Química geral estequiometria (1)

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ 
QUÍMICA GERAL 
PROFESSORA CAMILA PEREIRA 
 
 
Princípios da Química 
 
 
Lei de Lavoisier (Lei da Conservação da Massa) – Na natureza, nada se perde, nada se cria; a 
matéria apenas se transforma. 
Lei de Proust – Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, 
unidas sempre na mesma proporção em massa. 
 
Exemplo: 3 g de carbono (C) reagem com 8 g de oxigênio (O2), produzindo 11 g de gás carbônico 
(CO2). 
 
Hipótese de Dalton: Todo e qualquer tipo de matéria é formado por partículas indivisíveis, chamadas 
átomos. A molécula é um grupo de átomos, iguais ou diferentes, quimicamente ligados uns aos outros. 
 
Unidade de massa atômica (u) - Representa 1/12 da massa de um átomo de carbono-12 (C
12
). 
 
Massa atômica (u) - É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u). Exemplo: O = 16 
u; H = 1 u; C = 12 u. 
 
Massa molecular (u) - É a soma das massas atômicas dos átomos que compõem a molécula. 
Exemplo: H2O = (2 ∙ 1) + 16 = 18 u; N2 = 2 ∙ 14 = 28 u. 
 
Mol - É a unidade de base do Sistema Internacional de Unidades para a grandeza quantidade de 
substância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
O valor 6,02 ∙ 1023 é chamado de constante de Avogadro, em homenagem ao químico italiano Amedeo 
Avogadro. 
Obs: o mol deve ser entendido como uma “coleção” ou “pacotes”, do mesmo modo que indicamos o 
número de ovos em uma cartela, por dúzia. 
 
Massa Molar (g/mol) - É a massa, em gramas, de um mol da substância. A massa molar de um 
elemento químico ou de uma substância é numericamente igual à massa atômica desse elemento ou do total 
das massas atômicas componentes da substância em unidade de massa atômica. Conhecendo-se a massa 
atômica de um elemento, expressa em “u”, ou dos elementos constituintes da substância, sabe-se também a 
sua massa molar, expressa em g/mol. 
 
Volume Molar - É o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás, em determinada pressão e 
temperatura. Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) – 1 atm e 273 K (0° C) – o volume 
molar é 22,4 L/mol. 
 
1 mol de moléculas = 6,02 ∙ 1023 moléculas 
1 mol de átomos = 6,02 ∙ 1023 átomos 
1 mol de íons = 6,02 ∙ 1023 íons 
1 mol de elétrons = 6,02 ∙ 1023 elétrons 
 
 
 
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Composição percentual da massa - É a massa de cada elemento expressa como uma percentagem de 
massa total. 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios: 
 
1) Determine a massa molecular dos seguintes compostos: (Massas atômicas: C = 12; O = 16; H = 1; S 
= 32) 
 
a) Gás carbônico – CO2 
b) Ácido sulfúrico – H2SO4 
 
2) Determine a massa molar dos seguintes compostos: (Massas molares: Fe = 56; S = 32; O = 16; Al = 
27; N = 14; Ca = 40; Ba = 137,3 ; Na = 23; P = 31; K = 39; Mn = 55) 
 
a) Sulfato de ferro (III) – Fe2(SO4)3 
b) Sulfato de alumínio – Al2(SO4)3 
c) Nitrato de alumínio – Al(NO3)3 
d) Nitrato de cálcio – Ca(NO3)2 
e) Nitrato de bário – Ba(NO3)2 
f) Fosfato de sódio – Na3PO4 
g) Permanganato de potássio – KMnO4 
 
3) Quantos mols existem em: (Massas molares: C = 12; O = 16; S = 32) 
 
a) 440 g de CO2 
b) 0,128 kg de SO2 
 
4) Qual a massa em gramas contida em: (Massas molares: H = 1; S = 32; O = 16; Na = 23) 
 
a) 0,2 mol de H2SO4 
b) 0,5 mol de O2 
c) 1 molécula de água (H2O) 
d) 12 ∙ 1023 átomos de sódio (Na) 
 
5) Em uma partida de futebol, um atleta gasta cerca de 720 kcal, o que equivale a 180 g de carboidrato 
C3H6O3. A partir dessas informações, é correto afirmar que essa quantidade de carboidrato corresponde a: 
(Dados: C = 12 u; O = 16 u; H = 1 u) 
 
a) 2 mols b) 1 mol c) 3 mols d) 0,5 mol e) 4 mols 
 
6) O dióxido de carbono (CO2) é um dos principais gases responsáveis pelo chamado efeito estufa, que 
provoca aquecimento global do nosso planeta. Para cada 8,8 toneladas desse gás emitidas na atmosfera, o 
número de moléculas de CO2 é aproximadamente: (Dados: C = 12 u; O = 16 u; constante de Avogadro = 6,0 
. 10
23
) 
 
a) 1,2 ∙ 1026 b) 1,0 ∙ 102 c) 1,2 ∙ 1029 d) 2,0 ∙ 105 e) 1,2 ∙ 1020 
 
7) Uma certa usina termoelétrica que funciona à base de resíduos da destilação do petróleo, poderá 
lançar na atmosfera, cerca de 250 toneladas de SO2 gasoso diariamente. Quantos mols de SO2 serão lançados 
 
