Estequiometria: cálculos em química

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Estequiometria
• A estequiometria é baseada em entendimento de 
massas atômicas e em um principio fundamental, 
a lei de conservação das massas: 
– a massa total de uma substância presente ao final de 
uma reação química é a mesma massa total do início da 
reação
• Balancear a equação:
– Método das tentativas: Consiste em, como o nome sugere, 
balancear a equação química por meio de tentativas sucessivas 
para achar os coeficientes que corretamente completam a equação.
2C3H6 + 9O2 → 6CO2 + 6H2O 
Estequiometria
• Massa molecular (MM) = soma das massas 
atômicas de cada átomo em uma fórmula 
química.
– MM H2SO4 = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2 (1,0) + (32) + 4 (16) = 98 g/mol
Estequiometria
• Composição percentual = contribuição percentual 
em massa de cada elemento na substância. Com 
o intuito de verificar a pureza do composto.
% do elemento = (nº de átomos x ( massa atômica do x 100%
desse elemento) elemento)
(massa molecular do composto)
Estequiometria
• Exemplo:
– Calcule a composição percentual de 
C12H22O11
– MM= (12x12)+(22x1)+(11x16) = 342g/mol
– %C = (12) (12g/mol) x 100% => 42,1%
342 
- %H = (22) (1g/mol) x 100% => 6,4%
342
- %O = (11) (16g/mol) x 100% => 51,5%
342
Estequiometria
1) Calcule a porcentagem de nitrogênio, 
oxigênio e cálcio em Ca(NO3)2
Estequiometria
R: N= 17,1%
O = 58,5%
Ca = 24,4%
• Mol – é a unidade em química para lidar com o
número de átomos, íons ou moléculas em uma
amostra.
• Um mol de objetos contém um determinado
número de objetos igual ao número de átomos
que existe em aproximadamente 12g de C12
• A partir de experimentos cientistas
determinaram que este numero é de 6,0221 x
1023 (número de Avogadro)
Estequiometria
• 1mol – 12g C12 – como sabemos quantos 
átomos estão presentes?
• Nº de átomos de C = 12g (massa amostra)
1,99265 x 10-23g (massa de um átomo de C)
• Nº de átomos de C = 6,0221 x 1023
• 1 mol de átomo de C12 = 6,02 x 1023 átomos de C12
• 1 mol de moléculas de H2O = 6,02 x 10
23 moléculas 
de H2O
• 1 mol de íons NO3
- = 6,02 x 1023 íons de NO3
-
Estequiometria
• O mol é utilizado para medir a quantidade de 
substância, n
• Massa da amostra (m) = quantidade em mols (n) x massa por mol (MM)
• n = m/MM
Estequiometria
• Calcule o número de átomos de H em 
0,350 mol de C6H12O6.
Estequiometria
Mol C6H12O6. ------ moléculas C6H12O6. ------ 12 átomos de H
1mol C6H12O6 ------ 6,022 x 10
23 moléculas C6H12O6
0,350 mol ----------- x
X = 2,1017 x 1023 moléculas de C6H12O6
1 molecula de C6H12O6 ------------------------------------- 12 átomos de H
2,1017 x 1023 moléculas de C6H12O6 ------------------- y
Y = 2,53 x 1024 átomos de H
2) Quantos átomos de oxigênio existem em:
a) 0,25mol de Ca(NO3)2
b) 1,50mol de carbonato de sódio
Estequiometria
R: a) 9,0 x 1023 átomos
b) 2,71 x 1024 átomos
Estequiometria
Conversões entre massas, mol 
e número de partículas
• Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:
massa molar de N2 = 2  (a massa molar de N).
• As massas molares para os elementos são encontradas na tabela 
periódica.
• As massas moleculares são numericamente iguais às massas 
molares.
• Calcule a quantidade de matéria de 
glicose (C6H12O6) em 5,38g de glicose.
• MM – (6x12) + (12x1) + (6X16) = 180g/mol
• 1mol ---- 180g
• x ------- 5,38g
• x = 0,0299 mol de glicose
Estequiometria
3) Calcule o numero de átomos de Cu em 
uma moeda de 100% de cobre de 3g.
4) Quantas moléculas de glicose existem 
em 5,23 g de C6H12O6?
Estequiometria
R: 3 x 1022 átomos de Cu
R: 1,75 x 1022 moléculas de glicose
Fórmula mínima a partir de análises
• A fórmula mínima trata de uma proporção entre a 
quantidade de cada átomo de uma molécula.
