Aula 12_Estequiometria

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Estequiometria
QUÍMICA
A Ciência Central
9ª Edição
Química Geral I
Profª Livia Carneiro
 Nas reações químicas há um 
balanço de massa:
 Lavoisier: a massa é 
conservada em uma reação
química: “nada se cria, nada 
se forma, tudo se 
transforma”.
 Equações químicas: 
descrições de reações
químicas.
Estequiometria
 Devido ao princípio da
conservação da matéria, 
uma equação tem que ser 
balanceada.
 Deve haver o mesmo número
de determinado tipo dos dois
lados da equação
Estequiometria
• 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:
2 H2 + O2  2 H2O
Estequiometria
Estequiometria
Estequiometria: nome derivado das palavras gregas: Stoicheion
(‘elemento) e metron (‘medida’)
2 x 2 + 2 x 16 = 2 x 18
36 g = 36 g
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode
ser perdida em nenhuma reação química. 
Estequiometria
Reações de combinação e decomposição
Examinar essas reações e observar os balanceamentos
• As reações de combinação têm menos produtos do que
reagentes:
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
• O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
• As reações de decomposição têm menos reagentes do que
produtos:
2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
(a reação que ocorre em um airbag)
• O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.
Alguns padrões simples de 
reatividade química
Reações de combinação e decomposição
Alguns padrões simples de 
reatividade química
Reações de combinação e decomposição
 O magnésio perde 
elétrons e forma o íon 
magnésio, Mg2+
 O oxigênio ganha 
elétrons e forma o íon 
óxido, O2-.
 O produto da reação é 
o sólido iônico MgO.
 Como quantificar o 
produto da reação?
Alguns padrões simples de 
reatividade química
A química é uma ciência quantitativa –
precisamos de uma “unidade de contagem”
O Mol
Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de algo = 6,0221421 x 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
A massa de um átomo de carbono-12 foi determinada por
espectrometria de massas como 1,99265 x 10-23 g.
Isso significa que o número de átomos em precisamente 12 g de 
carbono-12 é: 
Número de átomos de carbono-12 = 12 g = 6,0221x1023
1,99265 x 10-23 g
1 mol de objetos corresponde a 6,0221 x 1023 objetos .
 12 g de carbono-12 é sua Massa Molar
 Considerando todos os isótopos de carbono-12 sua Massa Molar é: 
12,011 g/mol
O Mol
A massa de um átomo de N é 14 vezes a massa do hidrogênio
Massa de um átomo de H = 1,66 x 10-24 g, portanto...
A massa de um átomo de N = 2,324 x 10-23 g.
1 átomo de N = 2,324 x 10-23 g
1 mol (6,022 x 1023 átomos ) = 14 g de Nitrogênio
O Mol
Massa Molecular Massa Molar
A Massa Molar (em g/mol) de uma substância é sempre 
numericamente igual a sua massa molecular (em u ou u.m.a)
O Mol
Relações Molares
1 mol de átomos dos elementos C, S, Cu, Pb e Hg
1 mol de moléculas de compostos moleculares
Água Etanol Glicose Sacarose
O Mol
Aplicando cálculos estequiométricos simples
Conversões
1) Massa para Mol:
Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50 g deste elemento?
Ni: MM=58,71 g/mol
4,50 g Ni x 1 mol Ni = 0,077 mol Ni
58,71 g Ni
2) Mol para Massa:
Quantos gramas de ouro (Au) existem em 0,250 mol deste 
metal?
Au: MM=197 g/mol
0,250 mol Au x 197,0 g Au = 49,25 g
1 mol Au
Utilizando o Mol
Aplicando cálculos estequiométricos simples
Conversões
Quantas moléculas de glicose existem em 5,23 g de C6H12O6?
