Cálculos Químicos e Estequiometria

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27/02/2012
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DISCIPLINADISCIPLINA:: QUÍMICAQUÍMICA GERALGERAL
PROFESSORPROFESSOR:: RAPHAELRAPHAEL
CURSOCURSO:: ENGENHARIAENGENHARIA DEDE PRODUÇÃOPRODUÇÃO
CÁLCULOS QUÍMICOSCÁLCULOS QUÍMICOS
• FÓRMULA É A REPRESENTAÇÃO GRÁFICA DA
COMPOSIÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA.
• OS CÁLCULOS QUÍMICOS AUXILIAM NA DETERMINAÇÃO
DESSAS SUBSTÂNCIAS.
CO2
H2SO4
KMnO4
Ca(OH)2
N2
K2Cr2O7
NaNO3
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• REPRESENTAÇÃO:
- FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMAL
- FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA
- FÓRMULA MOLECULAR
• A FÓRMULA MAIS USADA É A MOLECULAR, POIS ELA
REPRESENTA A SUBSTÂNCIA, TANTO DO PONTO DE VISTA
QUALITATIVO COMO DO QUANTITATIVO.
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• SÃO AS PERCENTAGENS EM MASSA DOS ELEMENTOS
FORMADORES DE UMA SUBSTÂNCIA.
• EXEMPLO 1:
DETERMINAR A COMPOSIÇÃO CENTESIMAL DE UM SAL
INORGÂNICO, SABENDO-SE QUE A ANÁLISE DE UMA
AMOSTRA DE 50 g DESSA SUBSTÂNCIA INDICOU A PRESENÇA
DE 20 g DE CÁLCIO (Ca), 6 g DE CARBONO (c) E 24 g DE
OXIGÊNIO (O).
FÓRMULA FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMALPERCENTUAL OU CENTESIMAL
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
FÓRMULA FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMALPERCENTUAL OU CENTESIMAL
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
FÓRMULA FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMALPERCENTUAL OU CENTESIMAL
• EXEMPLO 2:
DETERMINAR A FÓRMULA PERCENTUAL DO ÁCIDO NÍTRICO,
SABENDO-SE QUE SUA FÓRMULA MOLECULAR É HNO3.
(MASSAS MOLARES: H = 1, N= 14, O = 16)
• 1º PASSO: CALCULAR A MASSA MOLAR DA SUBSTÂNCIA:
HNO3:
H: 1 x 1 = 1
N: 14 x 1 = 14
O: 16 x 3 = 48
TOTAL: 1 + 14 + 48 = 63 g/mol
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
FÓRMULA FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMALPERCENTUAL OU CENTESIMAL
• 2º PASSO: CALCULAR A PORCENTAGEM DE CADA
ELEMENTO:
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• INDICA A PROPORÇÃO MÍNIMA DE CADA ELEMENTO
PRESENTE NA FÓRMULA DA SUBSTÂNCIA (NÚMEROS
INTEIROS E MENORES POSSÍVEIS).
FÓRMULA FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICAMÍNIMA OU EMPÍRICA
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• EXISTEM SUBSTÂNCIAS QUE PODEM TER A MESMA
FÓRMULA MÍNIMA:
FÓRMULA FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICAMÍNIMA OU EMPÍRICA
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• EXEMPLO:
CALCULAR A FÓRMULA MÍNIMA DE UM COMPOSTO QUE
APRESENTA 43,4 % DE SÓDIO (Na), 11,3 % DE CARBONO (C) E
45,3 % DE OXIGÊNIO (O). (MASSAS MOLARES: Na = 23, C = 12, O
= 16):
• 1º PASSO: DETERMINAR A QUANTIDADE DE MOL DE CADA
ELEMENTO, DIVIDINDO-SE AS MASSAS DOS ELEMENTOS
PELAS SUAS RESPECTIVAS MASSAS MOLARES:
FÓRMULA FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICAMÍNIMA OU EMPÍRICA
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
Na: 43,4/23 = 1,88 mol
C: 11,3/12 = 0,94 mol
O: 45,3/16 = 2,82 mol
• 2º PASSO: DIVIDIR A QUANTIDADE DE MOL ENCONTRADA
PELO MENOR VALOR ENTRE ELES PARA ENCONTRAR OS
MENORES NÚMEROS INTEIROS POSSÍVEIS:
FÓRMULA FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICAMÍNIMA OU EMPÍRICA
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
Na: 1,88/0,94 = 2
C: 0,94/0,94 = 1 Na2CO3
O: 2,82/0,94 = 3
OBS: NEM SEMPRE CHEGAMOS A UM RESULTADO COM
TODOS OS NÚMEROS INTEIROS. CASO ISSO OCORRER, DEVE-
SE MULTIPLICAR OS VALORES FINAIS PELO MENOR
NÚMERO POSSÍVEL, A FIM DE TORNÁ-LOS INTEIROS.
