Aula 4 Reações Químicas e Estequiometria

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6. Como assegurar que cada brasileiro tenha 
acesso à quantidade mínima diária de 
alimentos? Você já ouviu falar em Segurança 
Alimentar? Um terço do que produzimos vai 
para o lixo! Como combater o desperdício de 
alimentos no Brasil? 
3. A cozinha é antes de tudo um 
laboratório. Que reações químicas e 
processos físicos acontecem no 
preparo dos alimentos? 
1. O Brasil é um dos maiores produtores de 
alimentos. Como o nosso agronegócio 
funciona? Qual é o papel da ciência e da 
tecnologia? 
2. Você tem uma boa alimentação? 
Como conseguir isso com essa nossa 
correria diária? A ciência e a tecnologia 
podem ajudar? 
4. Fazer a própria comida pode ser um ato 
político. Conhecer a origem dos 
ingredientes e saber se são cultivados 
respeitando o meio ambiente, se há 
exploração de mão de obra, se há pessoas 
se envenenando com o uso abusivo de 
agrotóxicos, são critérios importantes na 
hora da compra. 
5. Os agrotóxicos são um mal 
necessário? Ou é possível 
alimentar bilhões de pessoas sem 
esse tipo de recurso? Alimento 
geneticamente modificado faz mal 
à saúde e ao meio ambiente? O 
que dizem os especialistas a favor 
e contra?? O que você acha sobre 
isto? 
III Semana de Ciência e Tecnologia 
2 
8. Para cada fase da nossa vida 
precisamos de uma alimentação 
diferenciada. As necessidades de 
alimentação de um bebê, uma criança, 
adolescente, adulto e uma pessoa idosa 
são diferentes. Precisamos estar atentos a 
estas diferenças. 
9. As populações que vivem no interior 
dispõem de um vasto conhecimento sobre 
ervas e plantas que tratam dos mais 
diversos problemas de saúde. As 
comunidades indígenas, comunidades de 
florestas, quilombolas, populações de 
semiárido e ribeirinhas têm muito a ensinar 
às populações das grandes cidades. 
10. O uso descontrolado de 
pesticidas está diminuindo o 
número de abelhas no Brasil e no 
mundo, e isso afeta todo o meio 
ambiente. Elas são responsáveis 
pela polinização de mais de 70% 
das áreas agrícolas que fornecem 
alimento ao mundo, além de 
contribuírem para polinização da 
flora em geral. 
Outros assuntos relacionados!!! Ideias dos grupos.... 
7. Uma hora a gente ouve falar que 
uma pesquisa demonstrou que um 
certo alimento é um inimigo para a 
saúde. Depois, uma outra pesquisa diz 
que ele é bom. Afinal, por que tanto 
vaivém sobre o que a ciência afirma 
sobre alimentos e saúde? 
Reações químicas e 
estequiometria 
3 
4 
Reações químicas 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) 
Equação química 
Reagentes Produto 
“Numa reação química, a soma das 
massas dos reagentes é igual à soma 
das massas dos produtos.” 
Por isso uma equação química 
deve ser balanceada 
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl (g) 
Coeficiente estequiométrico 
Quantidade de substância que 
participa da reação 
Estado físico das substâncias: (g) (l) (s) 
(aq): em solução aquosa 
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Reações químicas 
- SÍNTESE OU ADIÇÃO – é a reação onde duas ou mais substâncias reagem 
para se transformar em uma. 
 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) 
 
C(s) + O2(g) → CO2(g) 
 
- ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO – é a reação onde uma substância se divide 
em duas ou mais substâncias de estrutura mais simples. 
 
2AgCl(s) → 2Ag(s) + Cl2(g) 
2Cu(NO3)2(s) → 2CuO(s) + 4NO2(g) + O2(g) 
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) 
 As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 
- síntese ou adição - análise ou decomposição 
- simples troca ou deslocamento - dupla troca 
Fotólise 
Pirólise 
Eletrólise 
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Reações químicas 
- SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO – é a reação onde uma substância 
simples troca de lugar com um elemento de uma substância composta, se 
transformando em uma nova substância simples. 
 
