Estequiometria: Cálculos em Reações Químicas

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Estequiometria
Definição
São os cálculos das quantidades das substâncias envolvidas numa 
reação química
Conceitos básicos
-Conversão de unidades
- Regra de três ou método dos fatores de conversão (análise dimensional)
- Fórmula percentual, mínima e molecular
- Balanceamento de reações
- Mol, nº de avogadro, massa molecular, massa atômica
- Leis Ponderais (Lavoisier e Proust)
- Lei de Gay-Lussac
Conversão de Unidades
Unidades do Sistema Internacional (SI) – sistema MKS 
Metro
Kilograma
segundo
Quantidade de matéria – mol ou mols
Sistema alternativo – CGS (centímetro – grama – segundo)
Sistemas ingleses (polegada, jardas, pés, milhas etc...) devem ser evitados
Unidades de comprimento
Nanômetro = 10-9 m Picômetros = 10-12m Fentômetro = 10-15m Micrômetro = 10-6m
Obs: O Angstrom é uma unidade antiga e não é do S.I. Equivale a 10-10m
Unidades de Volume
Usar mL 1 mL = 1 cm3 Nunca usar cc para cm3
Método dos fatores de conversão ou análise dimensional
É um método alternativo a regra de três simples, baseado no conhecimento 
dos fatores de conversão
Ex: Regra de três Qual o peso em gramas de uma pessoa de 75 kg?
R.: montando a regra de três teremos 1 kg → 1000 g
75 kg → x g logo x = 75x1000
1
X = 75000 g
Pelo método dos fatores de conversão:
meu dado x fator de conversão (desejado /unidade dada)
75 x 1 g
0,001 kg 75 /0,001 = 75000 g
Massa atômica do C = 12
Massa atômica do H = 1
Massa atômica do CH4 = (12 x 1) + (1 x 4) = 16 Também chamada de massa 
molecular ou simplesmente MOL
Carbono: 16  100
12  X X = 75%
Fórmula percentual: indica a porcentagem, em massa, de cada elemento 
que constitui a substância.
Ex: Determine a formula percentual do metano (CH4)
Hidrogênio: 16  100
1x 4  Y Y = 25%
Exercícios: Determine a porcentagem de nitrogênio nos seguintes compostos:
(NH4)2SO4 NH4NO3 CO(NH2)2 massas atômicas: Tabela Periódica
R = 21,2% - 35% - 46,7%
Fórmula mínima: indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos 
átomos dos elementos que constituem uma substância.
Ao determinar a fórmula mínima, devemos:
a) calcular o número de mol (n) de átomos de cada elemento;
b) dividir os resultados pelo menor valor encontrado.
Exemplo: Qual a fórmula mínima de um composto com 2,4 g de C e 0,6 g de H?
Fórmula molecular: indica o número real de átomos de cada elemento na 
molécula.
Exercício:
Um cloreto de ferro hidratado (FeClx · y H2O), de massa molecular 270,5, apresenta 20,6% de ferro e 
39,4% de cloro, em massa.
a) Qual a porcentagem de água nesse sal?
b) Quantas moléculas de água de hidratação (y) existem por fórmula desse composto?
c) Qual é a fórmula desse sal? (Massas atômicas: Fe = 56; Cl = 35,5; H = 1; O = 16)
a) Se temos 20,6% de Fe e 39,4% de Cl, a porcentagem em massa de água será dada por: 100% – (20,6% + 39,4%) = 40%
b)
c)
Leis Ponderais
Lei da conservação das massas (Lei de Lavoisier)
Lei das proporções constantes (Lei de Proust)
Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua 
composição.
Ex: H2O terá sempre 11,19% de H e 88,91% de O. De outro modo; 2g de H reagem com 16 g de O formando 18 g 
de água; a relação entre as massas dos reagentes é de 1:8. Esta relação será sempre a mesma para um 
determinado composto. Se colocarmos 4 g de H, não serão produzidos 20 g de água!. As 2 g do H permanecerão 
em excesso!
Lei volumétrica de Gay-Lussac
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos gases 
participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números 
inteiros e pequenos.
Mol
Obs: CNTP – pressão de 1 atm e temperatura de 0°C
Determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mols de gás 
nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dado: massa molar 
do NH3 = 17 g/mol)
Calcular a massa de amônia produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio 
com quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dados: massas molares do NH3 = 
17 g/mol; N2 = = 28 g/mol)
Cálculos Estequiométricos
Determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzido na reação de 140 g de 
gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dados: massa 
molar do N2 = 28 g/mol e volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L mol–1)
REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE
Para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em excesso, podemos
seguir as etapas abaixo:
a) considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de produto seria 
formado;
b) repita o procedimento para o outro reagente;
c) a menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e 
indica a quantidade de produto formada.
Foram misturados 40 g de hidrogênio (H2) com 40 g de oxigênio (O2), com a 
finalidade de produzir água, segundo a equação:
Determine:
a) o reagente limitante;
b) a massa do produto formado;
c) a massa do reagente em excesso.
(Dados: massas molares: H2 = 2 g mol–1, O2 = 32 g mol–1, H2O = 18 g mol–1)
Observe que a menor quantidade de água produzida será de 45 g, correspondente ao consumo total de 
O2(g), que é, então, o reagente limitante. Agora vamos calcular a massa de H2(g) que será consumida e 
o que restou em excesso:
Como a massa total de H2(g) era de 40 g e só 5 g de H2(g) reagiram, teremos um excesso de 35 g 
de H2(g) . Assim, temos:
a) reagente limitante: O2(g);
b) massa de água formada: 45 g;
c) massa de H2(g) em excesso: 35 g.
REAÇÕES QUÍMICAS COM SUBSTÂNCIAS IMPURAS
Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de 
magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida. (massas molares: Mg = 24 g mol–1; 
MgO = 40 g mol–1)
Determinada a massa de magnésio (96 g) existente na 
massa da amostra, podemos
calcular a massa do produto formado:
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
Sabendo que a formação da água ocorre segundo a equação:
Determine o rendimento real de um experimento no qual 2 g de hidrogênio reagiram com
16 g de oxigênio, produzindo 14,4 g de água. (massas molares: H2 = 2 g mol–1;
O2 = 32 g mol–1; H2O = 18 g mol–1)
Assim, rendimento teórico é: x = 18 g
Como as massas dos reagentes (H2(g) e O2(g)) estão em proporção estequiométrica, não existe 
reagente em excesso. Teoricamente, deveriam ser produzidos 18 g de H2O, mas a massa produzida 
de água foi de 14,4 g. Assim, temos:
rendimento real = 80%