Aula 6 Reação quimica e Estequiometria

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Reações químicas e 
estequiometria 
I)- Equação química 
 
 
 
2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) 
 
REAGENTES PRODUTOS 
Coeficientes estequiométricos Estado físico 
A equação química mostra informações: 
 
-Qualitativas: Natureza dos reagentes e produtos. 
-Quantitativas: Quantas moléculas são envolvidas na reação. 
mas não mostra informações termodinâmica ou cinética. 
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Antoine Laurent de Lavoisier (1743/1794) foi um químico francês, 
considerado o pai da química moderna. 
 
“Em uma reação química feita em recipiente 
fechado, a soma das massas dos reagentes é 
igual à soma das massas dos produtos.” 
 
 
"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo 
se transforma". 
3 
II)- Classificação das reações químicas. 
 
Podemos dividir as reações químicas em dois grupos principais: 
 
- Reações em que há transferência de elétrons= 
 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
Em algumas reações químicas, há transferência de elétrons entre os 
átomos que interagem. Como ocorre mudança nos números de 
oxidação desses átomos a reação é denominada de oxirredução. 
 
 
- Reações em que não há transferência de elétrons 
 
 
 
 
 
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REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO: 
 
 
 
 
 
a. Reações entre substâncias elementares (SÍNTESE) 
 
2Mg(s) + O2(g)→ 2MgO(s) 
S(s)+ O2(g)→ SO2(g) 
2Na(s)+ Cl2(g)→ 2NaCl(s) 
2N2(g)+ 3H2(g)→ 2NH3(g) 
b. Reações de deslocamento (TROCA SIMPLES) 
 
2Na(s)+ 2H2O(l)→ 2NaOH(aq)+ H2(g) 
Zn(s)+ 2HCl(aq)→ ZnCl2(aq)+ H2(g) 
Cl2(g)+ 2MgBr2(aq) → MgCl2(aq)+ Br2(l) 
c. Reações de eliminação ou decomposição 
 
2KClO3(s) → 2KCl(s)+ 3O2(g) 
2H2O2(aq) → 2H2O(l)+ O2(g) 
2NaN3(s) → 2Na(s)+ 3N2(g) 
d. Outros tipos de reações de oxirredução 
 
2KMnO4(aq) + 5H2O2(aq) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 5O2(g) + 8H2O(l) 
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REAÇÕES QUE NÃO ENVOLVEM OXIRREDUÇÃO 
 
 
 
 
 
a. Ácido + Base → Sal + Água 
H2SO4(aq)+ 2NaOH(aq)→ Na2SO4(aq)+ 2H2O(l) 
 
b. Óxido básico + Água → Base 
CaO(s) + H2O(l)→ Ca(OH)2(aq) 
 
c. Óxido ácido + Água → Ácido 
SO3(g)+ H2O(l)→ H2SO4(aq) 
 
d. Óxido ácido + Óxido básico → Sal 
CO2(g) + CaO(s)→ CaCO3(s) 
 
e. Óxido ácido + Base → Sal + Água 
CO2(g) + Ca(OH)2(aq)→ CaCO3(s) + H2O(l) 
 
f. Óxido básico + Ácido → Sal + Água 
CaO(s) + H2SO4(aq)→ CaSO4(s)+ H2O(l) 
 
g.Carbonato/Bicarbonato + Ácido → Sal + Gás + Água 
CaCO3(s) + 2HNO3(aq)→ Ca(NO3)2(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
 
h. Precipitação 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq)→ PbI2(s) + 2KNO3(aq) 
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III)- Balanceamento de equação de oxirredução 
SnO2 (s) + 2 C (s) → Sn (s) + 2 CO(g) 
+4 -2 0 +2 0 -2 
Quando o número de oxidação aumenta = oxidação : perda de elétrons 
 C é oxidado pelo Sn 
 C é o agente redutor 
 
Quando o número de oxidação diminui = redução : ganho de elétrons 
 Sn é reduzido pelo C 
 Sn é o agente oxidante 
 
 
 
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III)- Balanceamento de equação de oxirredução 
Existem alguns NOX que são fixos, mas o da maioria dos elementos muda de acordo com o 
tipo de ligação realizado na molécula ou fórmula unitária. Veja alguns exemplos que 
praticamente permanecem inalterados: 
´ 
H → o hidrogênio, em quase todos os casos, encontra-se com o NOX igual a +1. Ele só terá 
o NOX -1 se estiver ligado a metais, que são menos eletronegativos que ele; 
O → o oxigênio possui NOX -2 na maioria das substâncias, mas existem algumas exceções: 
seu NOX será -1 em peróxidos, -1/2 em superóxidos e pode ser +2 ou +1 em fluoretos; 
Metais alcalinos (elementos da família 1: Li, Na, K, Rb, Cs) → sempre que estiverem em 
substâncias compostas, eles terão o NOX +1; 
Metais alcalinoterrosos (elementos da família 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba) → sempre que 
estiverem em substâncias compostas, eles terão o NOX +2; 
Halogênios (elementos da família 17 (ou 7 A): F, Cl, Br, I) → sempre que o halogênio for o 
elemento mais eletronegativo, que é na maioria dos casos, ele terá o NOX -1. 
Agora veja algumas regras para a determinação do NOX: 
Substâncias simples: o NOXsempre é zero; 
Íons monoatômicos (formados por um único tipo de átomo): o NOX é igual à própria 
carga do íon; 
Íons compostos: A soma dos NOX dos elementos que compõem o íon é sempre igual à sua 
carga; 
Substâncias compostas: A soma dos NOX dos elementos que compõem a substância é 
sempre zero. 
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IV)- Estequiometria: definição 
 
