Aula 3 esquiometria

Prévia do material em texto

As principais leis ponderais são:
Lei da conservação das massas
ou Lei de Lavoisier 
Lei das proporções constantes
Ou Lei de Proust 
Lei das proporções múltiplas
Ou Lei de Dalton 
As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos:
LEIS PONDERAIS LEIS VOLUMÉTRICAS 
São as leis relativas às 
massas das substâncias que 
participam das reações 
químicas 
São as leis relativas aos 
volumes das substâncias que 
participam das reações 
químicas 
Química Geral - Estequiometria
C + O2  CO2
+
12g C + 32g O2  44g CO2
Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais.
Lei da conservação das massas (Lei de Lavoisier):
“Numa reação química que ocorre num sistema fechado, a massa total antes da
reação é igual à massa total após a reação”.
Química Geral - Estequiometria
Lei das proporções constantes (Lei de Proust):
“Uma dada substância contem seus elementos constituintes na mesma proporção
em massa”.
C + O2  CO2
+
2C + 2O2  2CO2
+
 Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust 
QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA
SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS ELEMENTOS
QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO
hidrogênio oxigênio água+
4 g 32 g 36 g 
1ª experiência: 
2ª experiência: 
2 g 16 g 18 g 
1ª experiência: 
2 g
16 g 
1 g
8 g 
=
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
=
2ª experiência: 4 g
32 g 
1 g
8 g 
=
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
=
CONSEQUÊNCIAS DA LEI DE PROUST
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
É o cálculo pelo qual prevemos as quantidades 
das substâncias que participarão de uma 
reação química
Química Geral - Estequiometria 88
Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton):
“Quando elementos químicos se combinam, fazem-no numa razão de
pequenos números inteiros”.
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a
massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá
variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos
hidrogênio oxigênio água+1ª experiência: 
4 g 32 g 36 g 
4 g 64 g 68 g 
hidrogênio oxigênio água oxigenada+2ª experiência:
=
32 g 
64 g 
32 g 
64 g : 32
=
1
2
A proporção é de 1 : 2
: 32
LEIS VOLUMÉTRICAS
São as leis relativas aos volumes das
substâncias que participam de uma reação
As relações entre os volumes dos gases que
reagem foram determinada foram determinadas
por GAY-LUSSAC
Dizemos que um gás se encontra nas CNTP quando:
P = 1 atm ou 760 mmHg T = 0 °C ou 273 Ke
É o volume ocupado por um mol de um gás
Nas CNTP o volume molar de qualquer gás é de 22,4 L 
“ Quando medidos nas mesmas condições de
temperatura e pressão, os volumes reagentes e
dos produtos gasosos formam uma proporção
constante, de números inteiros e pequenos “
Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado 
Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos
os seguintes volumes:
hidrogênio cloro gás clorídrico+
15 L 15 L 30 L
Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação
1 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos
Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio foi
medidos os seguintes volumes:
hidrogênio oxigênio água+
6 L 3 L 6 L
Simplificando-se esses valores teremos a seguintes
relação 2 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros
e pequenos
HIPÓTESE DE AVOGADRO
Volumes iguais de gases quaisquer, medidos nas
mesmas condições de temperatura e pressão
encerram o mesmo número de moléculas
14) Assinale a alternativa correspondente ao volume ocupado por
0,25 mol de gás carbônico (CO2) nas condições normais de
temperatura e pressão (CNTP):
a) 0,25 L.
b) 0,50 L.
c) 5,60 L.
d) 11,2 L.
e) 22,4 L.
1 mol
0,25 mol
22,4 L
V
1 x V = 0,25 x 22,4
=
1
0,25
22,4
V
V = 5,6 L
15) Nas CNTP, o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono é:
Dados: C = 12 u; O = 16 u.
a) 6,0 L.
b) 8,0 L.
c) 9,0 L.
d) 10 L.
e) 12 L.
