estequiometria agronomia(1)

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09/03/2018
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Estequiometria
Universidade Federal do Piauí
Campus Profa Cinobelina Elvas
Disciplina: Química Geral e Analítica
Profa: Larissa Castro Diógenes
larissa.diogenes@hotmail.com
Bom Jesus-PI
ESTEQUIOMETRIA 
 Qual é a importância da estequiometria?
 O objetivo da estequiometria é calcular a quantidade
de reagentes necessária para produzir uma determinada
substância através de uma reação química.
 Seu uso é fundamental na indústria e laboratórios.
TABELA 1: Unidades fundamentais SI 
Grandeza física Nome da unidade Abreviatura
Massa Quilograma Kg
Comprimento Metro m
Tempo Segundo s
Temperatura Kelvin K
Quantidade de matéria Mol mol
Corrente elétrica Ampère A
Intensidade luminosa Candela cd
Ângulo plano Radiano rad
Ângulo sólido estereorradiano sr
UNIDADES DE MEDIDA EM QUÍMICA 
TABELA 2: Alguns prefixos usados no sistema métrico
Prefixo Abreviatura Significado Exemplo
Giga- G 109 1 gigahertz = 1 x 109 Hz 
Mega- M 106 1 megaton = 1 x 106 toneladas 
Quilo- k 103 1 quilograma (kg) = 1 x 103 g
Deci- d 10-1 1 decímetro (dm) = 1 x 10-1 m
Centi- c 10-2 1 centímetro (cm) = 1 x 10-2 m
Mili- m 10-3 1 milímetro (mm) = 1 x 10-3 m
Micro- µ 10-6 1 micrômetro (µm) = 1 x 10-6 m
Nano- n 10-9 1 nanômetro (nm) = 1 x 10-9 m
Pico- p 10-12 1 picômetro (pm) = 1 x 10-12 m
Femto- f 10-15 1 femtômetro (fm) = 1 x 10-15 m
UNIDADES DE MEDIDA EM QUÍMICA 
UNIDADES DE MEDIDA EM QUÍMICA 
Grandeza Unidade Símbolo
Expressão 
em termos 
de outras 
unidades
Expressão em 
termos das 
unidades 
fundamentais do SI
Frequência hertz Hz 1/s
Força newton N m• kg/s-2
Pressão pascal Pa N/M2 Kg/(m• s2)
Energia, trabalho, 
quantidade de calor
joule J N•m m2• kg/s2
Potência, fluxo radiante watt W J/s m2• kg/s3
Quantidade de eletricidade,
carga elétrica
coulomb C s • A
Potencial elétrico, diferença 
de potencial, força 
eletromotriz
volt V W/A m2• kg/(s3 A)
capacidade elétrica farad F V/A m2• kg/(s3 A2)
Resistência elétrica ohm ʊ C/A s4• A2/(m2kg)
LEIS PONDERAIS
Lei da Conservação das massas - Lavoisier (1774).
Mercúrio metálico + oxigênio óxido de mercúrio
100,50 g 8,0 g 108,50 g
“Em qualquer reação química, a soma das massas dos 
reagentes é igual a soma das massas dos produtos”
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 Lei das Proporções Definidas- Proust (1797).
LEIS PONDERAIS
“Qualquer que seja a procedência de uma substância 
composta ela possui sempre a mesma composição.” 
Massa de 
água
Massa de 
Hidrogênio
+
Massa de 
Oxigênio
Razão
Hidrogênio/Oxigênio 
4,5 g 0,5 g 4,0 g 1:8
9,0 g 1,0 g 8,0 g 1:8
18,0 g 2,0 g 16,0 g 1:8
LEIS PONDERAIS
“Se uma massa fixa de um elemento se combina com 
massas diferentes de um segundo elemento, para formar 
compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão
entre si numa relação de números inteiros pequenos”. 
 Lei das Proporções Múltiplas - Dalton (1803).
