Aula de Estequiometria

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ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si
razões simples de números inteiros.
C + O → CO
1 átomo 1 átomo 1 molécula
Devido às minúsculas dimensões, é difícil trabalhar com átomos ou
moléculas individualmente. Por este motivo, costumamos trabalhar com um
conjunto destas entidades: MOL.
MOL:
Um mol é a quantidade da substância que contém tantas entidades
elementares (átomos, moléculas, elétrons, ...) quantas existem em exatamente
12 gramas do isótopo do carbono -12 (12C).
Definição:
1 átomo de 12C = 12 u (6 prótons e 6 nêutrons)
1 u de 12C = 1,66 × 10-24 g
12 u de 12C = 1,99 × 10-23 g → 1 átomo de 12C
12 g 12C → x = 6,02 ×1023 átomos 12C = 1 mol
Para 1H : 1 át → 1,6735 × 10-24 g 
6,02 × 1023 át → x = 1,0078 g = 1 mol
Para 16O: 1 át → 2,6560 × 10-23 g
6,02 × 1023 át → x = 15,9949 g = 1 mol
O mol foi introduzido em 1860 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald
(1853-1932) e tem origem na palavra latina moles, que significa pilha muito
grande.
É uma unidade básica do Sistema Internacional (SI) para medida da
quantidade de matéria.
1 mol = 6,02 × 1023 entidades
Número de Avogadro
Amadeo Avogadro concebeu a idéia básica, mas foi Stanislao Cannizzaro que 
determinou o número e o apresentou no meio científico em 1860.
MASSA ATÔMICA OU MASSA MOLAR:
É a massa em gramas (g) de um mol de átomos de qualquer elemento.
Unidade: g/mol ou g.mol-1
Exemplo:
1 mol H → 6,02 × 1023 át. H → 1,0078 g H ¯ MH = 1,0078 g/mol
1 mol Au→ 6,02 × 1023 át. Au→ 196,9665 g Au ¯ MAu = 196,9665 g/mol
Massas atômicas médias:
As massas atômicas dos elementos da TP são calculadas a partir
das massas atômicas de seus isótopos, levando-se em
consideração as suas abundâncias relativas.
Exemplo:
98,893 % de 12C + 1,107 % de 13C
A massa atômica média do C: 
(0,98893)(12 g/mol) + (0,01107)(13,00335 g/mol)
12,01 g/mol
Exercício 1: Calcule, a partir dos dados da tabela abaixo, a massa
atômica média para os elementos cloro e cobre:
Isótopo Massa atômica 
(g/mol)
Abundância 
Relativa (%)
63Cu 62,9298 69,0963Cu 62,9298 69,09
65Cu 64,9278 30,91
35Cl 34,9689 75,77
37Cl 36,9659 24,23
Resposta: ¯ MCu = 63,55 g/mol; ¯ MCl = 35,45 g/mol
Correlação entre número de mol e massa molar:
n = m/¯ M
n = número de mol (mol)
m = massa do átomo ou molécula (g)
¯ M = massa molar (g/mol)
Correlação entre número de mol e número de partículas:
n = N/¯ N
n = número de mol (mol)
N = número de partículas
¯ N ou NA = número de Avogadro (mol-1)
Exercício 2:
a) Quantos mols de ferro estão contidos em 136,9 g de ferro?
b) Quantos átomos estão contidos em 2,451 mols de ferro?
c) Quantos gramas de ferro estão contidos em 1,55 mol de ferro?
Resposta: a) n = 2,451 mols; b) N = 1,476 × 1024 átomos; c) m = 86,57 g
Exercício 3:
Considerando-se 2,35 mols de prata:
a) Qual é a massa de prata?
b) Qual é a massa de 1 átomo de prata?
Resposta: a) m = 253,5 g; b) m = 1,79 × 10-22 g; c) N = 1,42 × 1024 átomos 
c) Quantos átomos de prata estão contidos em 2,35 mols?
MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR:
É a massa em gramas (g) de um mol de moléculas.