Moléculas de glicose:
5,23 g de C6H12O6 1 mol de C6H12O6 6,023 x 10
23 moléculas de C6H12O6
180 g de C6H12O6 1 mol de C6H12O6 
= 1,75 x 1022 moléculas de C6H12O6
Fórmula molecular a partir de fórmula
mínima
 Massa molecular: soma das massas atômicas dos átomos em uma
fórmula química:
Massa molecular do H2SO4 =2 x 1,0u do H +32,1 u do S =4 x 16,0 u do O
Massa molecular H2SO4 = 98 u ou u.m.a (unidade de massa atômica)
 Massa molar: massa em gramas de 1 mol de partículas
MM do H2SO4 =2 x1,0 g/mol do H +32,1 g/mol do S+4 x 16,0 g/mol do O 
MM H2SO4 = 98,1 g/mol
A fórmula mínima de uma substância diz o número relativo 
de átomos de cada elemento que ela contém.
Ex.: H2O : dois átomos de H para cada átomo de O
A razão da quantidade de matéria de cada elemento em 
um composto dá os índices inferiores da fórmula mínima 
do composto
Utilizando o Mol
Aplicando cálculos estequiométricos simples
Fórmula mínima a partir de análises
Exemplo: O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C, 4,58% 
de H e 54,5% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do ácido 
ascórbico?
1 – em 100 g de material: 40,92 g de C, 4,58 g de H e 54,5 g de O;
(MM: C=12,01 g/mol; H=1,008 g/mol; O=16,00 g/mol)
2 – calcular a quantidade de matéria de cada elemento na amostra:
3,407 mols de C; 4,54 mols de H; 3,406 mols de O;
3 – determinar a relação mais simples de números para as quantidades de 
matéria dividindo-se cada uma delas pelo menor número
C: 3,407 = 1,0 H: 4,54 = 1,33 O: 3,406 = 1,0
3,406 3,406 3,406
C:H:O (1:1,33:1) = 3:4:3
C3H4O3
Utilizando o Mol
Análise por combustão
• As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por
combustão:
Fórmulas mínimas a partir
de análises
Quando um composto contendo C e H sofre combustão completa, como 
neste exemplo, todo o C no composto é convertido em CO2 e todo H, 
em H2O.
A partir das massas de CO2 e H2O produzidos é possível calcular a 
quantidade de matéria de C e H no composto original e a fórmula 
mínima.
Exemplo: O álcool isopropílico é um composto que contém C, H e 
O. A combustão de 0,255 g desse álcool produz 0,561 g de CO2 e 
0,306 g de H2O. Determine a fórmula mínima do álcool 
isopropílico.
1 – o número de mols de CO2 produzido corresponde ao número de 
mols de C, e o número de mols de H2O corresponde ao número de 
mols de H.
2 – calcular a quantidade de matéria de cada elemento na amostra:
3 – determinar a relação mais simples de números para as quantidades 
de matéria dividindo-se cada uma delas pelo menor número
C:H:O (2,98:7,91:1,00) = 3:8:1
C3H8O1
Utilizando o Mol
• Interpretação: através da equação balanceada é possível conhecer 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.
Informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas
ETAPA 1: Escreva a equação química balanceada!
NH4NO3  N2O + 2 H2O
ETAPA 2: Converta a massa de reagente em mols
454 g de NH4NO3 x 1 mol NH4NO3 = 5,68 mol NH4NO3
80,04 g NH4NO3
ETAPA 3: Converta mols de reagente em mols de produto:
Relacione os mols de NH4NO3 aos mols esperados de produto
1mol NH4NO3  2 mol H2O
FATOR ESTEQUIOMÉTRICO:
2 mols H2O produzidos
1 mol NH4NO3 utilizado
5,68 mol de NH4NO3 x 2 mols H2O produzidos = 11,4 mol de H2O
1 mol NH4NO3 utilizado
• Exemplo: Se 454g de NH4NO3 se decompõe, quanto N2O e H2O são
formados. Qual é o rendimento teórico dos produtos? Calcule o rendimento
percentual se em um experimento foram obtidos 131 g de N2O
• Exemplo: Se 454g de NH4NO3 se decompõe, quanto N2O e H2O são
formados. Qual é o rendimento teórico dos produtos?