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) 
 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 
 
 
- DUPLA TROCA – é a reação onde duas substâncias compostas reagem e 
trocam seus elementos, se transformando em duas substâncias também 
compostas. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O(l) 
 
FeS(aq) + 2HCl (aq) → FeCl2(aq) + H2S(aq) 
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Reações químicas 
- COMBUSTÃO AO AR – são reações rápidas que produzem chama. A 
maioria das reações de combustão envolve O2 da atmosfera como 
reagente. 
 
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) 
 
 
 
 
C2H5OH(l) + 2O2(g) → 2CO(g) + 3H2O(g) 
 
 
C2H5OH(l) + O2(g) → 2C(s) + 3H2O(g) 
 
 
Combustão completa 
Combustão incompleta 
8 
Massa atômica 
A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão 
escolhida. 
Ex: massa de um corpo: a unidade é o Kg 
ton Kg g mg μg ng pg 
65 vezes mais pesado que a unidade escolhida, 1 Kg 
Nenhum seria adequado para medir a massa do átomo. 
65 Kg 
Massa do próton: 1,67 . 10-24 gramas 
Massa do nêutron: 1,67 . 10-24 gramas 
Massa do elétron: 9,10. 10-28 gramas 
Massa do próton: 1,67 . 10-15 nanogramas 
Massa do próton: 1,67 . 10-12 picogramas 
1 picograma = 1 . 10-12 g 
9 
Massa atômica 
Átomos: muito pequenos e extremamente leves 
Comparação com átomo padrão 
Padrão de massas atômicas: isótopo do elemento carbono, mais abundante 
C 
12 
6 
12 unidades de massa atômica 
1 u = 1/12 da massa atômica do 12C 
Unidade de massa atômica 
1 u = 1,66 . 10-24 g = massa de 1 próton ~ 
Isótopo mais abundante H 
1 
1 
1 u (tem apenas 1 próton, nenhum nêutron) 
Mg 
24 
12 
24 u 
 24 u . 1 = 2 
 
2 vezes maior que a 
massa do 12C 
12 
10 
Massa atômica 
Massa atômica de um elemento 
É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais desse 
elemento, expressa em u. 
Exemplo: Cl 35 17 Cl 
37 
17 
75% 25% 
(abundância) 
MACl: 35 . 75 + 37 . 25 = 35,5 u 
100 
Geralmente não são números 
inteiros 
Maioria dos elementos 
possui isótopos 
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Massa molecular 
Soma das massas atômicas dos átomos que constituem uma molécula. 
Átomos se unem para formar moléculas 
Exemplo: H2O = 18 u 
 1 u + 1 u + 16 u 
Obs: usa-se o termo massa molecular tanto para compostos 
moleculares quanto para iônicos 
(por comodidade) 
12 
Mol 
É a quantidade de 6,02 . 1023 partículas quaisquer. 
1 mol de átomos 6,02 . 1023 átomos 
1 mol de moléculas 6,02 . 1023 moléculas 
1 mol de laranjas 6,02 . 1023 laranjas 
6,02 . 1023 
Constante de Avogadro 
Dados experimentais 
13 
Constante de Avogadro 
6,02 . 1023 
É o número de átomos em x gramas de qualquer elemento, sendo x a 
massa atômica do elemento. 
C 
12 
6 (MA: 12 u) 
12 g 6,02 . 1023 átomos 
Al 27 13 (MA: 27 u) 
27 g 6,02 . 1023 átomos 
Número de átomos de 12C 
contidos em 12 g de 12C. 
Número de átomos de 27Al 
contidos em 27 g de 27Al. 
14 
Massa molar 
Massa molar de um elemento 
Massa em gramas de 1 mol de átomos desse elemento 
Exemplo: O 
16 
8 
MA = 16 u 
1 mol de átomos de O 
6,02 . 1023 átomos 16 g 
contém pesa 
Correspondem à massa de 
Massa atômica 
em gramas 
15 
Massa molar 
Massa molar de uma substância 
Massa em gramas de 1 mol de moléculas da substância 
Exemplo: CO2 
C = 12 u 
O = 16 u 
Massa 
molecular em 
gramas 
MM = 12 + 16 + 16 = 44 u 
1 mol de moléculas 6,02 . 1023 moléculas 44 g de CO2 
16 
Massa molar 
Massa molar de um íon 
Massa em gramas de 1 mol de íons 
MACl =35,5 u 
1 mol de íons Cl - 6,02 . 1023 íons 35,5 g 
Exemplo: Cl 
- 
Ganhou 1 elétron mas continua com mesmo número de prótons e nêutrons 
 
