Aula_7_Estequiometria_Quimica_Geral_Teorica_Andreia_A._Costa

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Aula 7 – Estequiometria 
Profª: Andréia Alves Costa 
Padrões de Reatividade 
 Reconhecer padrões de reatividade fornece um 
entendimento mais amplo sobre reações químicas. 
 Reações de Combinação 
 Reações de Decomposição 
 Reações de Combustão 
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Tipos Simples de Reações 
Reações de Combinação 
• 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. 
 
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Figura 1. Formação do MgO. 
Reações de Decomposição 
• As reações de decomposição 
têm menos reagentes do que 
produtos: 
2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
• O NaN3 se decompôs em Na e 
N2 gasoso (a reação que 
ocorre em um airbag). 
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Figura 2. Funcionamento dos air bags. 
Reações de Combinação e 
Decomposição 
Tabela 1. Reações de Combinação e Decomposição 
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Combustão 
 A combustão é a queima de uma 
substância em oxigênio do ar: 
 
2C8H18(g) + 25O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(g) 
 
 Em todas as reações de combustão, 
alguns ou todos os elementos do reagente 
terminam como óxidos. 
 Os produtos de uma combustão completa 
são sempre CO2 e H2O. 
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Figura 3. Combustão do propano. 
Combustão Incompleta 
PROBLEMA: Emissão de Poluentes 
• Gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos diferentes. 
• Gasolina de melhor qualidade 
– Maior número de octanas (% de C8H18 ou equivalente) 
– Possibilita maior taxa de compressão do motor. 
 
• No Brasil 
– 20-25% de álcool etanol anidro na gasolina (C2H5OH); 
– Legislação ambiental sobre emissão de poluentes. 
– Carros bicombustível: gasolina + etanol. 
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Combustão Incompleta 
• Mistura é dita estequiométrica quando 
– Todo o combustível é queimado 
– Usando todo o ar disponível 
• Entretanto, algumas reações químicas acontecem de 
forma não-balanceada no motor de combustão interna. 
 
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 2188222252188
NONOHCCOOHCONOOHHCHC 
Octano (‘gasolina’) 
Etanol 
Poluentes da 
reação entre 
N2 e O2 
Poluentes resultantes da 
queima incompleta do octano 
Resultado da queima completa do octano 
Quantificando Reações 
 Tanto as fórmulas químicas quanto as equações 
possuem um significado quantitativo. 
 
2C8H18(g) + 25O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(g) 
 
 
 
 
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Como relacionar os números dos átomos e das 
moléculas com as quantidades que medimos no 
laboratório? 
 
Estequiometria 
• Conceito de Mol, Massas Molares, Relações Molares. 
• Análise Elementar e Composição Centesimal 
• Fórmulas Empíricas e Moleculares 
• Balanceamento de Equações Químicas 
• Cálculos Estequiométricos 
• Rendimento Teórico e Percentual 
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O Mol 
 Os químicos inventaram uma unidade de contagem 
especial para descrever números grandes de átomos, 
moléculas e íons: O MOL 
 
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1 mol de objetos contém um determinado número de objetos igual ao 
número de átomos que existe em precisamente 12 g de carbono 12 (12C). 
Massa de 1 átomo de 12C = 1,99265 10-23 g 
23
23-
12 100221,6
10 1,99265
g 12
Cde átomos de Número 


g
O MOL 
 1 mol de objetos = 6,0221 x 1023 objetos 
 O mol é a unidade utilizada para medir a propriedade física 
formalmente chamada de quantidade de substância, n (número de 
mols). 
 A quantidade de átomos, íons ou moléculas de uma amostra são 
expressas em mols, e a constante de Avogadro (6,0221 x 1023 ) é 
usada para a conversão entre o número de partículas e o número de 
mols. 
N = n.NA 
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O MOL 
1 mol de átomos de 12C = 6,0221 x 1023 átomos de 12C 
1 mol de moléculas de H2O = 6,0221 x 10
23 de moléculas 
de H2O 
1 mol de íons NO3
- = 6,0221 x 1023 de íons NO3
- 
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Exemplos 
 1. Uma amostra de droga extraída de um fruto usado por 
uma tribo peruana para tratar infecções fungicas contém 
2,58x1024 átomos de oxigênio. Quantos mols têm essa 
amostra? 
 2. Uma amostra de vitamina C contém 1,29 x1024 átomos 
de H. Qual é a quantidade em mols de H nessa 
amostra? 
 