1 mol 22,4 L g28
V 10 g
2822,4
V 10
=
28 x V = 22,4 x 10
V =
224
28
V = 8 L
Moléculas
Agrupamento de 2 ou mais 
átomos
Os átomos são unidos pelas
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Fórmulas Químicas 
representam os agregados de átomos - composto
Fórmulas Moleculares 
Emprega um símbolo e um subíndice 
(número de átomos na molécula)
Água Gás carbônico Sacarose
Dois hidrogênios
Um oxigênio
H2O1
H2O
Um carbono
Dois oxigênios
CO2
Doze carbonos
Vinte e dois hidrogênios
Onze oxigênios
C12H22O11
Fórmulas químicas
Elas representam os átomos 
constituintes das substâncias 
através de seus símbolos e suas 
respectivas quantidades
H2SO4
hidrogênio
enxofre
oxigênio
Índice – quantidade de 
átomos do elemento 
químico
Fórmulas químicas
Elas representam os átomos 
constituintes das substâncias e 
suas respectivas quantidades
N2 - gás nitrogênio
O2 – gás oxigênio
Fe – ferro metálico
Al – alumínio metálico
H2O - água
HCl – ácido clorídrico
H2SO4 – ácido sulfúrico
H3PO4 - ácido fosfórico
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas 
CENTESIMAL MÍNIMA MOLECULARe 
FÓRMULA CENTESIMAL
É a fórmula que indica os elementos químicos e as porcentagens, em
massa, de cada átomo que forma a substância
C H75% 25%
METANO
Indica que: 
O metano é constituído por carbono e hidrogênio
Em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio
100
amostra da totalmassa
elemento do massa
 elemento do ponderal % 
hidrogênio carbono metano+
x g y g 100 g 
1ª experiência: 
2ª experiência: 
12 g 4 g 16 g 
x
12
100
=
16
y
4
=
x
12
=
100
16
16 x x = 12 x 100 
16 x x = 1200
16
1200
x = x = 75 % de C
y
4
=
100
16
16 x y = 4 x 100 
16 x y = 400
16
400
y = y = 25 % de H
FÓRMULA MOLECULAR
É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a
substância e o número de átomos de cada elemento na molécula
C6H12O6
GLICOSE 
Indica que: 
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio 
Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono, 12
átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio
FÓRMULA MÍNIMA
É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a
substância e a proporção em número de átomos desses elementos,
expressa em números inteiros e os menores possíveis
C6H12O6GLICOSE
Indica que: 
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio 
Em uma molécula de glicose existe uma proporção de 1 átomo de
carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio.
fórmula molecular
CH2OGLICOSE fórmula mínima
FÓRMULA MÍNIMA
Indica que: 
Substâncias
Substâncias formadas por 
um só tipo de átomos
Substância simples 
Substâncias formadas por 
dois ou mais tipos de 
átomos
COMPOSTOS
ESTEQUIOMETRIA
FÓRMULAS QUÍMICAS
EQUAÇÕES QUÍMICAS
SUBSTÂNCIAS
REAÇÕES QUÍMICAS
• Proporção entre os átomos nas fórmulas
• Mol 
• Massa molar
• Proporção molar entre as substâncias
• Reagente limitante 
• Rendimentos teórico, real e percentual
Massa molecular
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98,1 u
MM de (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u
O ácido sulfúrico
Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a. 
H: 2 x 1 = 2
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
98 u.m.a
H
OH
O
O
O
SMol
medida conveniente de quantidades químicas.
Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol 
de substância (unidades g/mol, g.mol-1).
A massa de 1 mol de 12C = 12 g.
Massa molar
Química Geral - Estequiometria
Massa molar
Massa molecular = MM (H2SO4) = 98,1 u
Para 1 mol de H2SO4 = 98,1 g
Massa de 1 mol de átomos ou substâncias
Massa atômica = MA (Fe) = 55,85 u
Para 1 mol de Fe(s) = 55,85 g
Massa molar
Massa molar
Massa molar
Exemplos
Quantos mol de S (enxofre) estão contidos em 23,5g de uma amostra
de S?
