Química Geral Aula 03 Estequiometria

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ESTEQUIOMETRIA: CÁLCULOS COM 
FÓRMULAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS
Prof. Paulo Cesar Souza Pereira, MSc
Química Geral
Agronomia 
Engenharias Química / Produção
Cursos:
Disciplina:
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ - UEM
➢Podemos representar as substâncias por suas fórmulas químicas 
ESTEQUIOMETRIA 
Cálculos com fórmulas e equações químicas 
➢As fórmulas químicas não são meramente abreviaturas dos nomes 
➢As fórmulas trazem muitas informações sobre as substâncias 
➢Estequiometria 
Do grego stoicheion (elemento) + metron (medida) 
Pra que serve os cálculos estequiométricos? 
• Determinar a pureza de amostras
• Calcular o rendimento de uma reação
• Identificar um reagente limitante e/ou reagente em excesso 
Base conceitual 
A massa total dos produtos é a igual à massa total dos reagentes 
A massa total de cada elemento é a mesma nos reagentes e 
produtos 
Os átomos não são criados e nem destruídos 
durante uma reação química 
Lei da conservação das massas 
Uma equação química representa uma reação química 
Coeficiente estequiométrico
Uma equação química balanceada tem igual número de
átomos do mesmo elemento de cada lado da equação.
Exemplos: 
Escreva a equação balanceada que representa a reação de
combustão do gás metano.
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Os símbolos (s), (l), (g) e (aq) são incluídos nas fórmulas em
equações balanceadas para indicar o estado físico de cada
reagente e produto.
Balanceamento de equações químicas 
• Ao balancear uma equação química podemos mudar os
coeficientes estequiométricos, mas jamais os índices das
fórmulas químicas .
• Balancear uma equação química é determinar os coeficientes
estequiométricos que fornecem números iguais de cada tipo de
átomos participante da reação em cada lado da equação.
• Uma equação balanceada deve conter os menores coeficientes
inteiros possíveis.
• É melhor balancear primeiro os elementos que aparecem em
menor quantidade.
FÓRMULAS QUÍMICAS E MASSA MOLECULAR 
• As fórmulas e equações químicas tem significado quantitativo.
• Balanceie a equação seguinte e dê o seu significado quantitativo.
C3H8 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)3 45
A combustão de uma molécula de gás propano necessita de 5
moléculas de gás oxigênio, produzindo 3 moléculas de gás carbônico
e 4 moléculas de água, em fase vapor.
Como relacionar o número de átomos e moléculas com as
quantidades passiveis de serem medidas?
É possível saber quantas 
moléculas de água estão 
num copo ?
MASSA MOLECULAR 
• A massa molecular de uma
substância é a soma das massas
atômicas de cada átomo em sua
fórmula química.
Ex: Calcule a massa molecular do ácido sulfúrico (H2SO4).
• Geralmente se arredonda a massa molecular para uma casa após
a virgula.
• Massa atômica é
proporcional a quantidade
de partículas no núcleo
(soma de prótons e
nêutrons).
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL A PARTIR DAS FÓRMULAS 
• Indica a composição percentual em massa de cada elemento na
substância
Ex: Calcule a composição percentual de cada elemento na
molécula do ácido nítrico (HNO3).
% Elemento =
( Nº átomos Elemento) (Massa atômica Elemento)
(Massa molecular do composto)
X 100
• No caso de substancias iônicas a massa
molecular é igual a fórmula unitária.
Ex: Calcule a massa “molecular”
do cloreto de sódio (NaCl).
O MOL 
O que é mol?
Como foi definido esse valor?
01 dezena = 10 unidades
6,022 x 1023 é o número de átomos em exatamente 12,00g de
carbono 12 (C12) isotopicamente puro.
É um agrupador numérico
01 dúzia = 12 unidades
01 centena = 100 unidades 01 milhar = 1000 unidades
01 mol = 602 214 210 000 000 000 000 000 unidades
01 mol = 6,022 x 1023 unidades
Exemplo: Calcule o número de átomos de H em 0,350 mol de C6H12O6.
Estratégia: converter mol → moléculas → átomos 
Método 1 – Regra de 3:
mol moléculas molécula átomos 
Método 2 – Análise dimensional (Razões e proporções) 
Mol moléculas átomos
MASSA MOLAR
As 3 amostras são compostas por uma dúzia (12 unidades) mas a
massa das amostras são diferentes.
De forma análoga, um mol (6,02x1023 unidades) de substâncias
diferentes terão massas diferentes. Ou seja, cada substância tem
a sua própria massa molar.
MASSA MOLAR x MASSA MOLECULAR
A massa molar (em g/mol) de uma substância é sempre
numericamente igual a sua massa molecular (em u).
1 mol de NaCl → 58,45 g
1 mol de H2O → 18,0 g
1 mol de O2 → 32,0 g
ATENÇÃO:
Diferenciar átomos de moléculas
Nitrogênio massa molar
Atômico N 14,0 g/mol
Molecular N2 28,0 g/mol
CONVERSÕES ENTRE MASSAS, MOLS e Nº DE PARTÍCULAS
Gramas 
massa 
molar Mols 
número 
Avogadro 
Fórmula
A quantidade de matéria (n em mol) é usada como centro da análise
dimensional.