Massa de 
Nitrogênio
+
Massa de 
Oxigênio Substância
14 g 8,0 g N2O
14 g 16 g NO
14 g 24 g N2O3
14 g 32 g NO2
14 g 40 g N2O5
EQUAÇÕES QUÍMICAS
• Equações químicas: descrições de reações químicas.
• Partes de uma equação: reagentes e produtos:
• A equação química para a formação da água pode ser
visualizada como duas moléculas de hidrogênio reagindo com
uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de
água:
2H2 + O2  2H2O
• As equações também informam o estados físicos das 
substâncias:
– (g) gás; 
– (l) líquido;
– (s) sólido;
– (aq) aquoso.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
EQUAÇÕES QUÍMICAS
• Nas equações químicas também podem aparecer
informações sobre a temperatura e pressão ambientes.
• ∆ acima da seta da reação indica aquecimento na
reação.
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente
das fórmulas químicas; fornecem a proporção de
reagentes e produtos.
Os índices inferiores nunca devem ser alterados
Os coeficientes podem ser alterados
H2O é diferente de H2O2
(1) CH4 + 2O2 (1) CO2 + 2H2O
índice
coeficientes estequiométricos
OBSERVAÇÃO
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
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• Como balancear uma equação?
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
CH4 + O2 CO2 + H2O
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
a) Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)
b) C2H4(s) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
c) Al(s) + HCl(aq) AlCl3(aq) + H2(g)
EXEMPLO 01: Faça o balanceamento das seguintes equações
determinando os coeficientes não fornecidos:
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
OBSERVAÇÃO: Os coeficientes em uma equação química
balanceada podem ser interpretados tanto como o número
relativo de moléculas (ou fórmulas unitárias) envolvidas em
uma reação quanto como a quantidade relativa de matéria.
• Como relacionar as quantidades precisas de átomos
informadas em equações químicas com as quantidades
medidas em laboratório?
• Origem da unidade u.
• É a soma das massas atômicas
de cada átomo da fórmula.
MASSA MOLECULAR
MM da glicose: C6H12O6
= 6 x (MA C) + 12 x (MA H) + 6 x (MA O) 
= 6 x (12,0 u) + 12 x (1,0 u) + 6 x (16,0 u)
= 180,0 u
Exemplo 02: Calcule a massa molecular:
a) ácido sulfúrico H2SO4
b) Nitrato de cálcio Ca(NO3)2
OBS: Massa atômica H = 1 u; S = 32 u; O = 16 u; Ca = 40 u; N = 14 u
Exemplo 03: Calcule a porcentagem de nitrogênio, em massa, em 
Ca(NO3)2.
MASSA MOLECULAR
• O mol é o nome da unidade de base do Sistema Internacional
de Unidades (SI) para a grandeza quantidade de matéria.
• O uso do mol mostra-se adequado somente para descrever
quantidades de entidades elementares (átomos, moléculas, íons,
elétrons)
• 1 mol de algo = 6,0221421 x 1023 daquele algo.
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. 
• 1 mol de moléculas de um gás possui aproximadamente 
6,022 × 1023 moléculas deste gás.
• 1 mol de íons equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 íons.
MOL 
MASSA MOLAR
É a massa em gramas de 1 mol de substância (unidade g/mol ou g mol-1) 
 1 átomo de Au tem massa de 197 u 1mol de Au tem massa de 197g
 1 molécula de H2O tem massa de 18 u 1 mol de H2O tem massa de 18 g
 1 íon NO3
- tem massa de 62 u 1 mol de NO3
- tem massa de 62,0 g
 1 unidade de NaCl tem massa de 58,5 u 1 mol de NaCl tem massa de 58,5g
A massa molar ( em g/mol) de
uma substância é sempre
numericamente igual a sua
massa molecular (em u)
Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:
massa molar de N2 = 2 x (a massa molar de N).
As massas molares para os elementos são encontradas na tabela periódica.
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RELAÇÕES MOLARES 
Esta fotografia mostra um mol de 
sólido (NaCl), um mol de líquido
(H2O) e um mol de gás (O2).
CONVERSÕES ENTRE MASSAS, MOLS E NÚMERO DE 
PARTÍCULAS
Esboço do procedimento usado para converter a massa de uma substância
em gramas e o número de formulas unitárias da substância.