Exercícios Práticos 
1) Quantos mols de Al (alumínio) estão contidos em uma folha de
alumínio de 3,47g usada para embrulhar um sanduíche?
2) Sua balança de laboratório pode pesar amostras com uma precisão
de três casas decimais. Se a incerteza pesada é de +/- 0,002g qual
é a incerteza no n. de mols se a amostra a ser pesada for de Si
(silício puro).
4) A massa molecular do composto é:Na
2
SO
4
. 3 H
2
O
Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u.
a) 142 u.
b) 196 u.
c) 426 u.
d) 444 u.
e) 668 u.
M = 142 + 3 x 18 = 196 u.m.a
Na: 2 x 23 = 46
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
142 u.m.a
H: 2 x 1 = 2
O: 1 x 16 = 16
+
18 u.m.a
5) A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u. Podemos
afirmar que o valor de “ x ” é:
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u.
a) 5.
b) 6.
c) 7.
d) 8.
e) 16.
H : 4 x 1 = 4
4 + 62 + 16 x = 178
16 x = 178 – 66 
P : 2 x 31 = 62
O : x x 16 = 16 x
16 x = 112 
112 
x = 
16 
x = 7
Mol
Para 1 mol de H2SO4
6,022x1023
moléculas 
= 98,1 g
Mol
6,02 x 1023 entidades
M (g)
1 mol
oupesa PA (g)
contém
RESUMO
A massa (em gramas) de um mol de átomos OU
A massa (em gramas) de um mol de moléculas
chama-se MASSA MOLAR
Reações químicas
Envolvem substâncias que reagem entre si, 
quebrando ligações químicas, formando novas 
ligações em novas substâncias. São representadas 
por equações químicas
2 H2 + O2 → 2 H2O
Equações químicas
Descrevem as reações químicas
qualitativamente e 
quantitativamente.
São formadas por duas partes
2H2 + O2  2H2O
reagentes produtos
Equações químicas
• 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
2Na + 2H2O  2NaOH + H2
2K + 2H2O  2KOH + H2
Coeficientes estequiométricos: são os números na frente
das fórmulas químicas; fornecem a proporção em mols
de reagentes e produtos.
Equações químicas
Equações químicas
Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier)
16 g 64g 44g 36g
80g 80g
Equações químicas
Reação C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
Proporção em mols 1 mol 5 mols 3 mols 4 mols 
Proporção em massa 44g 160g 132g 72g
Massa total 204 g de reagentes 204 g de produtos
Proporção em moléculas 6, 022 x1023 3, 011 x1024 1, 806 x1024 2, 408 x1024
1 mol
Contém 6,02 x 10
23
pesa
(PA)
(PM) g
g
7) Em uma amostra de 1,15 g de átomos de sódio, o número de
átomos é igual a:
Dado: Peso atômico do sódio = 23u
a) 6,0 x 1023
b) 3,0 x 1023
c) 6,0 x 1022
d) 3,0 x 1022
e) 1,0 x 1022
23 g
entidades
átomos
6 x 10
23
23g
1,15g n
23 x n = 1,15 x 6 x 10
23
n = 3 x 10
22
23
n =
6,9 x 10
23
23
8) 3,0 x 10 moléculas de certa substância “A” têm massa igual à 14 g.
A massa molar dessa substância é:
a) 56 g / mol.
b) 28 g / mol.
c) 26 g / mol.
d) 14 g / mol.
e) 7,0 g / mol.
massa nº de moléculas
6 x 10
23
Xg
14g
=
3 x 10
23
6 x 10
23
X
14 3 x 1023
= 2
28 g/molX =
9) Uma amostra de 12,04 x 10 23 moléculas de H2O contém:
a) 0,5 mol de água.
b) 1,0 mol de água.
c) 1,5 mols de água.
d) 2,0 mols de água.
e) 2,5 mols de água.