Massa não muda 
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Quantidade de matéria (quantidade em mol) 
Quantos mols de átomos correspondem a 120 g de Ca? 
Ca 
40 
20 (MA = 40 u) 
Quantos mols de moléculas correspondem a 110 g de CO2? 
CO2 (MM = 44 u) 
1 mol de átomos de Ca 40 g 
 x 120 g 
 
 x = 3 mols de átomos de Ca 
1 mol de moléculas de CO2 44 g 
 x 110 g 
 
 x = 2,5 mols de moléculas de CO2 
n = m 
MM 
Quantidade em mol 
Massa em gramas 
Massa molar (g/mol) 
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Fórmulas 
Fórmula centesimal ou percentual 
Substância x C H O 
7,5 g 3 g 0,5 g 4 g 
100 g x y z 
7,5 g ------ 3 g 
100 g ------- x 
X = 40 g ou 40% 
7,5 g ------ 0,5 g 
100 g ------- x 
X = 6,7 g ou 6,7% 
7,5 g ------ 4 g 
100 g ------- x 
X = 53,3 g ou 53,3% 
C40% H6,7% O53,3% 
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Fórmulas 
Fórmula mínima ou empírica 
Substância x C H O 
7,5 g 3 g 0,5 g 4 g 
C: 1 mol ------ 12 g 
 x ------- 3 g 
 x = 0,25 mol 
H: 1 mol ------ 1 g 
 x ------- 0,5 g 
 x = 0,5 mol 
O: 1 mol ------ 16 g 
 x ------- 4 g 
 x = 0,25 mol 
n = m 
MM Proporção menores números inteiros 
Dividindo todos por 0,25 
C = 1 
H = 2 
O = 1 
CH2O 
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Fórmulas 
Fórmula molecular 
Átomos na molécula 
Algumas vezes a fórmula mínima pode ser a fórmula molecular. 
 
Exemplo: CH2O (formaldeído ou metanal ou formol) 
30 g/mol 
180 g/mol 
CnH2nOn 
(12.n) + (1.2n) + (16.n) = 180 
30 n = 180 
n = 6 
C6H12O6 glicose 
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Leis das combinações químicas 
Para aplicar o conceito de mol em cálculos basta usar a lei de conservação 
de massa (Lavoisier) e a lei das proporções definidas (Proust) 
Lei de Lavoisier: reação química, sistema fechado 
 mreagentes = mprodutos 
Lei de Proust: Massas: proporções constantes 
 
 
H2 + 1/2O2 H2O 
18 g 2 g 16 g 
 36 g 4 g 32 g 
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Leis das combinações químicas 
Volume molar 
Volume ocupado por 1 mol de qualquer gás, em determinadas 
condições de temperatura e pressão 
CNTP: 1 mol de gás ----------- 22,4 L 
 Temperatura = 273,15 K (0 °C) 
 Pressão = 101 325 Pa (101,325 kPa = 1,01325 bar = 1 atm = 760 mmHg) 
Condições normais de temperatura e pressão 
Constante de proporcionalidade 
ou 
Constante universal dos gases 
P . V = n . R . T 
R = 0,082 atm. L. mol-1 .K-1 
Quantidade em mols 
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Estequiometria 
Medida de uma substância 
 
 
 
Relações: 
Mol 
Massa 
Volume 
Número de átomos 
Número de moléculas 
Importância: indústrias, laboratórios 
 
