UNIDADE I - ESTEQUIOMETRIA (2)

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UNIDADE I - Estequiometria - cont.
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A definição atual de Mol foi proposta pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) e pela ISO (Organização Internacional para Padronização), e ratificada pela 14º Conferência Geral de Pesos e Medidas (1971), como unidade de base no SI (Sistema Internacional) para a grandeza Quantidade de Matéria (substância, entidades elementares também significando "partículas”) 
MOL
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Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 12 g de carbono 12. 
"Quando se utiliza a unidade mol, partículas, devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. 
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Definição de Mol
Quantidade de matéria que contém o mesmo nº de átomos que em 12 g do isótopo-12 do carbono
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Mol
É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS.
O mol : origem da palavra latina moles
PORÇÃO, QUANTIDADE
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A definição do Sistema Internacional diz que a massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g, isotopicamente puro.
O carbono natural não é puro:
é uma mistura de isótopos com 98,90 % de C12 e 1,10 % de C13 :
A massa média de C na mistura é 12,011 u (massa atômica do C nas tabelas)
A massa de um número de Avogadro destes átomos é 12,011 g ou:
1 mol de átomos de C equivale a 12,011 g
UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO
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LORENZO ROMANO
AMEDEO CARLO
AVOGADRO ( 1776-1856)
“Volumes iguais de gases, nas mesmas condições, tem o mesmo número de moléculas” 
NA = NÚMERO DE AVOGADRO = 6,022 X 1023
Constante de Avogadro
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1 mol correspondem à constante de Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 particulas mol-1.
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DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE AVOGADRO
Reações envolvidas
 
4OH- → O2+ 2H2O + 4e ANODO
 
 
4H2O + 4e- → 2H2+ 4OH CATODO
2H2O → 2H2+ O2 REAÇÃO GLOBAL
ELETRÓLISE DA ÁGUA
 VOLUME (mL) TEMPO (s) CORRENTE (A)
 5,0 501 0,07
 PV = nRT
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1 mol de átomos dos elementos C, S, Cu, Pb e Hg
12 g de carbono
32 g de enxofre
64 g de cobre
207 g de chumbo
201 g de mercúrio
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Massa molar
Massa molecular: soma das massas atômicas dos átomos da fórmula química:
MM do H2SO4 = 2 x 1,0 g do H + 32,1 g do S + 4 x 16,0 g do O = 98,1 g
Massa molar: massa em gramas de 1 mol de partículas
MM do H2SO4 = 98 g (uma molécula) MMolar: 98 g (1 mol = 6,02 x 1023 moléculas)
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Exemplos de massa molar
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ESTEQUIOMETRIA – DERIVADO da palavra grega STOICHEION (elemento) e METRON (medida) 
Estequiometria das reações químicas: 
Analisa o lado quantitativo das reações químicas.
A estequiometria tem aplicações práticas importantes, como predizer a quantidade de produto que se forma em uma reação química.
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Aplicando cálculos estequiométricos simples conversões:
1) Massa para Mol:
Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50 g deste elemento?
Ni= 58,71 u, portanto 1 mol de átomos de Ni tem 58,71 g
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?
1 mol de Au = 197,0 g
0,250 mol Au x 197,0 g Au = 49,25 g Au
 1 mol Au
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3) em fórmulas químicas:
Quantos mols de átomos de O estão combinados com 6,20 mols de átomos de P no H3PO4?
6,20mol P x 4mol O = 24,8mol O
4) Em fórmulas mínimas e moleculares:
P4O10 é uma fórmula molecular	P2O5 é uma fórmula simplificada
Em uma amostra de um composto de estanho (Sn) e cloro (Cl) de massa 2,57 g foram encontrados 1,17 g de estanho. Qual é a fórmula mínima da substância? 
