4. ESTEQUIOMETRIA

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LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
Antoine Lavoisier (1743 -1794) demonstrou, através de cuidadosas medidas, que, se uma reação é conduzida em um recipiente fechado, de tal modo que nenhum produto da reação escape, a massa total presente, após a reação ter ocorrido, é a mesma que antes da reação.
Resumo: nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em uma reação química.
LEI DAS PROPORÇÕES (COMPOSIÇÕES) DEFINIDAS:
Joseph Louis Proust (1754-1826) estabelece que, em uma substância química pura, os elementos estão sempre presentes em proporções mássicas definidas. 
Exemplo: Água a proporção mássica é 1/8 (hidrogênio/oxigênio)
1 g de hidrogênio + 8 g de oxigênio = 9 g de água
2 g de hidrogênio + 8 g de oxigênio = 9 g de água (sobra 1 g de hidrogênio)
TORIA ATÔMICA DE DALTON:
John Dalton (1766-1844), o pai da Química moderna propôs:
A matéria é composta de partículas indivisíveis chamadas átomo;
Todos os átomos de um elemento possuem as mesmas propriedades, que diferem das propriedades de todos os outros elementos;
Uma reação química consiste, simplesmente, num rearranjo dos átomos de um conjunto de combinações para outro.
ESTEQUIOMETRIA
stoicheion = elemento		+		metron = medida
Estequiometria é o termo usado para se referir a todos os aspectos quantitativos de composição e reação química.
A estequiometria ajuda a determinar as fórmulas químicas e como se utilizam as equações químicas no cálculo das quantidades exatas de reagentes que se dessem misturar para que ocorra uma reação completa – onde não há excesso de nenhum reagente.
O MOL:
1 átomo de C + 1 átomo de O 1 molécula de CO
1 dúzia de C + 1 dúzia de O 1 dúzia de CO
1 mol de C + 1 mol de O 1 mol de CO
MOL = átomos ou moléculas. (número de Avogrado)
MASSA MOLAR:
É a massa de um mol de uma substância. 
Exemplo: aspartame ()
14 átomos (mols) de C: 14 x 12 = 168 g
18 átomos (mols) de H: 18 x 1 = 18 g
5 átomos (mols) de O: 5 x 16 = 80 g
2 átomos (mols) de N: 2 x 14 = 28 g
Massa molecular do aspartame = 294 g
FÓRMULAS QUÍMICAS:
Uma fórmula nos fornece informações: composição elementar, números relativos de cada elemento presente, o número efetivo de cada espécie de átomos em uma molécula da substância ou a estrutura do composto.
Tipos:
Fórmula mínima (ou empírica): fornece simplesmente o número relativo de átomos de cada elemento presente;
Ex.: NaCl e 
Fórmula molecular: fornece o número efetivo de cada espécie de átomo em uma fórmula unitária; 
Ex.: e (etileno)
Fórmula estrutural: fornece informações sobre a maneira pela qual os átomos estão ligados entre si, em uma molécula;
Ex.: ácido acético
 molecular estrutural
 empírica
 estrutural
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS:
Equação Química
 (l), (s), (aq), ↔
Balanceamento por tentativa: 
Exemplo 1: queima do butano
Exemplo 2: queima do álcool
Balanceamento pelo método algébrico:
Exemplo 3: oxidação do ferro
Para o Fe a = 2c
Para o O 2b = 3c
Adotando-se:
Logo, a = 4; b = 3 e c = 2
Balanceamento pelo método REDOX:
Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos.
Balanceamento pelo método íon-elétron:
Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi - equações.
CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS
1) Na reação a seguir, 46 kg de álcool reagem com 96 kg de oxigênio, produzindo 54 kg de água. Qual a massa de gás carbônico lançada na atmosfera?
Equação química:
46 kg + 96 kg = + 54kg
 = 46 + 96 – 54
 = 88 kg
2) Qual a massa de gás carbônico produzida na queima de 5 kg de carvão?
Equação química:
12 g + 32 g = 44 g
Utilizando as proporções definidas:
3) Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar 1,8 mol de álcool?
Equação química:
1 mol de ~ 3 mol 
1,8 mol de ~ X mol 
X = 5,4 mol 
4) Na oxidação de superfícies de alumínio recém preparadas, quantos gramas de oxigênio são necessários para reagir com 0,3 mol de alumínio? 
Equação química:
4 mol de Al ~ 3 mol 
0,3 mol de Al ~ X mol 
X = 0,225 mol 0,225 mol x 32 g/mol = 7,2 g de 
4) A partir do último exemplo, calcule o número de gramas de óxido de alumínio que podem ser produzidos se 12,5 g de oxigênio reagirem completamente com o alumínio.
Equação química:
3 mol ~ 2 mol de 
1 mol de = 32 g 3 mol de = 96 g
1 mol de = 102 g 2 mol de = 204 g
96 g de ~ 204 g de 
12,5 g de ~ X g de 
X = 26,6 g de 
REAGENTE LIMITANTE:
Se, numa reação, são escolhidas quantidades arbitrárias de reagentes, é muito comum que um
dos reagentes seja completamente consumido antes dos outros. O reagente completamente
consumido é denominado reagente limitante, e o(s) outro (s) são denominados reagente(s) em
excesso.
Nesses casos, é preciso encontrar o reagente limitante pois ele limitará a quantidade de produto(s) que se formará.
CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS (com reagentes limitantes):
5) Na fabricação de sulfeto de zinco, quantos gramas de sulfeto podem ser formados quando
12 g de zinco reagem com 6,5 g de enxofre?
Equação química:
Zn + S ZnS
1 mol Zn ~ 1 mol de S
1 mol de Zn = 65,4 g 12 g = 0,183 mol de Zn
1 mol de S = 32,1 g 6,5 g = 0,202 mol de S
Zn + S ZnS
0,183 mol Zn + 0,183 mol de S 0,183 mol de ZnS
1 mol de ZnS = 97,5 g
0,183 mol de ZnS = X g
X = 17,8 g
O reagente limitante é o Zn; sobrará 0,019 mol
(0,202-0,183) ou 0,61 g de S.
6) Quantos gramas de gás carbônico serão formados ao se inflamar uma mistura contendo 1,93 g de (etileno) e 5,92 g de oxigênio?
Equação química:
1 mol ~ 3 mol de 
1 mol de = 28 g 1,93 g = 0,0689 mol de 
1 mol de = 32 g 5,92 g = 0,185 mol de (0,207 mol)
0,0617 mol + 0,185 mol de 0,123
mol de + 0,123 mol de 
1 mol de = 44 g
0,123 mol de = X g
X = 5,41 g
O reagente limitante é o .