• Exemplo: C2H6 -> Fórmula Molecular do Etano
CH3 -> Fórmula mínima
• A fórmula molecular pode ser obtida através da
multiplicação dos índices de cada elemento por uma
constante de proporcionalidade.
C(1x2)H(3x2)
• Formula Mínima a partir de análise:
• A formula mínima de uma substancia diz o numero relativo de 
átomos de cada elemento que ela contem.
Estequiometria
• O ácido ascórbico contém 40,92% de C, 4,58% de 
H e 54,5% de O em massa. Qual é a formula 
mínima do ácido ascórbico? Em 100 g de acido 
temos:
• 40,92g de C, 4,58g H, 54,4g O
1 mol C --- 12g 1mol H ---- 1g 1mol O --- 16g
x ------ 40, 92g y ------- 4,58g z --------- 54,5g
x = 3,41 mol y = 4,58mol z = 3,406mol
• Calcular a razão molar= dividindo-se cada um pelo menor
C 3,41 = 1,001 H 4,58 = 1,34 O 3,406 = 1
3,406 3,406 3,406
Estequiometria
• Buscar o número mais próximo inteiro, x2 , x3 = 
• C = 1,001 H = 1,34 O = 1,0
• x2 => C = 2,002 H = 2,68 O = 2,0
• x3 => C = 3,003 H = 4,02 O = 3,0
• x4 => C = 4,004 H = 5,36 O = 4,0
• C3H4O3
Estequiometria
5) Em uma amostra de 5,325g de benzoato 
de metila, temos 3,758g de C, 0,316g H e 
1,251g O, encontre a fórmula mínima.
Estequiometria
R: C4H4O
• Fórmula molecular a partir de fórmula mínima:
Massa molecular_____
massa molecular mínima
Para encontrar o fator multiplicado pelos índices inferiores.
Estequiometria
EX. O mesitileno tem formula mínima C3H4. 
A massa molecular é 121 g/mol. Qual é a 
formula molecular do mesitileno?
C3H4 = (3x12)+(4x1) = 40g/mol
121/40 = 3,02 , logo o fator é 3
C3H4 => C9H12
Estequiometria
6) O etilenoglicol é 38,7%C. 9,7% H e 
51,6% O em massa. Sua massa molar é 
62,1 g/mol.
• A) qual é sua formula mínima
• B) qual é sua formula molecular
Estequiometria
R: a) CH3O
b) C2H6O2
• Análise por combustão ao ar
Estequiometria
A combustão é a queima de uma substância em oxigênio do ar:
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)
• Ex. Álcool isopropílico é composto de C, H, O. 
A combustão de 0,255 g álcool produz 0,561g CO2 e 
0,306g H2O. Determine a fórmula mínima do álcool 
isopropílico.
1 mol CO2 ----- 44g 1mol CO2 ----- 1mol C 1mol C --- 12 g
x -------- 0,561g 0,01275mol --- y 0,01275 ---- z
x = 0,01275mol CO2 y = 0,01275 mol C z = 0,153g C
1 mol H2O ----- 18g 1mol H20 ----- 2mol H 1mol H --- 1 g
x ------------ 0,306g 0,017mol --- y 0,034g ---- z
x = 0,017mol H2O y = 0,034 mol H z = 0,034g H
Estequiometria
• Massa total amostra: mT = mC + mH + mO
• 0,225g sendo 0,153gC e 0,034g H
0,225g = 0,153gC + 0,034gH + O => mO = 0,068g
Formula mínima
1mol C – 12g 1mol H ---- 1g 1mol O ----- 16g
x ------ 0,153g y --------- 0,034g z ------------- 0,068g
x= 0,01275mol C y = 0,034mol H z = 0,00425mol O
C 0,01275 = 3 H 0,034 = 8 O 0,00425 = 1
0,00425 0,00425 0,00425
C3H8O
Estequiometria
7) Ácido capróico é composto de C, H, O, a 
combustão de uma amostra de 0,225g 
produz 0,512g CO2 e 0,209g H2O. 
• a) Qual é a fórmula mínima? 
• b) O ácido tem massa molecular de 
116g/mol. Qual é a formula molecular?
Estequiometria
R: a) C3H6O
b) C6H12O2
• Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
• Sequências de conversões
Estequiometria
• Quantos gramas de água são produzidos 
na oxidação de 1,00g de glicose C6H12O6?
