Quimica ESTEQUIOMETRIA (Conceitos básicos)

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ESTEQUIOMETRIA (Conceitos básicos) QUÍMICA A 1415 
 
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ESTEQUIOMETRIA 
Estequiometria é a parte da Química que estuda as proporções dos elementos que se combinam ou que 
reagem. 
 
MASSA ATÓMICA (u) 
É a massa do átomo medida em unidades de massa atómica (u). A massa atómica indica quantas vezes o 
átomo considerado é mais pesado que ½ do isótopo C12. Na natureza, quase todos os elementos são misturas 
dos seus isótopos com diferentes percentagens em massa. Estas percentagens são chamadas abundâncias 
relativas. 
Veja a abundância relativa do cloro: 
Isótopo Abundância 
Relativa 
Massa Atómica 
Cl35 75,4% 34,969 u 
Cl37 24,6% 36,966 u 
 
A massa atómica do cloro que aparece na Tabela Periódica dos Elementos é a média ponderada destas 
massas. O cálculo é feito desta maneira: 
 
Considerando a percentagem dos isótopos do hidrogénio na natureza: 
1H1 1H² 1H³ 
99,9% 0,09% 0,01% 
Hidrogénio Deutério Trítio 
 
Antigamente, utilizava-se o termo "peso atómico". Mas deve-se evitar este termo. Para determinar as massas 
atómicas dos elementos recorre-se à espectrometria de massa. 
 
 
 
MASSA MOLECULAR (MM) 
É a massa da molécula medida em unidades de massa atómica. Para cálculos estequiométricos, utiliza-se a 
unidade gramas (g). O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atómicas dos elementos e a 
soma dos seus átomos na molécula. 
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Assim: 
H2O (Água) 
O = 1x 16 = 16 
H = 2 x 1 = 2 
MM = 16 + 2 = 18 g ou 18 u 
Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atómica (16), resultando em 16. Há 
dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atómica (1), resultando em 2. Estes resultados são 
somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, 18 g ou 18 u. 
Outros exemplos: 
CO2 (Dióxido de carbono) 
O = 2 x 16 = 32 
C = 1 x 12 = 12 
MM = 32 + 12 = 44 g ou 44 u 
C12H22O11 (Sacarose) 
O = 11 x 16 = 176 
H = 22 x 1 = 22 
C = 12 x 12 = 144 
MM = 176 + 22 + 144 = 342 g ou 342 u 
Mg(OH)2 (Hidróxido de magnésio) 
H = 2 x 1 = 2 
O = 2 x 16 = 32 
Mg = 1 x 24 = 24 
MM = 2 + 32 + 24 = 58 g ou 58 u 
Ca(NO3)2 (Nitrato de cálcio) 
O = 6 x 16 = 96 
N = 2 x 14 = 28 
Ca = 1 x 40 = 40 
MM = 96 + 28 + 40 = 164 g ou 164 u 
CuSO4.5H2O (Sulfato cúprico penta-hidratado) 
O = 5 x 16 = 80 
H = 10 x 1 = 10 
O = 4 x 16 = 64 
S = 1 x 32 = 32 
Cu = 1 x 63,5 = 63,5 
MM = 80 + 10 + 64 + 32 + 63,5 = 249,5 g ou 249,5 u 
 
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Fórmula Empírica 
É uma fórmula que fornece o número relativo entre os átomos da substância. Mostra a proporção em número 
de átomos dos elementos expressa em número inteiros e os menores possíveis. 
Considere a fórmula empírica de algumas substâncias e as suas fórmulas moleculares: 
Substância Fórmula Molecular Fórmula Empírica 
Água Oxigenada H2O2 HO 
Glicose C6H12O6 CH2O 
Ácido Sulfúrico H2SO4 H2SO4 
 
Geralmente, as fórmulas empíricas são uma “simplificação matemática” da fórmula molecular. A água 
oxigenada pode ser dividida por 2 originando a fórmula empírica acima. Na glicose, a fórmula molecular foi 
dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é possível dividir por um número inteiro, então a fórmula empírica fica 
igual à fórmula molecular. 
 