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Massa Molar 
 A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus 
átomos. 
 A massa molar de um composto molecular é a massa por mol de 
suas moléculas. Ainda são encontrados nos livros os termos peso 
molecular, peso fórmula ou massa molecular é a soma das massas 
atômicas de cada átomo em sua fórmula química. 
 Exemplo: MM (NaCl) = MM(Na)+MM(Cl) = 23,0+35,5 = 58,5 g.mol-1 
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Massa Molar 
Figura 4. Massa molar da água e a quantidade relativa em gramas. 
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Massa Molar da Água = 2(1,0079) + 16,00 = 18,00 g.mol-1 
Relações Molares 
Figura 5. Esta fotografia mostra um mol de sólido (NaCl), um mol de 
líquido (H2O) e um mol de gás (O2). 
 
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Relações Molares 
Tabela 2. Relações Molares. 
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Exercícios: Determine as massas molares de algumas substâncias. 
Tabela Periódica 
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Número atômico 
Massa Atômica 
Determinação de Fórmulas 
Químicas 
 A fórmula empírica mostra o número relativo de átomos 
de cada elemento em um composto. 
 Exemplo: Glicose 
 A fórmula empírica da glicose, CH2O nos diz que na 
glicose os átomos de C, H e O estão na proporção 1:2:1. 
 A fórmula molecular nos dá o número real de átomos 
de cada elemento em uma molécula. 
 Exemplo : Glicose – C6H12O6 
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Determinação de Fórmulas 
Mínimas a Partir de Análises 
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Composição Percentual da Massa: É a massa de cada 
elemento expressa como uma percentagem da massa total. 
%100
amostra da total massa
amostra na elemento do massa
elemento do massa da mPorcentage
Figura 6. Análise por combustão. 
A principal técnica de determinação da composição percentual da 
massa de compostos orgânicos desconhecidos é a análise por 
combustão 
Exemplo: Composição 
Percentual da Massa 
 Suponha que estamos gerando hidrogênio a partir da 
água para usar como combustível e precisamos saber 
quanto hidrogênio uma dada massa de água pode 
fornecer. Qual é a percentagem em massa de hidrogênio 
na água? 
 
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A composição percentual da massa é obtida pelo cálculo da 
fração devida a cada elemento presente na massa total de um 
composto. O resultado será expresso em porcentagem. 
Fórmula Empírica a Partir 
dos Dados da Combustão 
 Para converter a composição percentual da massa 
obtida em uma análise por combustão e uma fórmula 
empírica, é preciso calcular as quantidades relativas de 
cada tipo de átomo em número de mols. 
 O procedimento mais simples é imaginar que temos uma 
amostra de massa de 100g. 
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Fórmula Empírica a Partir 
dos Dados da Combustão 
 Exercício: Suponha que os resultados de laboratório 
mostraram que a amostra de vitamina C continha 40,9% 
de C, 4,58% de H e 54,5% de O. Qual será a fórmula 
empírica da vitamina C? 
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Resultado: C3H4O3 
Fórmula Molecular a Partir 
de Fórmulas Empíricas 
 A fórmula molecular de um composto é obtida 
determinando-se quantas fórmulas empíricas são 
necessárias para atingir a massa molar medida 
experimentalmente do composto. 
 Exemplo: Usando espectrometria de massa a MM da 
vitamina C foi determinada como 176,12 g.mol-1.Usando 
a fórmula mínima da vitamina C obtida anteriormente 
(C3H4O3), determine a fórmula molecular.
 
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Resumo – Determinação da 
Fórmula Mínima 
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Lei da Composição 
Constante 
 Estabelece que um composto tem a mesma composição, 
independente da sua origem. 
 Exemplo: H2O 
Uma amostra de água terá sempre 2 átomos de H e um 
átomo de O, independente de onde essa água foi 
coletada.27 
Lei da Conservação da 
Massa 
 Estabelece que a massa total dos materiais presentes 
depois da reação química é igual a massa total antes da 
reação. 
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“ Na natureza nada se cria, nada 
se perde, tudo se transforma.” 
Figura 7. Antonie Lavoisier. 
Lei da Conservação da Massa 
 Segundo a “lei da conservação da massa”, a matéria 
não pode ser perdida em nenhuma reação química. 
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Figura 8 . Reação química balanceada. 
Balanceamento das 
Equações Químicas 
 Considere a queima do metano em oxigênio para formar 
dióxido de carbono e água. 
 