ETAPA 4: Converta mols de produto em massa de produto (CHAMADO DE 
RENDIMENTO TEÓRICO): 
11,4 mol de H2O x 18 g H2O = 204,2 g H2O
1 mol H2O
SEMPRE SIGA ESTAS ETAPAS NA RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS DE 
ESTEQUIOMETRIA!
• Exemplo: Se 454g de NH4NO3 se decompõe, quanto N2O e H2O são
formados? Qual é o rendimento teórico dos produtos?
ETAPA 4: Quanto de N2O é formado?
Massa total de reagentes= massa total de produtos
454 g NH4NO3 = x g N2O + 204 g H2O
Massa de N2O = 250 g (Rendimento teórico de N2O)
Calcule o rendimento percentual se em um experimento foram obtidos
131 g de N2O
Rendimento % = rend. obtido x 100 
rend. teórico
Rendimento = 131 g x 100 = 52,4%
250 g
• Supondo uma mistura de 10 mol de H2 e 7 mol de O2 reagindo para formar
água: 
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
• 2 mols de H2 reagem com 1 mol de O2
• E 10 mols de H2 reagem com 5 mols de O2
10 mol H2 1 mol O2 = 5 mol O2
2 mol H2
Já que 7 mols de O2 estavam presentes no início da reação, 2 mols estão
sobrando, ou estão em excesso.
• Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, 
ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em
excesso).
Reagentes limitantes
 Reagente limitante: um reagente que é completamente consumido em
uma reação, reagente limitador, limita a quantidade de produto formado.
 O outro reagente restante pode ser chamado de reagente em excesso.
O H2 é completamente consumido, ele é o reagente limitante neste caso.
Há um excesso estequiométrico de O2 (parte que sobra ao final da reação).
Reagentes limitantes
Exemplo: Considere a seguinte reação:
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq)
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com 
uma solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de 
Ba3(PO4)2 podem ser formados?
Sabendo-se o reagente limitante, qual a quantidade de NaNO3 formada?
Qual a quantidade de Na3PO4 utilizada na reação, tendo em vista que este
é o reagente em excesso?
Exemplo: Considere a seguinte reação:
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq)
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma
solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser 
formados?
Pede-se para calcular a quantidade de produto, dando as quantidades de dois
reagentes, logo é um problema de reagente limitante.
A partir da equação balanceada, temos:
2 mols de Na3PO4  3 mols de Ba(NO3)2  1 mol de Ba3(PO4)2
3,5 g Na3PO4 1 mol = 0,0213 mol
164 g
6,4 g Ba(NO3)2 1 mol = 0,0245 mol  Reagente limitante!
261 g
3 mols Ba(NO3)2 x 0,0213 mol Na3PO4 =0,03195 mols de Ba(NO3)2
2 mols Na3PO4
Exemplo: Considere a seguinte reação:
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq)
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução
contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser 
formados?
Exemplo: Considere a seguinte reação:
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq)
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma
solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem
ser formados?
1 mol Ba3(PO4)2 x 0,0245 mol Ba(NO3)2 = 0,00816 mol Ba3(PO4)2 
3 mols Ba(NO3)2 
0,00816 mol Ba3(PO4)2 x 602 g Ba3(PO4)2 = 4,82 g Ba3(PO4)2
1 mol Ba3(PO4)2
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq)
Sabendo-se o reagente limitante, qual a quantidade de NaNO3 formada?
6 mols NaNO3 x 0,0245 mol Ba(NO3)2 = 0,049 mols de NaNO3
3 mols Ba(NO3)2 
0,049 mols de NaNO3 x 85 g NaNO3 = 4,16 g NaNO3 
1 mol NaNO3 
Qual a quantidade de Na3PO4 utilizada na reação, tendo em vista que este é o 
reagente em excesso?