Exemplo: Calcule o número de átomos de cobre em uma moeda norte-
americana de cobre de um centavo. Essa moeda pesa aproximadamente 3g e
consideramos que ela seja 100% de cobre:
Átomos de Cu = (3g de Cu) 1mol de Cu 6,02x1023 átomos de Cu = 3x1022 átomos de Cu
63,5 g de Cu 1 mol de Cu)
MOL
Exemplo 04: Coloque as seguintes amostras em ordem
crescente de números de átomos de carbono: 12g 12C, 1 mol
de C2H2, 9 x 10
23 moléculas de CO2.
Exemplo 05: Calcule o número de átomos de H em 0,35
mol de C6H12O6.
Exemplo 06: Calcule a quantidade de matéria de glicose
(C6H12O6) em 5,38g de C6H12O6.
MASSA MOLAR (g/mol)
Exemplo 07: Calcule a massa, em gramas, de 0,433 mol de
nitrato de cálcio (Ca(NO3)2).
• É a composição percentual em massa de cada elemento 
numa substância.
• Para que é usada? Pureza de compostos.
• Cálculo: 
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL
• EXEMPLO 08: Calculea composição percentual de 
C12H22O11.
•A fórmula mínima de uma substância diz o número
relativo de átomos de cada elemento que ela contém.
FÓRMULAS MÍNIMAS
Esboço do procedimento
utilizado para se calcular a
fórmula mínima de uma
substância a partir de sua
composição percentual.
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Exemplo 09: O ácido ascórbico contém 40,92% de C, 4,58%
de H e 54,5% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do
ácido ascórbico?
FÓRMULAS MÍNIMAS
 Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos
da MM para encontramos a fórmula molecular.
 Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre
números inteiros múltiplos dos índices inferiores na
fórmula mínima.
Exemplo:
Fórmula mínima C3H4 Fórmula molecular C9H12
FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DE 
FÓRMULAS MÍNIMAS
Exemplo 10: O mesitileno, hidrocarboneto encontrado em
pequenas quantidades no petróleo, tem uma fórmula mínima
C3H4. A massa molecular, determinada experimentalmente, para
essa substância é 121 u. Qual é a fórmula molecular do
mesitileno?
FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DE 
FÓRMULAS MÍNIMAS
REAGENTES LIMITANTES 
• Reagente limitante: um reagente que é totalmente
consumido durante uma reação química.
• O reagente limitante pode ser encontrado dividindo-se a
quantidade (em mol) de cada reagente pelo seu
correspondente estequiométrico. O reagente para o qual se
obtiver o valor mais baixo é o limitante.
EXEMPLO 11: Considere a reação:
2 Al(s) + 3 Cl2(g) → 2 AlCl3(s).
Deixa-se reagir uma mistura de 1,50 mols de Al e 3,00 mols de Cl2.
a) Qual é o reagente limitante?
b) Qual é a quantidade de AlCl3 formada?
c) Que quantidade de matéria do reagente em excesso que sobra no 
final da reação?
Rendimento teórico é a massa máxima de produto que pode
ser obtida a partir de uma reação química.
Rendimento real é a quantidade de produtos que é
efetivamente obtida em uma reação. Quase sempre é menor
que o rendimento teórico.
Rendimento Percentual 
Rendimento 
percentual
Quantidade real
Quantidade teórica
= x 100%
Exemplo 12: Ácido adípico, H2C6H8O4, é usado para produzir
náilon. Ele é preparado comercialmente por uma reação
controlada entre o ciclohexano (C6H12) e O2:
Rendimento Percentual 
2 C6H12(l) + 5O2(g) 2 H2C6H8O4(l) + 2 H2O(g)
a) Considerando que você realizou essa reação começando com
25,0 g de ciclohexano, e que o ciclohexano é o reagente
limitante, qual é o rendimento teórico de ácido adípico?
b) Se você obtém 33,5 g de ácido adípico a partir dessa reação,
qual é o rendimento percentual de ácido adípico?