 
 
“A estequiometria é o estudo das relações 
quantitativas entre as quantidades dos reagentes e 
dos produtos, e o seu princípio é que a matéria é 
sempre conservada em uma reação química” 
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Ex: 
4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)
Qualitativamente: o alumínio reage com o oxigênio para formar o óxido de 
alumínio. 
 
Quantitativamente: (a equação deve estar balanceada!!!) 4 átomos de alumínio 
combinam-se com 3 moléculas de oxigênio para formar duas moléculas de óxido 
de alumínio. 
 
 
 
podemos expressar as quantidades em mol, átomos, centenas, dúzias, etc... 
 
 
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4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)
4 átomos de Al + 3 moléculas de O2 2 moléculas de Al2O3 
 
4 mols de Al + 3 mols de O2 2 mols de Al2O3 
 
 
Relações estequiométricas 
As relações estequiométricas são usadas para converter uma quantidade 
conhecida de um dos componentes de uma reação química em uma quantidade de 
qualquer outro componente. 
11 
12 
conhecido = A
MASSA
VOLUME GAS
CONC. MOLAR
MOLS An=CV
n=m/MM
1 mol = 22,4 L
(CNTP)
Relações
estequiométricas
MOLS B
MASSA
pedido = B
CONC. MOLAR
VOLUME GAS
m=nMM
C=n/V
1 mol = 22,4 L
(CNTP)
CAMINHOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
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V)- Exemplos de cálculos estequiométricos 
 
A- Conversão de massa para massa 
conhecido = A
MASSA
n=m/MM
A
MOLS A
Relações
estequiométricas
MOLS B
m=nMM
MASSA
B
pedido = B
1 2 3
Ex: Calcular a massa produzida de água (pedido) quando 100 g de propano 
(conhecido) sofrem combustão. 
MM = 44g/mol MM = 18g/mol 
14 
Calcular o número de mol de propano 
 
1
n=m/MM
n = 100g = 2,27 mols
44g/mol
2 Usar as relações estequiométricas para calcular o número de mols 
 do componente pedido (água): REGRA DE 3 
 
2,27 mols de C3H8
1 mol de C3H8 4 mols de H2O
X mols de H2O
X = 9,08 mols
3 Calcular a massa do componente pedido (água) 
 
m=nMM
m= 9,08 mols x 18 g/mol
m= 163,44g
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B- Conversão de volume para volume (solução aquosa) 
conhecido = A
VOLUME
n=CV
A
MOLS A
Relações
estequiométricas
MOLS B
B
pedido = B
1 2 3
n=CV
VOLUME
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Ex: Calcular o volume em mL de uma solução aquosa 0,1 mol/L de NaOH 
(pedido) necessário para neutralizar 50 mL de uma solução aquosa de ácido 
cítrico (conhecido) 0,08 mol/L. 
17 
Calcular o número de mol de ácido cítrico 
 
1
2 Usar as relações estequiométricas para calcular o número de mols 
 do componente pedido (NaOH): REGRA DE 3 
 
3 Calcular o volume do componente pedido (NaOH) 
 
n=CV
n = 0,08 mol/L x 0,05 L = 0,004 mol1 mol de ácido cit. 3 mols de NaOH
X mols de NaOH
X = 0,012 mol
0,004 mol de ácido cit.
n=CV
V = n/C = 0,012 mol/ 0,1 mol/L = 0,12 L
V = 120 mL
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C- Conversão de massa para concentração molar (solução aquosa) 
conhecido = A
MASSA MOLS A
n=m/MM
Relações
estequiométricas
MOLS B
pedido = B
CONC. MOLAR
C=n/V
1
2
3
Ex: Calcular a concentração molar (mol/L) de nitrato de prata (pedido) 
quando 500 mL desta solução aquosa reagem totalmente com 6,35g de 
cobre metálico (conhecido). (suponha que não haja variação de volume na 
solução aquosa). 
2 AgNO3(aq) + Cu(s)  Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
MM = 63,5g/mol19 
Calcular o número de mol de cobre 
 
1
2 Usar as relações estequiométricas para calcular o número de mols 
 do componente pedido (AgNO3): REGRA DE 3 
 
3 Calcular a concentração molar do componente pedido (AgNO3) 
 
1 mol de Cu 2 mols de AgNO3
X mols de AgNO3
X = 0,2 mol
0,1 mol de Cu
n=m/MM
n = 6,35g = 0,1 mol
63,5g/mol
C=n/V
C=n/V = 0,2 mol/ 0,5L = 0,4 mol/L
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VI)- Reagente limitante 
 
Em algumas condições, os reagentes não são usados em quantidades 
estequiométricas. Dessa maneira pode-se garantir o consumo total de um 
reagente (reagente mais caro em geral) chamado de REAGENTE LIMITANTE. 
O outro reagente que não vai ser totalmente consumindo e que vai sobrar no 
final da reação e chamado de REAGENTE EM EXCESSO. 
 