C6H12O6(g) + 6O2(g) => 6CO2(g) + 6H2O(l)
1mol glicose – 180g 1mol glicose ---- 6mol H2O
x ------------ 1g 5,55 x 10-3mol ---- y
x = 5,55 x 10-3mol glicose y = 0,0333 mol H2O
1mol H2O – 18g
0,0333 mol --- z => z = 0,6g H2OEstequiometria
8) KClO3 se decompõe em O2 e KCl. Quantos 
gramas de O2 podem ser preparados a partir de 
4,5 g de KClO3.
9) O hidróxido de lítio sólido reage com CO2 para 
formar carbonato de lítio solido e agua liquida. 
Quantos gramas de dióxido de carbono podem ser 
absorvidos por 1,00g de hidróxido de lítio. Escreva 
a equação balanceada
Estequiometria
R: 1,8g
R: 0,920g
CO2(g) + 2LiOH(s) => Li2CO3(s) + H2O(l)
10) O propano C3H8 é combustível para 
fogão. Qual a massa de O2 consumido na 
combustão de 1,00g de propano?
Estequiometria
R: 3.64g
Reagentes Limitantes
• Se os reagentes não estão presentes em 
quantidades estequiométricas, ao final da 
reação alguns reagentes ainda estarão 
presentes (em excesso).
• Reagente limitante: um reagente que é 
totalmente consumido
Estequiometria
Estequiometria
• O processo de conversão de N2 do ar para NH3 é 
– N2 +3H2 => 2NH3
• Qual a quantidade de moléculas de NH3 pode ser 
formada a partir de 3 mol de N2 e 6 mol de H2?
– Razão estequiométrica: 3mol H2 = 3
– 1mol N2
– Razão experimental: 6mol H2 = 2
– 3mol N2
– 3mol H2 ------2mol NH3
– 6mol H2 ------ x
x = 4 mol NH3
Estequiometria
limitante
excesso
11) Considere a reação:
Na3PO4 + Ba(NO3)2 => Ba3(PO4)2 + NaNO3
Suponha que contenha 3,5 g de Na3PO4 e 6,4g de 
Ba(NO3)2 , quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser 
formados?
Estequiometria
R: 4,91g
Estequiometria
12) Uma tira de zinco metálico pesando 2g é 
colocado em uma solução aquosa contendo 2,5g de 
nitrato de prata
Zn (s) + AgNO3(aq) => Ag(s) + Zn(NO3)2(aq)
a) Qual é o reagente limitante?
b) Quantos gramas de Ag são formados?
c) Quantos gramas de Zn(NO3)2 são formados?
d) Quantos gramas de reagente em excesso restará ao 
final da reação
e) Quanto sobrou do reagente limitante no final da 
reção? R: a) AgNO3
b) 1,59g c)1,39g d) 1,52g e) 0,0g 
Reagentes limitantes
• Rendimento real de um produto – massa obtida no final da 
reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, 
medida em mols
• 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
13) Ácido adípico C6H10O4 é preparado:
C6H12(g) + O2(g) => C6H10O4(g) + H2O(l)
a) Considerando que você começou essa 
reação com 25,0g de ciclohexano, sendo 
este o reagente limitante, qual o 
rendimento teórico de ácido adípico ?
b) Se vc tivesse 35,5g de ácido adípico o 
rendimento percentual seria de quanto?
Estequiometria
R: a) 43,8g
b) 81%
14) Reação:
Fe2O3(s) + CO(g) => Fe(s) + CO2(g)
a) Se vc começou com 150g de Fe2O3
como reagente limitante, qual é o 
rendimento teórico de Fe(s)?
b) Se o rendimento real for de 87,9g, qual é 
o rendimento percentual?
R: a) 105g
b) 83,7%
Estequiometria
Reagentes em excesso
Quando o problema fornece a quantidade
de dois reagentes, é provável que um dele
esteja em excesso.
Nesse caso:
a) determinar a quantidade de reagente que
está em excesso.
b) resolver o problema baseado na
quantidade de reagente que participa da
reação.
Estequiometria
Grau de Pureza 
• Em cálculo estequiométrico, importa a 
quantidade de substância pura existente 
em uma amostra de determinada 
percentagem de pureza. 
Estequiometria
15) A decomposição térmica do carbonato de cálcio
(CaCO3)produz óxido de cálcio e dióxido de carbono (CO2).