Análise dimensional: razão entre as unidades de medida
Gramas mol átomo
Átomos de Cu = 2,84x1022 átomos de Cu
Quantos átomos existem em 3,0 gramas de cobre? (MM: 63,5 g/mol)
FÓRMULAS MÍNIMAS A PARTIR DE ANÁLISES EXPERIMENTAIS
1 mol H2O = 18 g
Ex: A análise de uma amostra revelou a presença de um composto
contendo 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Escreva a
fórmula mínima desse composto. (MA: Hg = 200,6 ; Cl = 35,5)
Fórmula 
mínima
Razão 
molar
% em massa
Massa 
atômica 
H2O 2:1 % em massa
H = 1
O = 16
2x 1g = 2g H + 
1x16g = 16g O 
%H = (2/18) x 100 
%O = (16/18) x 100 
= 11,11
= 88,88
Fazendo o caminho de volta:
Fórmula 
mínima
Razão 
molar% em massa
Massa 
atômica 
DICA: suponha 100g de amostra
Ex: A análise de uma amostra revelou a presença de um composto
contendo 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Escreva a
fórmula mínima desse composto. (MA: Hg = 200,6 ; Cl = 35,5)
DICA: suponha 100g de amostra
FÓRMULAS MÍNIMAS A PARTIR DE ANÁLISES EXPERIMENTAIS
Fórmula 
mínima
% em massa
Supor 100 g
Massa (gramas) Massa 
atômica Mols
FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DE FORMULA MÍNIMA
Fórmula molecular nem sempre é igual à fórmula mínima.
Ex: água
Fórmula 
molecular: H2O
Fórmula 
mínima: H2O
Glicose
Fórmula 
molecular: C6H12O6
Fórmula 
mínima: CH2O
Pode-se obter a fórmula
molecular a partir da fórmula
mínima, se a massa molecular
é conhecida
A fórmula mínima do mesitileno (derivado do petróleo) é
C3H4 . A massa molecular determinada experimentalmente é
121 u. Determine a fórmula molecular do mesitileno.
ANÁLISE POR COMBUSTÃO
O álcool isopropílico (álcool de massagem) é composto de C H
e O. A combustão de 0,255 g do composto produz 0,561 g de
CO2 e 0,306 g de H2O. Determine a fórmula mínima do álcool
isopropílico.
ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
Permite a interpretação quantitativa das reações químicas.
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g) Reação 1
1 mol de gás nitrogênio reage com 3 mols de gás hidrogênio
formando 2 mols de gás amônia .
Ex:
Que quantidade de NH3 é produzida a partir de 2 mol de H2 na reação 1?
Razão molar: Fator de conversão entre duas substâncias Subst. DESEJADA
Subst. DADA
Ex: Que massa de ferro pode ser obtida a partir de 10 g de óxido de ferro III?
Predição massa a massa 
Mols
A
Mols
B
Razão molar
massa
A
massa
B
Fe2 O3 (s) + 3 CO (g) 2Fe (s) + 3 CO2 (g)
m
MM
n =É mais simples usar 
Ex:
Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1,00g de glicose,
C6H12O6?
REAGENTE LIMITANTE
É o reagente que se encontra em menor quantidade do
que o necessário, segundo a relação estequiométrica.
Identificando o reagente limitante é possível calcular a quantidade de 
produto formado e o excesso de reagente. 
Portanto o pão é o ingrediente (reagente) limitante
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g)
Exemplo: 10,0 mol de H2 reagem com 7,0 mol de O2 para formação de
água. Determine a quantidade de produtoformado e o excesso de
reagente.
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
Exemplo: 3 mol de nitrogênio reagem com 6 mol de hidrogênio para
formação de amônia. Determine a quantidade de produto formado e o
excesso de reagente.
RENDIMENTO
A quantidade de produto formado, calculado, quando todo
reagente limitante é consumido é chamado de rendimento
teórico.
Rendimento % =
Rend. Real
Rend. Teórico
x 100%
Exemplo: Ao efetuar-se experimentalmente a reação, verificou-se a
formação de 1,25 mol de NH3 . Calcule o rendimento percentual.
Exemplo: Qual o rendimento teórico da reação proposta no exemplo
anterior?
O fosfato de bário tem estrutura lamelar e por isso é utilizado como
suporte para reações de intercalação de alquil-aminas. Foram
colocadas em um reator 3,50 g de Na3PO4 e 6,40 g de Ba(NO3)2 . Ao
final da reação foi verificado 4,70 g de Ba3(PO4)2. (A) Calcule o a massa
do reagente em excesso e (B) o rendimento percentual da reação.
CB DA
164 g/mol 261,3 g/mol 602 g/mol m
MM
n =
1º Transf. g ---> mol
2º Quem é o limitante? pelo Coef. Esteq.
Calculando massa excesso
Excesso de A = 3,50 - 2,68 = 0,82 g A
(B) Calculando o rendimento percentual
CB DA
164 g/mol 261,3 g/mol 602 g/mol m
MM
n =
1º Transf. g ---> mol
2º Quem é o limitante? pelo Coef. Esteq.