A determinação do REAGENTE LIMITANTE depende da quantidade inicial 
(mols) de cada um dos reagentes, e leva em conta a estequiometria da 
reação. 
 
Somente a partir do número de mol do REAGENTE LIMITANTE que pode ser 
calculada a quantidade dos produtos formados. O REAGENTE LIMITANTE 
governa a formação dos produtos. 
 
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Ex: Se 150 mL de uma solução aquosa de nitrato de prata de concentração 
molar =0,1 mol/L forem misturados com 0,635g de cobre metálico. 
 1- Determine o reagente limitante e o reagente em excesso. 
 2- Calcule a quantidade de prata formada (massa) e a concentração 
de nitrato de cobre (mol/L). 
 3- Calcule a quantidade do reagente em excesso que sobrou. 
2 AgNO3(aq) + Cu(s)  Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
MM = 63,5g/mol MM = 107,9g/mol 
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 1- Determine o reagente limitante e o reagente em excesso. 
Calcular os número de mol de cada reagentes e usar a relação 
estequiométrica entre eles. 
nCu= m/MM = 0,635g/63,5gmol
-1=0,01 mol
nAgNO3= CV = 0,1 mol L
-1 x 0,15 L =0,015 mol
.
1 mol de Cu 2 mols de AgNO3
0,015 mols de AgNO3
X = 0,0075 mol
X mol de Cu
0,0075 mol é o número de mol teórico de Cu para consumir todo o nitrato de 
prata inicialmente presente. Este valor é inferior ao valor real (0,01 mol). 
Então o nitrato de prata é o REAGENTE LIMITANTE e o cobre é o REAGENTE 
EM EXCESSO 
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 2- Calculo da quantidade de prata formada (massa). 
 
2 AgNO3(aq) + Cu(s)  Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
REAGENTE 
LIMITANTE 
O REAGENTE LIMITANTE governa a formação 
dos produtos. 
2 mols de AgNO3
X = 0,015 mol
2 mols de Ag
X mol de Ag0,015 mols de AgNO3
m=nMM
massa de Ag = 0,015 mol x 107,9 g/mol = 1,62 g
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 2- Calculo da quantidade da concentração de nitrato de cobre 
(mol/L) final. 
 
2 AgNO3(aq) + Cu(s)  Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
REAGENTE 
LIMITANTE 
O REAGENTE LIMITANTE governa a formação 
dos produtos. 
1 mol de Cu(NO3)22 mols de AgNO3
X = 0,0075 mol
X mol de Cu(NO3)20,015 mols de AgNO3
C=n/V
CCu(NO3)2 = 0,0075 mol/0,15 L = 0,05 mol/L
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3- Calculo da quantidade do reagente em excesso que sobrou. 
O cobre é o REAGENTE EM EXCESSO 
 
 
 
 
ninicial Cu = 0,01 mol 
nreagiu Cu = 0,0075 mol 
 
nsobrou Cu = 0,01 mol – 0,0075 mol =0,0025 mol 
 
Massa de cobre sobrando = nMM = 0,0025 mol x 63,5 g/mol = 0,159 g 
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VII)- Rendimento percentual 
 
Em uma reação química pode ter produção de produtos secundários, 
necessidade de purificar o produto desejado e possibilidade de presença de 
impureza no material de partida. Por isso, a quantidade de produto obtido vai 
sempre ser inferior à quantidade teórica. 
Assim, para avaliar a eficiência de uma reação química é necessário calcular 
o seu rendimento percentual: 
 
x 100
número de mol (ou massa) de produto obtido
número de mol (ou massa) de produto teórico
Rendimento =
27 
Ex: Considere a reação: 
 
 Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 
 
 
MM = 160g/mol 
Nessa experiência 16 g de Fe2O3 são misturados com um excesso de CO. Qual é o 
rendimento da reação quando 10,08 g de ferro são produzidos? 
 
1- Calcular o número de mol de produto teórico: 
 
 n Fe2O3 =m/MM = 16g/160gmol
-1 = 0,1 mol 
 
 1 mol Fe2O3 ------------------- 2 mol Fe 
 0,1 mol Fe2O3 ----------------- X mol de Fe X = nFe teórico = 0,2 mol 
 
2- Calcular o número de mol de produto obtido: 
 
 nFe obtido = 10,08 g/ 56gmol
-1 = 0,18 mol 
 
3- Rendimento: 
 
 
 
 
 
MM = 56g/mol 
x 100
0,18 mol
0,2 mol
Rendimento = = 90%