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Figura 9. Equação química balanceada para a combustão de metano (CH4). 
Equações Balanceadas 
• 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. 
 
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Equações Balanceadas 
 Reação que ocorre quando o metano (CH4), principal 
componente do gás natural, queima-se ao ar para 
produzir o gás dióxido de carbono (CO2) e vapor de água 
(H2O). 
 
 
 Sempre comece pelos elementos que aparecem em um 
menor número de fórmulas químicas de cada lado da 
equação. (Átomos encontrados em apenas um 
composto). 
 
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)balanceada(não OHCOOCH 2224 
a)(balancead O2HCO2OCH 2224 
Balanceamento de 
Equações Químicas 
 Dois métodos podem ser usados: o método de tentativa 
e erro, e o método matemático. 
 Usando o método matemático, atribua os coeficientes 
estequiométricos na reação de combustão do propano: 
 
 
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a C3H8 + b O2  c CO2 + d H2O 
Solução: a = 1, b = 5, c = 3 e d = 4 
Relações de Massa 
 A equação química balanceada de uma reação é usada 
para estabelecer a razão molar, o fator usado para 
converter a quantidade de uma substância na 
quantidade de outra. 
 A interpretação quantitativa das reações químicas é a 
parte da química chamada Estequiometria das 
reações. 
 Um coeficiente estequiométrico de uma reação 
química informa a quantidade relativa (número de 
mols) de uma substância que reage ou é produzida. 
 
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Relações de Massa 
 Exemplo: Suponha que desejamos saber a 
massa de ferro metálico que pode ser obtido a 
partir de de 10g de óxido de ferro(III), Fe2O3, do 
minério de ferro por redução com CO em alta 
temperatura. 
 
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g) 
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Resposta: 6,99g 
Reagentes Limitantes 
 Nem sempre as substâncias envolvidas em uma reação 
química reagem exatamente como descrito em uma 
equação química: 
Possíveis situações: 
 Uma parte dos reagentes pode ser consumidas em 
reações competitivas. 
 A reação não está completa quando as medições são 
feitas. 
 Muitas reações não se completam. 
 
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Reagente Limitante 
 O reagente limitante é o que determina o rendimento 
máximo do produto de uma reação. 
 Uma vez identificado o reagente limitante, pode-se 
calcular a quantidade de produto que pode se formar. 
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O reagente limitante é aquele que é consumido completamente. 
Os demais estão todos em excesso. 
Como o reagente limitante determina a quantidade de produtos 
que podem ser formados, o rendimento teórico deve ser 
calculado a partir da quantidade do reagente limitante. 
Reagente Limitante 
 Problema: Considere que temos 10 mols de H2 e 
7 mols de O2 que reagem para formar a água. 
 Quem é o reagente limitante e quem estará em 
excesso? 
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2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) 
Rendimento da Reação 
 Rendimento teórico: É quantidade máxima (mols, 
massa ou volume) de produto que pode ser esperada na 
base da estequiometria de uma reação. 
 Exemplo: a quantidade de ferro calculada anteriormente 
foi o rendimento teórico. 
 Rendimento percentual: É a fração do rendimento 
teórico que é realmente obtida. 
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Rendimento percentual = 
Rendimento real 
X 100% 
Rendimento teórico 
Rendimento da Reação 
 Exemplo: Calculou-se que 4,92 g de Ba(PO4)2 
dever ser formados a partir de 3,50 g de Na3PO4 
e 6,40 g de Ba(NO3)2 Isso é o rendimento 
teórico. Se a massa final obtida da reação foi de 
4,70g, qual foi o rendimento real? 
 
R(%) = (4,70/4,92)x100 = 95,5% 
 
 
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Preparo de Soluções 
 Molaridade 
41 
)(LMMxV
m
M 