FÓRMULA FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICAMÍNIMA OU EMPÍRICA
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• INDICA OS ELEMENTOS FORMADORES E O NÚMERO EXATO
DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO NA MOLÉCULA DA
SUBSTÂNCIA.
FÓRMULA MOLECULARFÓRMULA MOLECULAR
MASSA DA FÓRMULA = MASSA DA FÓRMULA x MOL
MOLECULAR MÍNIMA
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• EXEMPLO:
CALCULAR A FÓRMULA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA
DE MASSA MOLECULAR 180 g, QUE ENCERRA COM 40 % DE
CARBONO (C), 6,72 % DE HIDROGÊNIO (H) E 53,28 % DE
OXIGÊNIO (O). (MASSAS MOLARES: H = 1, C = 12, O = 16):
FÓRMULA MOLECULARFÓRMULA MOLECULAR
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
A) CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR ATRAVÉS DA
FÓRMULAMÍNIMA:
• 1º PASSO: ENCONTRAR A FÓRMULA MÍNIMA:
FÓRMULA MOLECULARFÓRMULA MOLECULAR
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
• 2º PASSO: CALCULAR A MASSA DA FÓRMULA MÍNIMA:
(CH2O): 12 + (1 x 2) + 16 = 30 g
• 3º PASSO: ENCONTRAR A FÓRMULA MOLECULAR ATRAVÉS
DA FÓRMULA:
180 = 30 x n n = 180/30 n = 6
• FÓRMULA MOLECULAR: (CH2O)6 = C6H12O6
FÓRMULA MOLECULARFÓRMULA MOLECULAR
MASSA DA FÓRMULA = MASSA DA FÓRMULA x MOL
MOLECULAR MÍNIMA
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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
B) CÁLCULO DIRETO DA FÓRMULA MOLECULAR:
FÓRMULA MOLECULARFÓRMULA MOLECULAR
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASDETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
FÓRMULA MOLECULARFÓRMULA MOLECULAR
• FÓRMULA MOLECULAR: C6H12O6
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ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
• ESTEQUIOMETRIA: STOIKHEION (ELEMENTO) E METRIĀ
(MEDIDA).
• É O CÁLCULO DAS QUANTIDADES DE REAGENTES E/OU
PRODUTOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS, FEITO COM BASE NAS
LEIS DAS REAÇÕES E EXECUTADO, EM GERAL, COM O
AUXÍLIO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS CORRESPONDENTES.
REGRAS FUNDAMENTAISREGRAS FUNDAMENTAIS
• ESCREVER A EQUAÇÃO QUÍMICA MENCIONADA NO
PROBLEMA.
• ACERTAR (BALANCEAR) OS COEFICIENTES DESSA
EQUAÇÃO.
• ESTABELECER UMA REGRA DE TRÊS ENTRE O DADO E A
PERGUNTA DO PROBLEMA, OBEDECENDO AOS
COEFICIENTES DA EQUAÇÃO.
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
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CASOS MAIS CASOS MAIS 
COMUNSCOMUNS
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
TERMINOLOGIAS IMPORTANTES PARA OS GASESTERMINOLOGIAS IMPORTANTES PARA OS GASES
SIGLASIGLA DENOMINAÇÃODENOMINAÇÃO TEMPERATURATEMPERATURA PRESSÃOPRESSÃO VOLUMEVOLUME
CNTP
Condições normais de 
temperatura e pressão
0ºC
(273 K)
1 x 105 Pa
(1 atm)
22,4 L
CATP Condições ambiente de 
temperatura e pressão
25ºC
(298 K)
1 x 105 Pa
(1 atm)
25 L
• EQUAÇÃO DE CLAPEYRON:
p = PRESSÃO (atm)
V = VOLUME (L)
n =mol
R = CONSTANTE UNIVERSAL DOS GASES (L . atm . K-1 . mol-1)
T = TEMPERATURA (K)
VALORVALOR DE RDE R UNIDADESUNIDADES
0,082 L . atm . K-1 . mol-1
62,36 L . mmHg . K-1 . mol-1
8,314 L . KPA . K-1 . mol-1
K = C + 273K = C + 273
K = TEMPERATURA (K)
C = TEMPERATURA (ºC)
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ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
RELAÇÕES ENTRE AS GRANDEZASRELAÇÕES ENTRE AS GRANDEZAS
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
RELAÇÕES ENTRE AS GRANDEZASRELAÇÕES ENTRE AS GRANDEZAS
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1º EXEMPLO1º EXEMPLO
CALCULAR A MASSA DE ÓXIDO CÚPRICO (CuO) OBTIDA A PARTIR DE 2,54
g DE COBRE METÁLICO (Cu). (MASSAS MOLARES: O = 16; Cu = 63,5).