 
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na atmosfera diariamente? Qual o número de moléculas de SO2 estão contidas nesta massa? (Dados: S = 32 
u; O = 16 u; constante de Avogadro = 6,0 ∙ 1023) 
 
8) Suponha que estamos preparando uma solução de permanganato de potássio, KMnO4, para a qual 
são necessários 0,10 mol do composto. Quantos gramas do composto precisamos medir? (Dados: K = 39 u; 
Mn = 55 u; O = 16 u) 
 
9) Nas condições normais de pressão e temperatura (CNTP), o volume ocupado por 10 g de monóxido 
de carbono (CO) é de: (Dados: C = 12 u, O = 16 u, volume molar = 22,4 L) 
 
a) 6,0 L b) 8,0 L c) 9,0 L d) 10 L e) 12 L 
 
10) A análise do eucaliptol de massa total 3,16 g resultou em sua composição como 2,46 g de carbono 
(C), 0,373 g de hidrogênio (H) e 0, 329 g de oxigênio (O). Determine as percentagens em massa de carbono, 
hidrogênio e oxigênio no eucaliptol. 
 
11) Qual a percentagem em massa de hidrogênio (H) na água (H2O)? (H = 1u) 
 
Respostas: 
 
1) a) 44 u; b) 98 u; 
2) a) 400 g/mol; b) 342 g/mol; c) 213 g/mol; d) 164 g/mol; e) 261,3 g/mol; f) 164 g/mol; g) 158 g/mol; 
3) a) 10 mols; b) 2 mols; 
4) a) 19,6 g; b) 16 g; c) 3 ∙ 10-23 g; d) 46 g; 
5) a 
6) c 
7) 3,9 ∙ 106 mols e 2,34 ∙ 1030 moléculas. 
8) 15,8 g de KMnO4 
9) b 
10) 77,8 % C, 11,8 % H e 10,4 % O; 
11) 11,1 % H. 
 
 
Equações Químicas 
 
 
As equações químicas representam as reações químicas. Uma reação química é o processo da mudança 
química, isto é, a conversão de uma ou mais substâncias em outras substâncias. Exemplo: carbono reage com 
oxigênio para formar dióxido de carbono. 
 
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) 
 
À esquerda estão os reagentes, carbono (C) e oxigênio (O2), e à direita está o produto, gás carbônico 
(CO2). O estado físico da substância é representado por: (s) sólido, (g) gás; (l) líquido ou (aq) solução aquosa 
(substância dissolvida em água). 
Nas reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos, ou seja, o número de átomos de cada 
lado da flecha deve ser o mesmo. Diz-se que a expressão resultante está balanceada. 
 
 Balanceamento das Equações Químicas 
 
Para balancear uma equação química, multiplicam-se as fórmulas por números para mostrar que existe 
o mesmo número de átomos de cada elemento nos dois lados da flecha. Estes números são chamados de 
coeficientes estequiométricos. 
Atenção! Uma equação nunca deve ser balanceada mudando-se os subscritos das fórmulas químicas. 
Uma mudança dessas sugere que substâncias diferentes participam da reação. 
 
 
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Exemplo 1 
 
A combustão do etanol (C2H6O), álcool combustível, produz gás carbônico e água. A reação está 
representada a seguir: 
 
C2H6O (aq) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l) 
 
Vamos analisar o número de átomos nos reagentes e nos produtos: 
 
 
 
Como o número de átomos de C e H nos reagentes é diferente do número de átomos nos produtos, 
afirma-se que esta reação não está balanceada. Para fazer o balanceamento, faça primeiro o C, depois o H e 
por último o O (sempre deixe o oxigênio para ser balanceado no final). 
 
 
 
A reação balanceada é: C2H6O (aq) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l) 
 
 
Exemplo 2 
Reação não balanceada: H2 (g) + O2 (g)  H2O (l) 
Reação balanceada: H2 (g) + 0,5 O2 (g)  H2O (l) ou 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) 
 
Exemplo 3 
Reação não balanceada: CH4 (g) +O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g) 
Reação balanceada: CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (g) 
 
Exemplo 4 
Reação não balanceada: H2SO4 (aq) + NaOH (aq)  Na2SO4 (aq) + H2O (l) 
Reação balanceada: H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) 
 
 Estequiometria de Reações 
 
A interpretação quantitativa das reações químicas é a parte da química chamada de estequiometria das 
reações. Um coeficiente estequiométrico de uma reação química informa o número de mols de uma 
substância que reage ou é produzida. Assim, os coeficientes estequiométricos de 
 
 
 
5 
 
N2 (g) + 3 H2  2 NH3 (g) 
 
informam que, quando 1 mol N2 reage, produzem-se 2 mols NH3 e que 3 mols H2 serão consumidos. 
 
