proporções constantes, Leis Volumétricas, Hipótese de Avogadro.
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
PROFESSOR NELSON ALENCAR
Cálculos Estequiométricos
DERIVADO da palavra grega 
 STOICHEION (elemento)
 METRON (medida)
É o estudo das relações quantitativas (átomos, moléculas,
massa, volume) entre as substancias que participam de
uma reação química.
Lei de Lavoisier 
(Lei da Conservação de Massa)
 “Podemos estabelecer, como axioma incontestável, que em todas 
as operações artificiais e naturais nada se cria; a quantidade de 
matéria que existe antes de uma experiência é igual à quantidade 
que existe depois da experiência.”
 “NUM SISTEMA FECHADO, A MASSA TOTAL DOS REAGENTES É IGUAL 
À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS”
 ESTA LEI DÁ ORIGEM À ESTEQUIOMETRIA.
Lei de Proust
(Lei das Proporções Constantes)
 “Toda Substancia apresenta uma proporção constante em massa,
na sua composição, e a proporção na qual as substancias reagem
e se formam é constante”
 Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das
substancias que participarão de uma reação química.
Lei de Gay-Lussac
(Leis Volumétricas)
 Os volumes de todas as substancias gasosas envolvidas em um
processo químico estão entre si em uma relação de números
inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e
pressão.
 Nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos
produtos. Não existe lei de conservação de volume, como ocorre
com a massa
Lei ou Hipótese de Avogadro
 Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de
pressão e temperatura, contêm o mesmo número de partículas.
Observação
 Para resolver cálculos estequiométricos deve-se:
1. Escrever a equação química da reação.
2. Acertar os coeficientes estequiométricos da equação química.
3. Estabelecer uma regra de três entre a quantidade de substancia 
dada e a quantidade de substancia que se quer determinar.
Ex 1: Relação número de mols com 
número de mols.
 Quantos mols de gás oxigênio (O2) são obtidos, a partir de 4 mols
de peroxido de potássio (K2O2), de acordo com a equação:
Ex 2: Relação massa com massa.
 Qual a massa de gás oxigênio (O2) necessária para a combustão 
completa de 115g de etanol (C2H5OH)? 
Dados: MMEtanol = 46g/mol e MMOxigenio = 32g/mol
Ex 3: Relação Massa com Massa
 Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual a massa em gramas de NH3
obtida quando se reage 18g de H2?
1N2 + 3H2  2NH3
Ex 4: Relação Massa com Massa
 Qual a massa de agua dada em gramas, produzida a partir de 8g
de gás hidrogênio?
2H2 + O2  2H2O
Resolução:
2 x (2 x 1 g)  2 x [(2 x 1 g) + 16g]
4g  36 g
8g  X
X = 72 g
Ex 5: Relação Volume com Volume
 Quantos litros de gás metano (CH4) reagem completamente com
5 litros de gás oxigênio (O2), nas CNTP, a partir da equação de
combustão completa a seguir?
Ex 6: Relação Nº Mols com Massa
 Qual a quantidade de matéria de gás hidrogênio (H2) necessária 
para a formação de 340 g de amônia (NH3)?
Dados: MANitrogênio = 14 mol; MAHidrogênio = 1 mol 
Ex 7: Relação massa com Nº Moléculas
 Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o numero de moléculas de 
NH3 obtida quando se reage totalmente 18g de H2?
1N2 + 3H2  2NH3
Ex 8: Relação Nº mols com Volume
 Calcule, em litros, o volume de trióxido de enxofre (SO3), nas CNTP, 
que se deve formar a partir de 5 mols de gás oxigênio? Dada a 
equação.
Ex 9: Relação Massa com volume
 Dada a equação:
Na decomposição de 20,2 g de Nitrato de Potassio (KNO3), 
recolheu-se o gás oxigênio (O2), nas CNTP. O volume que o gás 
deve ocupar?
Dados: MMNitrato de Potássio = 101 g/mol 
Ex 10: Relação Massa com volume
 Dada a equação:
Na decomposição de 20,2 g de Nitrato de Potassio (KNO3), 
recolheu-se o gás oxigênio (O2), a pressão de 1 atm e temperatura 
de 300 K. O volume que o gás deve ocupar?
Dados: MMNitrato de Potássio = 101 g/mol