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
CALCULAR O VOLUME DE GÁS CARBÔNICO OBTIDO, NAS CONDIÇÕES
NORMAIS DE TEMPERATURA E PRESSÃO (CNTP), POR CALCINAÇÃO DE
200 g DE CARBONATO DE CÁLCIO (CaCO3). (MASSAS MOLARES: C = 12; O =
16; Ca = 40).
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
2º EXEMPLO2º EXEMPLO
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15 L DE HIDROGÊNIO (H2), MEDIDOS NAS CONDIÇÕES NORMAIS DE
TEMPERATURA E PRESSÃO, REAGEM COMPLETAMENTE COM CLORO.
QUAL O VOLUME DE GÁS CLORÍDRICO (HCℓ) PRODUZIDO NA MESMA
TEMPERATURA E PRESSÃO?
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
3º EXEMPLO3º EXEMPLO
CALCULAR A MASSA DE CLORETO DE SÓDIO (NaCℓ) E O VOLUME DE GÁS
CARBÔNICO (CO2), A 1,2 atm E 27ºC, OBTIDOS QUANDO SE FAZ 21,2 g DE
CARBONATO DE SÓDIO (Na2CO3) REAGIR COM ÁCIDO CLORÍDRICO (HCℓ).
(MASSAS MOLARES: Na = 23, C = 12, O = 16, H = 1, Cℓ = 35,5)
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
4º EXEMPLO4º EXEMPLO
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CASOS CASOS 
PARTICULARESPARTICULARES
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
1º CASO PARTICULAR1º CASO PARTICULAR
QUAL A MASSA DE H2SO4 PRODUZIDA A PARTIR DE 8
TONELADAS DE ENXOFRE (S)?(MASSAS MOLARES: H = 1, S =
32, O = 16)
QUANDO APARECEM REAÇÕES CONSECUTIVAS QUANDO APARECEM REAÇÕES CONSECUTIVAS 
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
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• REGRAS:
1) REALIZAR O BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES.
2) SELECIONAR AS SUBSTÂNCIAS QUE SÃO IGUAIS.
3) ELIMINAR AS SUBSTÂNCIAS QUE SÃO IGUAIS E QUE ESTEJAM EM LADO
OPOSTOS DA SETA DA REAÇÃO (PARA ISSO DEVEM TER O MESMO
BALANCEAMENTO; CASO NÃO TIVER, MULTIPLICAR A REAÇÃO POR UM VALOR
PARA TORNÁ-LA IGUAL).
4) SOMAR AS EQUAÇÕES, SENDO QUE: ESCREVER ANTES DA SETA TODAS AS
SUBSTÂNCIAS QUE ESTIVEREM ANTES DA SETA NAS REAÇÕES E, DEPOIS DA SETA,
ESCREVER AS SUBSTÂNCIAS QUE ESTIVEREM DEPOIS DA SETA NAS REAÇÕES.
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
1º CASO PARTICULAR1º CASO PARTICULAR
QUANDO APARECEM REAÇÕES CONSECUTIVAS QUANDO APARECEM REAÇÕES CONSECUTIVAS 
• REALIZAR A REGRA DE TRÊS USANDO UM DOS REAGENTES:
1H2SO4 + 2 NaOH
98 g _______ 80 g
147 g _______ x g
x = 120 g NÃO É POSSÍVEL UTILIZAR O VALOR DE 120 g, 
POIS NO EXERCÍCIO FOI INFORMADO QUE USOU-SE 100 g DE NaOH.
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
2º CASO PARTICULAR2º CASO PARTICULAR
QUANDO EXISTE OU NÃO REAGENTE EM EXCESSOQUANDO EXISTE OU NÃO REAGENTE EM EXCESSO
LOGOLOGO: : NaOHNaOH É O REAGENTE LIMITANTEÉ O REAGENTE LIMITANTE
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• REALIZAR A REGRA DE TRÊS USANDO O OUTRO REAGENTE:
1H2SO4 + 2 NaOH
98 g _______ 80 g
x g _______ 100 g
x = 122,5 g É POSSÍVEL UTILIZAR O VALOR DE 122,5 g, POIS
NO EXERCÍCIO FOI INFORMADO QUE USOU-SE 147 g DE H2SO4.