Unidade: g/mol ou g.mol-1
Exemplos:
¯ MNaOH = (1 × ¯ MNa) + (1 × ¯ MO) + (1 × ¯ MH)NaOH Na O H
¯ MNaOH = (1 × 23) + (1 × 16) + (1 × 1) = 40 g/mol
¯ MCH3COOH = (2 × ¯ MC) + (2 × ¯ MO) + (4 × ¯ MH)
¯ MCH3COOH= (2 × 12) + (2 × 16) + (4 × 1) = 60 g/mol
¯ MPb(NO3)2 = (1 × ¯ MPb) + (2 × ¯ MN) + (6 × ¯ MO)
¯ MPb(NO3)2= (1 × 207,2) + (2 × 14) + (6 × 16) = 331,2 g/mol
� 1 mol de CH3COOH ou 6,02 × 1023 moléculas de CH3COOH
contém em sua fórmula:
* 2 mols de C = 2 × 6,02 × 1023 átomos de C
* 2 mols de O = 2 × 6,02 × 1023 átomos de O* 2 mols de O = 2 × 6,02 × 1023 átomos de O
* 4 mols de H = 4 × 6,02 × 1023 átomos de H
Exercício 4:
Considerando-se 16,5 g de ácido oxálico (H2C2O4), calcule:
a) O número de mols correspondente a massa da amostra.
b) O número de moléculas de ácido oxálico em 16,5 g.b) O número de moléculas de ácido oxálico em 16,5 g.
c) O número de átomos de carbono em 16,5 g de ácido oxálico.
d) A massa de uma molécula de ácido oxálico.
Resposta: a) n = 0,183 mol; b) N = 1,10 × 1023 moléculas; c) N = 2,20 × 1023 átomos; d) m = 1,49 × 10-22 g 
Exercício 5:
Considerando-se 40 g do gás oxigênio (O2), calcule:
a) O número de mols do gás oxigênio.
b) O número de moléculas do gás oxigênio.b) O número de moléculas do gás oxigênio.
c) O número de átomos de oxigênio.
Resposta: a) n = 1,25 mol; b) N = 7,53 × 1023 moléculas; c) N = 1,51 × 1024 átomos 
FÓRMULAS:
Fórmulas moleculares:
Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula.
Fórmulas mínimas:
Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma molécula.
Fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos 
átomos em uma molécula.
Exemplos: CH2 (fórmula mínima)
C2H4 (fórmula molecular)
Fórmulas estruturais:
Fornece a conectividade entre átomos individuais na molécula.
A fórmula estrutural pode ou não ser usada para mostrar a forma
tridimensional da molécula.
EQUAÇÕES QUÍMICAS
A equações químicas descrevem sucintamente o que ocorre em
uma reação química.
Exemplo: combustão de octano
2 C8H18 + 25 O2→ 16 CO2 + 18 H2O
reagentes produtos
16C, 36H, 50O 16C, 36H, 50O
A equação química deve obedecer a Lei de Conservação das Massas.
Lei da Conservação das Massas
“ Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em 
uma reação química”
(Antoine Lavoisier, 1789)
2 C8H18 + 25 O2→ 16 CO2 + 18 H2O
2, 25, 16 e 18 são os coeficientes estequiométricos da equação. 
1 C8H18 + 12½O2→ 8 CO2 + 9 H2O
C + O → CO
1 mol 1 mol 1 mol
6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 moléc. CO6,02 × 1023 át. O
12 g 16 g 28 g
C + 2 H2 → CH4
1 mol 2 mols 1 mol
6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 moléc. CH42 × (6,02 × 1024 moléc. H2)
12 g 2 × (2 g) 16 g
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS:
1) Quantos mols de potássio podemos obter pela dissociação de 12 mols
de K4[Fe(CN)6]?
K4[Fe(CN)6] → 4 K+ + [Fe(CN)6]4-
2) Quantos mols de hidróxido férrico serão necessários para neutralizar
completamente 18 mols de ácido carbônico?completamente 18 mols de ácido carbônico?