Exemplo 5 
Quando o sulfeto de chumbo, PbS, e o óxido de chumbo, PbO, são aquecidos juntos os produtos são 
chumbo metálico e dióxido de enxofre, SO2: 
 
PbS (s) + PbO (s)  Pb (l) + SO2 (g) 
 
Se 14 g de PbO reagem de acordo com a equação, determine quantos (a) mols de Pb, (b) gramas de Pb, 
(c) gramas de SO2 são formados? (Massas atômicas: P = 207; S = 32; O = 16) 
 
- Para resolver problemas de estequiometria, uma dica é seguir os seguintes passos: 
 
 
1° Equacionar (escrever a reação química) 
2° Balancear (nos casos em que a reação química não esteja balanceada) 
3° Montar a tabela 
 
PbS (s) + 2 PbO (s)  3 Pb (l) + SO2 (g) 
1 mol 2 mols 3 mols 1 mol 
239 g 446 g 621 g 64 g 
 
a) 446 g PbO ____ 3 mols Pb 
14 g PbO ____ x x = 0,094 mols Pb 
 
b) 3 mols Pb ____621 g 
 0,094 mols Pb ____ y y = 19,5 g Pb 
 
c) 446 g PbO ____ 64 g SO2 
14 g PbO ____ z z = 2,01 g SO2 
 
 
 Rendimento da Reação 
 
O rendimento teórico de um produto é a quantidade máxima que pode ser esperada na base da 
estequiometria de uma equação química. O rendimento percentual é a percentagem do rendimento teórico 
que foi realmente atingida. 
 
 Limites da Reação 
 
O reagente limitante restringe a quantidade de produto que pode ser formado. É o que determina o 
rendimento máximo do produto de uma reação. Por exemplo, na reação da síntese de amônia 
 
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 
 
tem-se 1 mol N2 para 3 mols H2. Para decidir qual é o reagente limitante, pode-se comparar o número 
de mols de cada reagente a ser usado com os respectivos coeficientes estequiométricos. Assim suponhamos 
que estão disponíveis 1 mol H2, mas somente 2 mols de H2. Como a quantidade de H2 é menor do que a 
necessária, segundo a relação estequiométrica, o H2 é o reagente limitante. Uma vez identificado o reagente 
limitante, pode-se calcular a quantidade de produto que pode se formar. É possível calcular também a 
quantidade de reagente em excesso no final da reação. 
 
 
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Exercícios 
 
1) Quantos mols de amônia (NH3) são produzidos a partir de 15 mols de hidrogênio? Qual a massa de 
amônia gerada? (Massas atômicas: N = 14; H = 1) 
 
N2 (g) + H2 (g)  NH3 (g) 
 
Resposta: 10 mols e 170 g NH3. 
 
2) Qual é a massa de água produzida a partir de 400 g de H2SO4? 
(Massas atômicas: S = 32; H = 1; O = 16) 
 
1 NaHCO3 (aq) + H2SO4 (aq)  Na2SO4 (aq) + 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) 
 
Resposta: 147 g H2O. 
 
3) Dada a seguinte reação química 
 
2 Al (s) + 6 HCl (aq)  2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) 
 
a) Qual o volume de H2 gerado? 
b) Qual a massa de Al utilizada na reação? 
c) Qual a massa de Al2Cl3 gerada? 
(Dados: H = 1 u; Al = 27 u; Cl = 35,5 u; volume molar = 22,4 L/mol) 
 
Respostas: a) 67,2 L; b) 54 g; c) 267 g. 
 
4) No teste de um motor de automóvel para acompanhar a combustão de 702 g de octano (C8H18) sob 
certas condições, obteve-se 1,84 kg de dióxido de carbono (CO2). Qual o rendimento percentual da 
formação de dióxido de carbono? (Massas atômicas: C= 12; O = 16; H = 1) 
 
2 C8H18 (g) + 25 O2 (g)  16 CO2 (g) + 18 H2O (l) 
 
Resposta: 85 % 
 
5) Um experimento foi iniciado com 75 g de Ba(NO3)2 e um excesso de Na2SO4. Após coleta e 
secagem do produto, foram obtidos 64,45 g de BaSO4. Calcule o rendimento percentual do 
processo. (Massas atômicas: Ba = 137; N = 14; O = 16; Na = 23; S = 32) 
 
Ba(NO3)2 (aq) + Na2SO4 (aq)  BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (aq) 
 
Resposta: 96,2 % 
 
6) Ao se misturar 147 g de ácido sulfúrico (H2SO4) com 156 g de hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e 
água (H2O), ocorre a formação de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) e água. Determine a massa dos 
produtos gerados. 
 
3 H2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (s)  Al2(SO4)3 (aq) + 6 H2O (l) 
 
Resposta: 171 g Al2(SO4)3 e 54 g H2O