(Cl = 2,57 -1,17 = 1,40 g)
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Mol de Cl: 1,40g Cl x 1mol Cl = 0,0395 mol Cl
 35,45 g
Mol de Sn: 1,17g Sn x 1mol Sn =0,00986 mol Sn
 118,7 g
SnCl4
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5) Porcentagem em massa a partir de fórmulas 
Calcule a composição percentual da sacarose 
C12H22O11
Massa molar= 342 g/mol 
Massas atomicas: C- 12, H – 1, O - 16
% C = 12 x 12 x 100 = 42,1
 342
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6) Fórmula mínima a partir da centesimal
Um pó branco utilizado em tintas, esmaltes e cerâmicas tem a seguinte composição percentual: Ba 69,6 %, C 6,09 % e O 24,3 %. Qual é a fórmula mínima?
Ba: 69,6gBa x 1molBa/137,3gBa = 0,507mol Ba 
C: 6,09gC x 1molC/12,01gC = 0,507molC 
O: 24,3 gO x 1molO/16,00gO = 1,52 molO
 
Ba0,507 C0,507 O1,52 	 BaCO3
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Equações químicas balanceadas
2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) 
1- Quantidade relativa dos reagentes
2- Quantidade relativa dos produtos
3- O estado físico de todas as espécies participantes
2 mols de Al reage para formar 1 mol Al2Br6
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Fator estequiométrico = razão molar
2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) 
Substância desejada
Substância dada
= 
1 mol de Al2Br6
2 mols de Al
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.
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Passos:
1- Escrever a equação balanceada;
2- Converter massa de reagente em mol;
3- Converter mols do regente em produtos e expressar com 
 fator estequiométrico;
4- Converte mols de produto em massa de produto.
Cálculo Estequiométrico - Aplicação
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Balanceamento equação química, envolvendo cálculo estequiométrico
1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE REAGENTES E PRODUTOS
C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + 5 H2O(l) 
2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO
C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) 
Passo 1 - Escrever a equação balanceada
Calcule a massa de O2 necessário para reagir com 1000g 
de butano.
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Balanceando uma equação química
1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE REAGENTES E PRODUTOS
C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) 
2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + H2O(l) 
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3- BALANCEAR Nº DE ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
4- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE OXIGÊNIO
2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l) 
5- VERIFICAR SE TODOS OS ELEMENTOS ESTÃO
BALANCEADOS.
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Passo 2- Converter massa de butano em mol
 1000 g C4H10 x 1 mol C8H10
 58 g C8H10
= 17,24 mols
Passo 3- Usar o fator estequiometrico para encontrar os mols de O2 necessários
 
 17,24 mols C4H10 x 13 mol O2
 2 mols C4H10
= 112,07 mols
Passo 4- Converter mols de O2 necessários em massa
 
 112,07 mols O2 x 32 g O2
 1 mols O2
= 3586,24 g de O2
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Exemplo 2
Da reação entre fósforo elementar P4 c/ gás cloro Cl2, obtém-se PCl3.
QUAL A MASSA DE Cl2 NECESSÁRIA para REAGIR COM 1,45 g de P4 ?
QUAL A MASSA DE PCl3 OBTIDA?
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P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) 
gramas de
reagente P4
gramas de
produto PCl3
mol de reagente
P4
mol de produto
PCl3
x [1/massa molar]
x [massa molar]
Fator estequiométrico
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1- ESCREVER A EQ.BALANCEADA P/ A REAÇÃO
P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) 
2-CALCULAR O Nº DE MOL DO P4
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3- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA CALCULAR O Nº DE MOL DE Cl2 DESEJADO
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4- CALCULAR A MASSA DE Cl2 EM 7,02 x 10-2 mol
A massa de cloro exigida para a reação completa é 4,98g
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5- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA CALCULAR O Nº DE MOL
DE PCl3 QUE SERÁ PRODUZIDO
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6- CALCULAR A MASSA (g) DE PCl3 EM 4,68 x 10-2 MOL
A massa de PCl3 produzida na reação de 1,45 g de P4 com 4,98 g de Cl2 é de 6,43 g de PCl3
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Exemplo 2
APLICANDO AS RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS
OCTANO, C8H18 É UM COMPONENTES DA GASOLINA.