2 Fe(OH)3 + 3 H2CO3 → Fe2(CO3)3 + 6 H2O
3) Qual é a massa de carbonato férrico que será formado segundo o
exercício anterior?
R: 1) 48 mols; 2) 12 mols; 3) 6 mols
4) Quantos mols de ácido fosfórico e de hidróxido de cálcio reagem se
há formação de 0,10 mol de fosfato de cálcio?
2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
5) Segundo a equação do exercício 4, qual é a massa de ácido fosfórico
que converte totalmente 0,60 mol de hidróxido de cálcio em fosfato
de cálcio?de cálcio?
6) Considerando-se a reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio,
calcule quantos gramas de água serão formados a partir de 4 mols
de hidróxido de sódio.
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
R: 4) 0,2 mol; 0,3 mol; 5) 39,2 g; 6) 72 g
7) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir
completamente com 1,2 mol de metano?
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
8) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir8) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir
completamente com 24 g de metano?
9) Qual é a massa de metano, em gramas, requerida para reagir com 100 g
de oxigênio molecular?
R: 7) 76,8 g; 8) 96 g; 9) 25 g
REAGENTE LIMITANTE:
Em uma reação química onde as quantidades dos
reagentes não são estequiométricas, o reagente que é
consumido primeiro é denominado reagente limitante.Sobram 6 bolinhas 
A + B → AB
Sobram 6 bolinhas 
vermelhas
As bolinhas azuis são o 
reagente limitante
A quantidade de produto é determinada pelo reagente limitante.
4 A e 10 B 4 AB e 6 B
Exercício 1: a) Qual é a massa de dióxido de carbono e de água que pode ser
formada pela reação de 16 g de metano com 48 g de oxigênio molecular?
b) Qual é o reagente limitante?
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Exercício 2: a) Quantos gramas de água serão formados a partir da reação de
neutralização de 600 g de ácido sulfúrico e 550 g de hidróxido de potássio?
b) Qual é o reagente que está em excesso?b) Qual é o reagente que está em excesso?
c) Quantos gramas deste reagente está em excesso?
Exercício 3: 100 g de zinco foram misturadas a 100 g de iodo. O iodo foi
completamente convertido em ZnI2. Qual é a percentagem mássica de zinco
que não reagiu?
Zn + I2 → ZnI2
R: 1 – a) 33 g, 27 g, b) O2 2 – 220 g, b) NaOH, c) 60,4 g 3 – 74,2%
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO:
Com excesso de oxigênio:
C8H18 + 25½ O2 →→→→ 8 CO2 + 9 H2O
Com quantidade incompleta de oxigênio:
C8H18 + < 25½ O2 →→→→ ? CO2 + ? CO + ? H2O
Reações que não se completam ou que geram produtos 
secundários, tem seu rendimento diminuído.
Rendimento teórico: é a quantidade máxima de produto(s)
que se pode obter a partir de uma reação completa.
Rendimento real: é a quantidade de produto formada em
uma dada condição de reação.
Rendimento percentual: é uma medida da eficiência da
reação.
Rendimento percentual = rendimento real × 100
rendimento teórico
Exercício 1: Na reação de combustão do etileno (C2H4), são produzidos
3,48 g de dióxido de carbono (CO2), restando carbono na forma de
monóxido de carbono (CO) ou carbono elementar (C). O rendimento
teórico foi de 5,43 g de CO2. Qual é o rendimento percentual da reação?
Exercício 2: 15,6 g de benzeno reagem com ácido nítrico em excesso.
Foram isolados 18 g do produto nitrobenzeno. Qual é o rendimento
percentual da reação?
C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O
Exercício 3: 600 g de ácido sulfúrico reagem com excesso de NaOH.
a) Calcule o rendimento teórico.
b) Calcule o rendimento percentual da reação se forem produzidos 500 g
de sulfato de sódio.
R: 1) 64,1%; 2) 73,2%; 3) 869,4 g; 57,5%