Composição Centesimal ou Análise Elementar 
A fórmula centesimal fornece a percentagem dos átomos que compõe a substância. Representa a proporção 
em massa que existe na substância. É sempre constante e segue a Lei de Proust. 
Exemplo: 
C: 85,6% 
H: 14,4% 
Considere o cálculo da fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise da substância: 
A análise de 0,40 g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28 g de ferro e 0,12 g de oxigénio. Qual 
é a sua fórmula centesimal? 
 
 
x = 70% de Fe 
 
x = 30% de O 
Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O. 
 
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MOL 
A palavra mol foi utilizada pela primeira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim, esta palavra 
significa mole, que significa ”monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também originou molécula, que 
quer dizer pequena quantidade. Algumas mercadorias são vendidas em quantidades já definidas, como por 
exemplo a dúzia (12), o quarteirão (25), a grosa (144), a resma (500) e etc. O mol também determina 
quantidade. Pode determinar também massa e volume. Considere o esquema a seguir: 
MOL 
 Quantidade = 6,022 x 1023 átomos, moléculas, iões 
 Massa (em g) da Tabela Periódica 
 Volume = 22,4 L, nas PTN 
 
O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,022x1023 unidades. É utilizado em química para 
referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para quantificar 
átomos, moléculas, iões, número de eletrões, etc. O número 6,022x1023 é a constante de Avogadro. 
Exemplos: 
1 mol de átomos de H tem 6,022x1023 átomos. 
2 mol de átomos de H tem 2 x 6,022x1023 átomos = 12,04x1023 átomos de H 
O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g). 
Exemplos: 
1 mol de água tem 18 g 
2 mol de água tem 2 x 18 = 36 g 
O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas PTN (condições normais de 
pressão e temperatura). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4 L (litros). 
PTN: 
T = 0° C = 273 K 
P = 1 atm = 760 mmHg 
Exemplos: 
1 mol de CO2 ocupa que volume nas PTN? 22,4 L 
2 mol de CO2 ocupa que volume nas PTN? 2 x 22,4 L = 44,8 L 
Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula dos Gases Ideais ou Equação de Clapeyron: 
P.V = n.R.T 
Onde: 
P = pressão do gás (atm) 
V = volume do gás (L) 
n = número de mols do gás (mol) 
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R = Constante universal dos gases perfeitos = 0,082 atm.L/mol.K 
T = temperatura do gás (K) 
 
ESTEQUIOMETRIA COMUM / ESTEQUIOMETRIA DA FÓRMULA: 
Os cálculos estequiométricos são cálculos que relacionam as grandezas e quantidades dos elementos 
químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes cálculos. É muito importante saber transformar a unidade 
grama em mol. Pode-se usar a seguinte fórmula: 
 
 
Onde: 
n = número de mol (quantidade de matéria) 
m = massa em gramas 
MM = massa molar (g/mol) 
Exemplo: 
Quantos gramas existem em 2 mol de CO2? 
 2 x 44 = m m = 88 g 
Este cálculo pode ser feito também por: 
 
x = 44 x 2 
x = 88 g 
Para os cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidade iguais uma em baixo da outra, como 
no exemplo acima. 
Outros exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química: 
1. Quantos mols há em 90 g de H2O? 
 
 
90 = 18. X 
 
 
x = 5 mol 
 
 
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2. Quantas moléculas de água há em 3 mol de H2O? 
 
x = 3 . 6,02.1023 
x = 18,06. 1023 ou 1,806.1024 moléculas 
3. Qual o volume ocupado por 4 mol do gás Cl2 nas PTN? 
 
x = 4 x 22,4 
x = 89,6 L 
4. Quantos mols existem em 89,6 L de CO2 nas PTN? 
 