A EQ.QUÍMICA PARA A SUA COMBUSTÃO É:
2 C8H18(l) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(l)
A DENSIDADE DO OCTANO: 0,702 g/cm3.
CALCULE A MASSA DE CO2 PRODUZIDO, QUANDO 1 LITRO DE OCTANO É QUEIMADO
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A massa de octano correspondente a 1 L é 702 g (Utilizando-se m= d.V)
Da equação balanceada: 2 mol de octano produzem 16 mol de CO2
Massa CO2 = 702 g octano X 1 mol octano x 16 mol CO2 x 44 g CO2
 114,2 g oct. 2 mol oct mol CO2
Massa CO2 = 2160 g
ou 2,16 kg
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REAGENTES LIMITANTES
- Um químico misturou 1,00 mol de N2 com 5,00 mols de H2. Qual o maior número possível de mols do produto que serão formados pela reação?
N2 + 3 H2 2 NH3 
O reagente em menor quantidade (número de mols) limita a quantidade do produto formado, ou seja, é o reagente limitante.
Portanto: 1,00 mol de N2 2 mols de NH3
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EXEMPLO: Carbeto de cálcio reage com água para formar hidróxido de cálcio e acetileno. Qual é o reagente limitante quando 100 g de água reage com 100 g de carbeto de cálcio? Que massa de Ca(OH)2 é produzida ?
CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
Massa molar do CaC2 - 64,10 g/mol
Massa molar da H2O - 18,0 g/mol
N. Mol CaC2 = 100g CaC2 x 1mol CaC2 = 1,56 mol CaC2 (limitante)
 64,10
N. Mol H2O = 100g H2O x 1mol H2O = 5,55 mol H2O
 18,0g H2O
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N. Mol Ca(OH)2 = 1,56 mol CaC2 x 1mol Ca(OH)2 = 1,56 mol 			 			 1mol CaC2
Massa de Ca(OH)2 = 1,56 mol x 74,0 g.mol-1 = 115,4 g.
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Rendimento das reações
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Rendimento teórico e rendimento percentual
RENDIMENTO REAL DE UM PRODUTO - quantidade obtida no final da reação, medida em gramas ou mols (quantidade medida)
RENDIMENTO TEÓRICO – é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada COM BASE NUMA EQUAÇÃO QUÍMICA)
RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
 RENDIMENTO TEÓRICO
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Calculando o rendimento percentual de um produto
Um químico efetua a síntese do tricloreto de fósforo misturando 12,0 g de P com 35,0 g de Cl2 e obtem 42,4 g de PCl3. Calcule o rendimento percentual para este composto.
2 P(s) + 3 Cl2(g) 2 PCl3(l)
Uma vez que foram fornecidas as massas, deve-se saber qual é o reagente limitante.
Vamos escolher o fósforo e determinar se ele está presente em quantidade suficiente para reagir com 35 g de cloro.
12,0 g P x 1 mol P x 3 mol Cl2 x 70,90 g Cl2 = 41,2 g Cl2
 30,97g P 2 mol P 1 mol Cl2
Vemos que não há Cl2 suficiente para reagir com 12,0 g de P.
O Cl2 será totalmente consumido, ele é o reagente limitante.
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Para obter o rendimento teórico de PCl3, vamos calcular quantos gramas deste poderiam ser obtidos a partir de 35 g de Cl2.
35,0 g Cl2 x 1 mol Cl2 x 2 mol PCl3 x 137,32 g PCl3 = 45,2 g PCl3
 70,90g Cl2 3 mol Cl2 1 mol PCl3
Como o rendimento real foi de 42,4 g de PCl3 e não 45,2g, obteremos:
RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
 RENDIMENTO TEÓRICO
% = 42,4 g PCl3 x 100% = 93,8%
 45,2 g PCl3
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Uma amostra de 400g CaCO3 (MM=100g), produziu por decomposição térmica 132g de CO2(MM=44g/mol) e 168g de CaO (cal, MM=56) de acordo com a equação, a seguir. 