 Quantidade de reagentes deve-se utilizar 
 Quantidade de produtos são formados 
Reação química 
1 mol 3 mols 2 mols 3 mols 
1 . 46 g 3 . 32 g 2 . 44 g 3 . 18 g 
1 . 6,02 . 1023 3 . 6,02 . 1023 2 . 6,02 . 1023 3 . 6,02 . 1023 
(l) 3 . 22,4 L 2 . 22,4 L (l) 
C2H6O(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) 
Equação tem que estar balanceada 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Relação entre quantidade em mols 
Dada a equação: 3PbCl2 + Al2(SO4)3 3PbSO4 + 2AlCl3, o 
número de mols de PbSO4 que serão formados a partir de 3 mols 
de Al2(SO4)3 é igual a: 
 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 6 
e) 9 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Relação entre quantidade em mols e massa 
Qual a quantidade em mols de água formados na combustão 
completa de 21,6 g de 1-propanol? 
Dados: massas atômicas (H = 1 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol) 
 
 C3H8O + 9/2O2 3CO2 + 4H2O 
 
a) 1,44 
b) 0,72 
c) 4,00 
d) 2,16 
e) 0,64 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Relação entre massas 
A alternativa que indica a massa em gramas de Al2O3, obtida pela 
reação de 13,5 g de alumínio com o oxigênio, é: 
Dados: massas atômicas (Al = 27 g/mol; O = 16 g/mol) 
 
 4Al + 3O2 2Al2O3 
 
a) 156,5 
b) 102,0 
c) 54,0 
d) 25,5 
e) 23,0 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Relação entre massa e volume 
Obs: se o sistema não se encontrar nas CNTP, deve-se calcular a quantidade em 
mols do gás e, através da equação de estado, determinar o volume 
correspondente. 
Calcule o volume de CO2 produzido numa temperatura de 27ºC e 
pressão de 1 atm, na reação de 16 g de oxigênio com monóxido de 
carbono. 
Dados: R = 0,082 atm. L. mol-1 .K-1 
 
 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) 
Constante universal dos gases: P . V = n . R . T 
V = 24,6 L 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Relação entre número de moléculas (ou átomos) com massa, 
quantidade de matéria ou volume 
O benzeno pode ser obtido por polimerização, fazendo se passar 
etino por tubos aquecidos a 500ºC. Na polimerização de 390 g de 
etino, considerando que o rendimento da reação seja total, o 
número de moléculas de benzeno obtido é: 
Dados: massas atômicas (H = 1 g/mol; C = 12 g/mol) 
 
a) 2,3 . 1026 
b) 3,0 . 1024 
c) 1,9 . 1028 
d) 2,7 . 1025 
e) 9,0 . 1024 
 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Problemas envolvendo reagentes em excesso 
Quando tem-se dois reagentes com quantidades específicas, deve-se fazer o 
cálculo para verificar se há excesso de algum deles. 
São colocados para reagir as massas de 1,0 g de sódio metálico e 
1,0 g de cloro gasoso. Considere que o rendimento da reação é de 
100%. A afirmação correta é: 
Dados: massas atômicas (Na = 23,0 g/mol; Cl = 35,5 g/mol) 
 
a) Há excesso de 0,153 g de sódio metálico 
b) Há excesso de 0,352 g de sódio metálico 
c) Há excesso de 0,282 g de cloro gasoso 
d) Há excesso de 0,153 g de cloro gasoso 
e) Nenhum dos dois reagentes está em excesso 
 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Sistemas em que os reagentes são substâncias impuras 
12,25 g de ácido fosfórico com 80% de pureza são totalmente 
neutralizados por hidróxido de sódio. A massa de sal obtida nesta 
reação é de: 
Dados: massas atômicas (Na = 23,0 g/mol; P = 31 g/mol) 
 
a) 14,76 g 
b) 16,40 g 
c) 164,00 g 
d) 9,80 g 
e) 10,80 g 
 
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Tipos de cálculos estequiométricos 
Sistemas em que o rendimento não é total 
A fabricação do óxido de etileno, a partir do eteno, é representada 
pela equação: 
 
 C2H4 + 1/2O2 
 
 
Em um processo industrial, cada 28 Kg de eteno produziram 22 Kg 
de óxido de etileno. Logo, o rendimento desse processo (% em 
massa) foi cerca de: 
a) 50% 
b) 40% 
c) 30% 
d) 20% 
e) 10% 
CH2 CH2 
 
 O 
200ºC a 310ºC 
 
9 atm a 20 atm 
catalisador