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
2º CASO PARTICULAR2º CASO PARTICULAR
QUANDO EXISTE OU NÃO REAGENTE EM EXCESSOQUANDO EXISTE OU NÃO REAGENTE EM EXCESSO
LOGOLOGO: 147 : 147 –– 122,5 = 24,5 g EM EXCESSO DE H122,5 = 24,5 g EM EXCESSO DE H22SOSO44
• PORTANTO, PARA CALCULAR A MASSA DE Na2SO4 FORMADA,
USAREMOS OS 100 g NaOH, POIS O H2SO4 ESTÁ EM EXCESSO.
•MASSA DE Na2SO4 FORMADA:
1 H2SO4 + 2 NaOH 1 Na2SO4 + 2 H2O
80 g _________ 142 g 
100 g _________ x g
x = 177,5 g
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
2º CASO PARTICULAR2º CASO PARTICULAR
QUANDO EXISTE OU NÃO REAGENTE EM EXCESSOQUANDO EXISTE OU NÃO REAGENTE EM EXCESSO
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QUANDO OS REAGENTES SÃO SUBSTÂNCIAS IMPURASQUANDO OS REAGENTES SÃO SUBSTÂNCIAS IMPURAS
• GRAU DE PUREZA: É A RELAÇÃO DA MASSA DA
SUBSTÂNCIA PRINCIPAL COM A MASSA TOTAL DA
AMOSTRA.
DESEJA-SE OBTER 180 L DE DIÓXIDO DE CARBONO (CO2), MEDIDO NAS
CONDIÇÕES NORMAIS, PELA CALCINAÇÃO DE UM CALCÁRIO DE 90 % DE
PUREZA. QUAL A MASSA DE CALCÁRIO (CaCO3) NECESSÁRIA? (MASSAS
MOLARES: C = 12, O = 16, Ca = 40, CNTP: V = 22,4 L)
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
3º CASO PARTICULAR3º CASO PARTICULAR
CaCO3 ∆ CaO + CO2
100 g ______ 22,4 L 803,57 g ______ 90 %
x g ______ 180 L y g ______ 100 %
x = 803,57 g y = 892,86 g
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
3º CASO PARTICULAR3º CASO PARTICULAR
QUANDO OS REAGENTES SÃO SUBSTÂNCIAS IMPURASQUANDO OS REAGENTES SÃO SUBSTÂNCIAS IMPURAS
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QUANDO O RENDIMENTO DA REAÇÃO NÃO É TOTALQUANDO O RENDIMENTO DA REAÇÃO NÃO É TOTAL
• RENDIMENTO: É A RELAÇÃO ENTRE A QUANTIDADE DE
PRODUTO REALMENTE OBTIDA E A QUANTIDADE DE
PRODUTO QUE SERIA TEORICAMENTE OBTIDA.
• CAUSAS DO RENDIMENTO NÃO SER TOTAL (100%):
- REAÇÃO INCOMPLETA OU PERDAS DURANTE A REAÇÃO.
- PROBLEMAS COM O EQUIPAMENTO.
- ALTERAÇÃO DA TEMPERATURA.
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
4º CASO PARTICULAR4º CASO PARTICULAR
C + O2 CO2
12 g ______ 44 g 110 g ______ 100 %
30 g ______ x g y g ______ 90 %
x = 110 g y = 99 g
QUEIMANDO-SE 30 g DE CARBONO PURO (C), COM RENDIMENTO DE
90%, QUAL A MASSA DE DIÓXIDO DE CARBONO (CO2) OBTIDA?
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
4º CASO PARTICULAR4º CASO PARTICULAR
QUANDO O RENDIMENTO DA REAÇÃO NÃO É TOTALQUANDO O RENDIMENTO DA REAÇÃO NÃO É TOTAL
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QUANDO OS REAGENTES SÃO MISTURASQUANDO OS REAGENTES SÃO MISTURAS
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
5º CASO PARTICULAR5º CASO PARTICULAR
UMA MISTURA FORMADA POR 5 MOLS DE FLÚOR (F2) E 10 MOLS DE
CLORO (Cℓ2) REAGE COMPLETAMENTE COM HIDROGÊNIO (H2). QUAL A
MASSA TOTAL DOS PRODUTOS FORMADOS? (MASSAS MOLARES: F = 19, H
= 1, Cℓ = 35,5)
QUANDO OS REAGENTES SÃO MISTURASQUANDO OS REAGENTES SÃO MISTURAS
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
5º CASO PARTICULAR5º CASO PARTICULAR
UMA MASSA DE 24 g DE UMA MISTURA DE H2 E CO QUEIMA
COMPLETAMENTE, PRODUZINDO 112 g DE PRODUTOS FINAIS. PEDE-SE
CALCULAR AS MASSAS DE H2 E DE CO EXISTENTES NA MISTURA INICIAL.
(MASSAS MOLARES: H = 1, C = 12, O = 16)