 CaCO3 → CaO + CO2 
-Determinar o rendimento percentual para esse processo.
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1 mol 1 mol 
100g---------------------44g
 400g---------------------- x = 176g de CO2 (valor teórico – 100% rendimento) 
176g--------100%
132g----------- y (grau de rendimento)
y = 75% de rendimento
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100g ----------------------------------56g
400g ----------------------------------- X = 224 g de CaO
224 ------------------------------------ 100%
168 ------------------------------------- y= 75% de rendimento
 
 
 
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Soluções
Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substancias. A substancia presente em maior quantidade é normalmente chamada de solvente. 
Solvente é a substância presente em maior quantidade ou na qual as demais estão dissolvidas.
Solutos são as substâncias dissolvidas no solvente.
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Tipos de soluções
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Concentração de solução
A concentração de uma solução expressa a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solvente ou de solução.
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Porcentagem em massa
Massa por cento (m/m) = gramas de soluto x 100 %
 gramas de solução
EXEMPLO: Uma solução de ácido nítrico a 70 % (m/m) contém 70 g de HNO3 em cada 100 g de solução.
HNO3 a 70 % (m/m) = 70 g de HNO3 x 100 %
 100 g de solução
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Porcentagem em massa por volume
Porcentagem em massa/volume (m/v) = gramas de soluto x 100 %
 mililitros de solução
EXEMPLO: uma solução a 5 % (m/v) de dextrose usada para alimentação endovenosa contém 5 g de dextrose (glicose) para 100 mL.
Dextrose a 5 % (m/v) = 5 g de dextrose x 100 %
 100 mL de solução
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Porcentagem em volume
Porcentagem em volume a volume (v/v) = mililitros de soluto x 100 %
 mililitros de solução
EXEMPLO: Uma solução de álcool etílico a 70 % (v/v) usada como antisséptica e dessinfetante consiste de 70 mL de álcool etílico cujo volume total é de 100 mL.
Álcool a 70 % (v/v) = 70 mL de álcool x 100 %
 100 mL de solução
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Partes por milhão (ppm)
ppm em massa corresponde à relação em unidades usadas tais como μg/g, mg/kg ou g/ton.
ppm em volume corresponde à relação em unidades de volume tais como μL/L ou mL/m3. 
Exemplo:
Se a quantidade de mercúrio em amostra for 5 mg, sua concentração em ppm é
5 mg = 5 mg = 5 ppm
1 kg 106 mg
( Note que 1 kg = 103 g = 106 mg e que mg/kg é portanto o mesmo que ppm.)
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Molaridade
Molaridade (M) = moles de soluto
 litro de solução
Uma solução 5,00 M de cloreto de sódio contém 5,00 moles (292,5 g) de NaCl por litro de solução.
EXEMPLO: A molaridade de uma solução que contém 0,600 mol de soluto em 2,00 litros de solução é
Molaridade = moles de soluto = 0,600 mol de soluto = 0,300 M
 litro de solução 2,00 litros de solução
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Cálculos envolvendo molaridade
1.Calcular a molaridade de um soluto em uma solução 
Suponha que dissolvemos 10,0 g de açúcar em água suficiente para fazer 200 mL de solução . Qual a molaridade da solução? 
Massa molar da sacarose, C12H22O11 
	12 C = 12 x 12,01 = 144,12
	22 H = 22 x 1,008 = 22,176
	11 O = 11 x 16,00 = 176,00
	C12H22O11 = 342,296
Número de moles de soluto = 10,0 g = 0,0292 mol 
 	 342,296 g.mol-1
Molaridade = 0,0292 mol = 0,146 mol.L-1 ou 0,146 M 
 0,200 L
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2.Calcular o número de moles de soluto contidos em determinado volume de solução 
Suponhamos que queremos saber o número de moles de moléculas de sacarose em 15 mL (0,015 L) de uma solução 0,10 M de sacarose .