1 mol 6,02 x 10
23
n 12,04 x 10
23
n = 2 mols de água
1 mol
contém 6,02 x 10
23
pesa
(PA)
(PM) g
g
entidades
moléculas
Equações químicas
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que
reagem para formar produtos.
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de
reagente necessária para se chegar à proporção da
quantidade de matéria do produto.
• Essas proporções são denominadas proporções
estequiométricas.
• As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório
devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.
10) 0,4 mol de uma substância X2 tem massa 64 g. A massa molar
do átomo de X é:
a) 16g.
b) 19g.
c) 35,5g.
d) 80g.
e) 160g.
mol massa
1 mol M g
0,4 mol 64 g
=
1 M
0,4 64
0,4 x M = 64
M =
64
0,4
= 160g de X
2
2 x X 160g
X m Então, m = 80g
Equações balanceadas
A quantidade de cada átomo deve ser igual
antes e depois da reação
12) A sacarose é um açúcar de massa molar 342 g/mol com fórmula
C12H22O11. O número de átomos existentes em um grama de
sacarose é:
a) 6,02 x 1023
b) 3,14 x 1020
c) 7,92 x 1022
d) 5,03 x 1025
e) 4,5 x 1027
342g
1g n átomos
45 x 6,02 x 10
23
átomos
= 0,792 x 10
23
n = 7,92 x 10
22
=
342
1 n
45 x 6,02 x 10
23
n =
45 x 6,02 x 10
23
342
n =
270,9 x 10
23
342
Equações balanceadas
Procedimento para balancear equações
Método por tentativa ou direto:
1-Escolher o elemento que apareça apenas uma vez no primeiro e
segundo membro da equação (reagente e produto).
2-Dentre aqueles que atendam ao quesito 1, optar pelo que tenha índices
maiores.
3-Escolhido o elemento, transpor os seus índices, usando-os como
coeficientes.
4-Com a inversão, observar os elementos que já estão balanceados,
utilizando-os para balancear o restante.
Reagente limitante
Se os reagentes não estão presentes
em quantidades estequiométricas, ao
final da reação alguns reagentes ainda
estarão presentes (em excesso).
Reagente limitante: um reagente
que é totalmente consumido
Reagente limitante
2H2 + O2  2H2O
Rendimento de reação
Rendimento teórico
É a quantidade de produto prevista a partir da
estequiometria, considerando o reagente limitante.
Rendimento percentual
O rendimento percentual relaciona o rendimento
real (a quantidade de material recuperada no 
laboratório) ao rendimento teórico:
Rendimento de reação: é definido pela razão entre a quantidade de
produto realmente obtido e a quantidade teoricamente prevista pela
estequiometria da reação. Geralmente é dado em percentagem.
Principais razões para que o rendimento de uma reação seja inferior a
100%:
• Perdas operacionais
• Presença de impurezas
• Ocorrência de reações paralelas
• Reagente limitante
• Possibilidade da reação não ser completa
Rendimento de uma reação: 100% ?
Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com
320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão.
Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se
houver?
1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46 g 96g 88g
138g 320g
o oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente limitante.
• gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante:
46g de C2H6O ------------88g de CO2
138g de C2H6O ------------x
x = 264 g de CO2
• oxigênio em excesso é determinada de forma análoga:
46g de C2H6O ------------ 96 O2
138g de C2H6O ------------x
x = 288 g de O2
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir
e a que efetivamente reagiu:
320g - 288g= 32 g
Reagiu-secompletamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás 
oxigênio (O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real 
dessa reação. (Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O 
= 18 g/mol).
2 H2 + 1 O2 → 2 H2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2 . 2g 1 . 32g 2 . 18 g
4 g 32 g 36 g
1º Passo: Balanceamento
Para o H2: Para o O2:
4 g de H2 ------ 36 g de H2O 32 g de O2 ------ 36 g de H2O
2 g de H2 ------ x 16 g de H2 ------ x
x = 2 g . 36 g = 18 g de água x = 16 g . 36 g = 18 g de água
4 g 32 g
2º Passo: Calculo de rendimento teórico 
Como deu a mesma quantidade de água produzida para os dois, eles reagem
proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante.