22,4 . x = 89,6 
 
 
x = 4 mol 
 
ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA 
Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consistem em encontrar as quantidades de 
certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação química. Estes 
cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora serão chamados 
de coeficientes estequiométricos. 
Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular: 
1. fazer o balanceamento da equaçãoquímica (acertar os coeficientes estequiométricos); 
2. fazer contagem de mol de cada substância; 
3. verificar o que é pedido no problema; 
4. relacionar as grandezas; 
5. calcular (proporções). 
Exemplos: 
1) 108 g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogénio, segundo a reação 
seguinte: 
Al + H2SO4 → 1Al2(SO4)3 + 3H2 
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Determine: 
a) o balanceamento da equação: 
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 
Isto quer dizer que 2 mol de Al reagem com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2 
 
b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir com o alumínio: 
1°) passo: 2°) passo: 
 
 x = 3,98 x = 2,27 
 x = 294 g de H2SO4 x = 54 g de Al 
 
3°) passo: 
 
 54 . x = 108 . 294 
 54 . x = 31752 
 
 x = 588 g de H2SO4 
Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no 2°passo, 
transformar o número de mol em gramas. 
 
CÁLCULO DA PUREZA 
O cálculo da pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias. 
Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras. 
Exemplo: 
Uma amostra de calcite, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a 
aquecimento, de acordo com a reação: 
 
CaCO3 → CaO + CO2 
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcite? 
 
 100 . x = 800 . 80 
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 100 . x = 64000 
 
 x = 640 g de CaCO3 
Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640 g. 
CaCO3 → CaO 
 
 100 . x = 56 . 640 
 100 . x = 35840 
 
 
 x = 358,4 g de CaO 
 
CÁLCULO DO RENDIMENTO 
É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o 
rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos 
aparelhos ou dos reagentes, falta de preparação do operador, etc. O cálculo do rendimento de uma reação 
química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). 
Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. 
Exemplo: 
Num processo de obtenção de ferro a partir de minério hematite (Fe2O3), considere a equação química não-
balanceada: 
Fe2O3 + C → Fe + CO 
 
Utilizando-se 480 g de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro 
produzida será de: 
Equação Balanceada: 
1Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO 
 
Dados: 1Fe2O3 = 480 g 
2Fe = x (m) com 80% de rendimento 
MM Fe2O3 = 160 g/mol 
MM Fe = 56 g/mol 
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 160 . x = 480 . 112 
 160 . x = 53760 
 
 x = 336 g de Fe 
Cálculo do Rendimento: 
 
 100 . x = 80 . 336 
 100 . x = 26880 
 
 
 x = 268,8 g de Fe 
 
CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO: 
Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de 
reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante. Estes cálculos 
podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes. É necessário calcular qual 
destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está em excesso. Depois de descobrir o reagente limitante 
e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos. 
Exemplos: 
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação: 
 
Zn + S → ZnS 
 
Reagiu 30 g de zinco e 36 g de enxofre. Qual é o regente em excesso? 
Balancear a reação química: 1 Zn + 1 S → 1 ZnS 
 
Dados: 
Zn = 30 g 
S = 36 g 
 
Transformar a massa em gramas para mol: 
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x = 0,46 mol de Zn x = 1,12 mol de ZS 
 
Pela proporção da reação 1 mol de Zn reage com 1 mol de S. Então 0,46 mol de Zn reage com quantos mols de 
S? 
 
 x = 0,46 mol de S 
Então 1 mol de Zn precisa de 1 mol de S para reagir. Se temos 0,46 mol de Zn, precisamos de 0,46 mol de S, 
mas temos 1,12 mol de S. Concluimos que o S está em excesso e, portanto o Zn é o reagente limitante. 
2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima? 
Para resolver esta questão, utiliza-se somente o valor do reagente limitante. 
 
 65,39 . x = 30 . 97,39 
65,39 . x = 2921,7 
 
x = 44,68 g de ZnS 
 
Algumas constantes e conversões úteis: 
1 atm = 760 mmHg = 101325 Pa 
1 Torr = 1 mmHg 
R = 0,082 atm.L/mol.K 
R = 8,314 mol.K 
R = 1,987 cal/mol.K 
Número de Avogadro: 6,02.1023 
1 mL = 1 cm³ 
1 dm³ = 1 L = 1000 mL