2 Na3PO4(aq)  3 Ba(NO3)2(aq)
2 mols de Na3PO4 x 0,0245 mol Ba(NO3)2 = 0,016 mols de Na3PO4
3 mols de Ba(NO3)2
0,016 mols de Na3PO4 x 164 g de Na3PO4 = 2,68 g de Na3PO4
1 mol de Na3PO4 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq)
2,68 g + 6,4 g 4,92 g + 4,16 g
9,08 g de 
reagentes
9,08 g de 
produtos
Exercício
1)Considere que 580 g de fosfato de alumínio, com 8% de
impurezas foram adicionados a 70,5 gramas de cloreto de
bário, 96% puro, ambos em solução aquosa. E que ocorre
uma reação com a formação de fosfato de bário
(precipitado) e do cloreto de alumínio. Considerando que a
reação ocorre com um rendimento de 78%, calcule:
a) A massa de cloreto de alumínio obtida;
b) A massa de fosfato de bário obtida;
c) A massa de fosfato de alumínio que reagiu;
Exercício
2) A reação do Oxalato de Sódio com Ácido Nitroso, em
meio contendo Ácido Clorídrico, ocorre da seguinte forma:
Na2C 2O4 + HNO2 + HCl  CO2(g) + NO(g) +H2O + NaCl
Calcule o volume total de gases formados, medidos a
14atm e 25ºC, sabendo que foram utilizados 100Kg de
Oxalato de Sódio de pureza 92%, 115Kg do Ácido
Nitroso de pureza 60% e que a reação tem
rendimento de 97%.
3) Em solução ácida, íons de HSO3
- reagem com íons
ClO3
-, formando íons de SO4
-2 e Cl-. Quantos
mililitros de solução 0,150 mol/L de NaClO3 são
necessários para reagir completamente com 30mL de
uma solução 0,450 mol/L de NaHSO3?
Exercício
4) Para se avaliar a pureza de uma amostra de cobre metálico, 0,5 g
desse metal foram colocados a reagir com 500 mL de solução de
ácido nítrico de concentração 0,05 mol/L. Nessa reação forma-se
nitrato de cobre (II) e o gás NO2 que foi coletado em água à
temperatura ambiente (28ºC). Sabendo-se que a pressão dentro
do recipiente de coleta se iguala à pressão atmosférica, e que, a
pressão de vapor d’água dentro do recipiente em que o gás foi
coletado é de 1015 Pa. Para um volume de gás NO2 coletado de
197,3 mL, calcule:
a) A pureza do cobre metálico;
b) A concentração de HNO3 na solução após a reação.
Considerar pressão atmosférica = 1 atm
1 atm = 1,01325 x 105 Pa
Exercício
5) Precisa-se produzir em laboratório o gás Cloro para uma 
síntese orgânica. Isso pode ser feito reagindo Ácido 
Clorídrico com Dicromato de Potássio. Calcule a massa de 
reagentes para produzir 350 L de Cl2 (CNTP) sabendo que o 
sal tem pureza de 85% e o ácido de 25%, sendo que esta 
reação possui um rendimento de 80%.
K2Cr2O7 +HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
Exercício
6) O Hipoclorito de Sódio (NaClO) é utilizado como agente 
bactericida na lavagem de laranjas em indústrias de 
suco. Porém a legislação não permite que haja mais que 
0,1mg desse produto residual por litro de suco. Uma 
amostra de 50mL de suco de laranja foi titulada com 
solução 0,001mol/L de Cloreto de Potássio (KCl) em 
presença de Ácido Sulfúrico para detecção do teor de 
Hipoclorito de Sódio, sendo necessários exatos 6,71mL 
de solução. Determine qual é o teor de Hipoclorito de 
Sódio por litro de suco de laranja. Segundo a legislação 
vigente, esse suco pode ser liberado para consumo? Faça o 
balanceamento pelo método íon-elétron. 
Exercício