Decompondo-se 5,0 g de carbonato de cálcio impuro e
recolhendo-se todo o dióxido de carbono produzido num
recipiente contendo uma solução de hidróxido de bário
(Ba(OH2)), obtiveram-se 8,0 g de carbonato de bário.
Dados: Ca = 40; C = 12; O = 16; Ba = 137.
a) Escreva as equações das reações.
b) Qual a pureza do carbonato de cálcio?
Estequiometria
CaCO3 => CaO + CO2
CO2 + Ba(OH2) => BaCO3 + H2O
1 mol BaCO3 ----- 197g 1 mol BaCO3 -------- 1 mol CO2 
x ------------------- 8g 0,041mol -------- y
x = 0,041mol y = 0,041mol CO2
1mol CaCO3 ------ 1mol CO2 1molCaCO3 ---- 100g
0,041mol --------- z 0,041 mol ---- x
z = 0,041 mol x = 4,1g
5,0 g ----- 100%
4,1g ------ x
X = 82%
15) Em uma fábrica se produz o fertilizante “superfosfato”
(CaH4(PO4)2), tratando fosfato de cálcio
(Ca3(PO4)2) com 92,0% de pureza com ácido sulfúrico
(H2SO4), formando, além do “superfosfato”,
sulfato de cálcio (CaSO4).
Em um teste realizado, foram misturados 0,50 kg de
fosfato de cálcio com 0,30 kg de ácido sulfúrico, obtendo-
se 0,28 kg de superfosfato. Verifique quem é o reagente
limitante e calcule a % de excesso e o rendimento de
superfosfato na reação.
Estequiometria
16) Determinando a quantidade de produto que será formado:
Qual é a massa de CaO obtida na decomposição de 250g de calcário 
contendo 80% de CaCO3?
•
Determinando a quantidade de reagente que precisa ser 
utilizado.
• 17) Se quisermos obter 180L de CO2 a partir da mesma 
amostra impura de calcário do exercício anterior (com 
80% de grau de pureza), qual será a massa do reagente 
que precisaremos utilizar?
18)
Estequiometria
• Estequiometria de gases
– Podemos usar a lei dos gases ideais em 
combinação com as razões molares para 
calcular o volume do gás consumido ou 
produzido pela reação.
• Cálculo da massa de uma substância que 
reage com um dado volume de gás
O dióxido de carbono gerado pelos tripulantes na
atmosfera artificial de submarinos e espaçonaves deve
ser removido do ar e o oxigênio, recuperado. Grupos de
projetistas de submarinos investigaram o uso de
superóxido e potássio (KO2) como purificador de ar,
porque esse composto reage com CO2 e libera O2.
– Calcule a massa de KO2 que reage com 50,0L de CO2
em 25°C e 1atm.
Estequiometria
• 4KO2(g) + 2CO2(g) => 2K2CO3(s) + 3O2(g)
PV = nRT (50L de CO2)
n = PV/RT => n = 1,0 x 50 / 0,082 x 298 => n = 2,05 mol de CO2
4mol KO2 ------ 2molCO2
x ----------------- 2,05mol x = 4,1mol KO2
1mol KO2 ------71 g
4,1 mol ----- y y = 291,1 g
Estequiometria
• 19) Ao se produzir hidrogênio através da seguinte reação: 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g), foram
medidos, a 22,0 °C, um volume de gás de 456,0 mL e uma 
pressão de 742 mm Hg. Considerando a
evaporação de água dentro do recipiente e sabendo-se que 
a pressão de vapor da água nesta temperatura
é de 19,8 mm Hg, calcule:
a. A pressão parcial do gás hidrogênio.
b. A quantidade de matéria (mol) de hidrogênio formada.
c. O rendimento da reação sabendo que a massa de 
magnésio era de 0,486 g.
Estequiometria
20) Uma amostra de 15,0mL do gás amônia, em 
1,00 x 10² torr e 30°C é misturada com 25,0mL de 
gás cloreto de hidrogênio em 1,5 x 10² torr a 25°C.
NH3(g) + HCl(g) => NH4Cl(s)
a) Calcule a massa de NH4Cl que se forma
b) Identifique o gás que está em excesso e 
determine sua pressão em 27°C, depois que a 
reação se completou. (no volume combinado 
dos dois frascos originais)
Resposta: a) 4,25 x 10-3g b) 0,074 atm
Estequiometria