Número de moles de soluto = 0,10 mol.L-1 x 0,015 L = 1,5 x 10-3 mol. 
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3.Calcular a massa de soluto necessária para preparar uma solução de molaridade previamente determinada 
Suponha que precisemos preparar 250 mL de uma solução aproximadamente 0,0380 M de cloreto de sódio, NaCl 
Número de moles de NaCl = 0,0380 mol.L-1 x 0,250 L = 0,0095 mol 
Massa molar do NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g.mol-1
Massa de NaCl = 0,0095 mol x 58,44 g.mol-1 = 0,555g 
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4.Calcular o volume de solução que contém uma dada quantidade de soluto 
Que volume de uma solução de HCl(aq) 0,358 M deveria ser transferido para obter uma amostra que contenha 2,55 x 10-3 mol de HCl ?
Volume de solução ( L ) = 2,55 x 10-3 mol = 
 0,358 mol.L-1
= 7,12 x 10-3 L = 7,12 mL 			
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Estequiometria de reações em soluções aquosas
Grande parte das reações químicas importantes ocorre em soluções aquosas. Cavernas maravilhosas de calcário são formadas pela ação de dissolução da água subterrânea que contém dióxido de carbono, CO2(aq) :
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq) ® Ca(HCO3)2(aq)
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Exemplo
Uma amostra de Ca(OH)2 sólido é agitada em água a 30°C até que a solução contenha o máximo possível de Ca(OH)2 dissolvido(solução saturada). Retirou-se uma amostra de 100 mL dessa solução e titulou-se com HBr 0,05 M.São necessários 49 mL de solução ácida para a neutralização:
Ca(OH)2(aq) + 2 HBr(aq) → CaBr2(aq) + 2 H2O(l)
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Qual é a concentração molar da solução de Ca(OH)2? 
Resposta : 
Número de moles de HBr = 0,049 L x 0,05 mol.L-1 = 2,45 x 10-3 mol
Numero de moles de Ca(OH)2=
2,45 x 10-3 mol x 1 mol Ca(OH)2=
 	 2 mol de HBr
= 1,22 x 10-3 mol
Molaridade = número de moles = 1,22 x 10-3 mol = 		 Vol. de solução(L) 0,100 L 
= 1,22 x 10-2 M
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Qual é a solubilidade do Ca(OH)2 em água, a 30°C, em gramas de Ca(OH)2 por 100 mL de solução ? 
Resposta : 
Massa molar do Ca(OH)2 = 40,08 + (2 x 16,00) + (2 x 1,01) = 74,10 g.mol-1
Massa de Ca(OH)2 contida em 100 mL de solução =
= 1,22 x 10-3mol.L-1 x 0,100 L x 74,10 g.mol-1 =
= 9,04 x 10-3 g/100 mL de solução 
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Conhecimento a serem dominados
Distinguir misturas homogêneas e heterogêneas.
Calcular a massa molar de um composto, dada a sua formula química.
Fazer a conversão entre a massa e o numero de mols usando a massa molar.
Balancear equações químicas simples. 
Interpretar as informações contidas em uma equação química balanceada.
Realizar cálculos mol a mol, massa a mol e massa a massa para quaisquer duas espécies envolvidas em uma reação química. 
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Identificar o reagente limitante de uma reação e calcular a quantidade de reagente em excesso presente, dada a massa inicial de cada reagente. 
Explicar as diferenças entre rendimento real, rendimento teórico e rendimento percentual. 
Calcular o rendimento percentual de um produto. 
Calcular a molaridade de um soluto em uma solução, o volume da solução e a massa do soluto, dadas outras quantidades.
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