Agora, basta relacionar o rendimento teórico (18 g de água) com o
rendimento real obtido na reação, que foi dado no enunciado (14g de
água):
Rendimento teórico --------- 100%
Rendimento real --------- x
x = Rendimento real . 100%
Rendimento teórico
18 g de água ----------- 100%
14,4 g de água -------- x
x = 14,4 g . 100%
18g
x = 80%
O rendimento dessa reação foi igual a 80%.
Numa reação de produção da amônia (NH3), reagiram-se 360 g de gás
hidrogênio (H2) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2),
gerando um rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida?
(Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol; NH3 = 17 g/mol).
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1 . 28 g 3 . 2 g 2 . 17 g
28 g 6 g 34 g
1º Passo:
Visto que o enunciado disse que se usou “uma quantidade suficiente de
gás nitrogênio (N2)”, já sabemos que não há reagente em excesso.
Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada
na reação foi dada no exercício:
6 g de H2 ------ 34 g de NH3
360 g de H2 ------ x 
x = 360 g . 34 g = 2040 g de NH3
6 g
2º Passo:
Rendimento teórico --------- 100%
x --------- Rendimento porcentual
2040 g de NH3 ----------- 100%
x g de NH3 ----------- 20%
x = 2040 g . 20%
100%
x = 408 g de NH3
3º Passo:
A reação de 360g de gás hidrogênio com um rendimento de 20%
fornece 408 g de gás amônia.
Estequiometria de Solução
Solução = Soluto + Solvente
Solvente – componente de quantidade muito maior na solução
Soluto – os outros componentes
1g açucar
+
1L água
Solução
Soluto
Solvente
aquosa
Concentração Molar
A composição de uma solução é dada pela concentração 
molar do soluto
Concentração molar, ou Molaridade, 
simbolizada por M (ou mol/L), indica o número 
de mols (n) de soluto adicionado ao solvente em 
quantidade suficiente para completar um litro
Molaridade =
Se 1,0 L de uma solução foi preparado pela dissolução de 1,0 mol 
de cloreto de sódio, NaCl, isto significa que esta é "uma solução de 
cloreto de sódio 1,0 mol/L e abrevia-se como 1,0 M de NaCl
16) Uma solução tem um volume de 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto
de cálcio, CaCl2 Qual é a concentração molar do CaCl2? (Massas
atômicas: Ca=40,1; Cl=35,5).
Passo 1: calcular número de mols (n) 
1 mol CaCl2 40,1 + (2 x 35,5) = 111,1 g
n CaCl2 26,8 g
n CaCl2 = = 0,241 mol
Passo 2: Aplicar a definição de molaridade
Molaridade =
Molaridade =
Molaridade = 0,964 mol/L OU 0,964 M
Diluição
Solução concentrada: apresenta uma concentração ALTA 
de soluto
Solução diluída: apresenta uma concentração BAIXA de 
soluto
A palavra diluição é usada quando 
uma solução pode ser mais diluída 
pela adição de mais solvente.
18) 50,0 mL de uma solução aquosa de nitrato de potássio, KNO3, 0,134
mol/L é diluída pela adição de uma quantidade de água suficiente para
aumentar seu volume para 225 mL. Qual é a nova concentração?
Passo 1: calcular número de mols (n) 
M =
n KNO3 = 0,134 mol/L x 0,05 L
n KNO3 = 6,7 x 10
-3 mol
Passo 2: Aplicar a definição de molaridade
M =
M =
M= 2,98 x 10-2 mol/L OU 2,98 x 10 -2 M
Diluição
Em diluição, volume e concentração são inversamente 
proporcionais
Ci x Vi = Cf x Vf
0,134 mol/L x 50,0 mL = Cf x 225 mL
Cf = 
Cf = 2,98 x 10
-2 mol/L OU 2,98 x 10 -2 M