2 Reações Químicas e Estequiometria

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Universidade Federal de Santa Maria 
Centro de Ciências Naturais e Exatas 
Disciplina: Química Geral 
Unidade 2 
Reações Químicas e 
Estequiometria 
Química Geral – R. Chang 
Química: a Ciência Central - T. L. Brown 
 
Profa. Roberta Cargnelutti 
1. O número de prótons no núcleo, denominado número 
atômico (Z), corresponde à identificação química do 
elemento. A tabela periódica está organizada em função do 
número atômico. 
2. Átomos de mesmo número atômico podem conter 
quantidades diferentes de nêutrons no núcleo: são 
denominados de isótopos. 
Definições fundamentais 
2 
3. Um elemento químico é um conjunto formado por 
átomos de mesmo número atômico. Cada elemento tem um 
conjunto de isótopos, uns mais abundantes que os outros, 
ou eventualmente, apenas um isótopo. 
Uma molécula consiste em um conjunto neutro de dois ou 
mais átomos agregados em um arranjo definido por 
ligações químicas. 
H2 H2O NH3 CH4 
Uma molécula diatômica contém apenas dois átomos: 
H2, N2, O2, Br2, HCℓ, CO 
Uma molécula poliatômica contém mais de dois átomos: 
O3, H2O, NH3, CH4 
3 
Um íon é um átomo ou grupo de átomos, que possui 
uma carga elétrica líquida. 
cátion – íon com carga positiva 
 Se um átomo perde um ou mais elétrons, ele se torna 
um cátion. 
ânion – íon com carga negativa 
 Se um átomo ganha um ou mais elétrons, ele se torna 
um ânion. 
Na 11 prótons 
11 elétrons 
Na+ 11 prótons 
10 elétrons 
Cl 17 prótons 
17 elétrons 
Cl- 17 prótons 
18 elétrons 
4 
Um íon monatômico contém somente um átomo 
Um íon poliatômico contém mais de um átomo 
Na+, Cℓ-, Ca2+, O2-, Aℓ3+, N3- 
OH-, CN-, NH4
+, NO3
- 
5 
Íons monoatômicos comuns dos elementos: 
Uma fórmula molecular mostra o número exato de 
átomos de cada elemento na menor entidade 
fundamental que constitui a substância. 
Uma fórmula empírica mostra a menor proporção em 
números inteiros das quantidades relativas dos átomos 
que constituem a substância. 
H2O H2O 
molecular empírica 
C6H12O6 CH2O 
O3 O 
N2H4 NH2 
6 
Compostos iônicos consistem de uma combinação 
equilibrada de cátions e ânions. 
• A fórmula é sempre a mesma fórmula empírica. 
• A soma das cargas dos íons deve ser igual a zero. 
Estrutura do composto iônico NaCℓ 
7 
Fórmulas dos Compostos Iônicos 
Aℓ2O3 
2 x +3 = +6 3 x -2 = -6 
2Aℓ3+ 3O2- 
CaBr2 
1 x +2 = +2 2 x -1 = -2 
Ca2+ 2Br- 
Na2CO3 
1 x +2 = +2 1 x -2 = -2 
2Na+ CO3
2- 
8 
NOx (número de 
oxidação ou estado de 
oxidação): 
Refere-se ao número de 
cargas que um átomo 
teria em uma molécula 
(ou em um composto 
iônico se houvesse 
transferência completa 
de elétrons. 
Regras para a determinação do número de oxidação de um elemento: 
(IMPORTANTÍSSIMO!!! MEMORIZAR!!!) 
 
1) O número de oxidação (NOx) de um elemento numa substância simples é zero. 
 Ex.: Ag; O2; N2. 
 0 0 0 
2) O NOx de um elemento num íon monoatômico é igual à carga do íon. Quando o íon for poliatômico, mas 
ainda do mesmo elemento, o NOx é igual à carga do íon dividida pelo número de átomos. 
Ex.: Fe2+, Aℓ3+, Hg2+, O2−, Cℓ−, Hg2
2+, S2
2− 
 +2 +3 +2 −2 −1 +1 −1 
3) O NOx do hidrogênio é +1 quando combinado com não-metais, e −1 quando combinado diretamente com 
metais. 
 Ex.: H2O; CaH2 
 +1 −1 
4) O NOx dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (Grupos 1 e 2, respectivamente) é igual ao número do 
grupo em todos os seus compostos. 
 Ex.: NaCℓ; CaSO4 
 +1 +2 
5) O NOx dos halogênios é −1 , exceto quando combinados com oxigênio ou com um halogênio superior na 
tabela periódica. O flúor tem NOx −1 em todos os seus compostos. 
 Ex.: NaCℓ; NaCℓO; OF2 
 −1 +1 −1 
6) O NOx do oxigênio é −2 na maioria dos compostos, exceto nos derivados de flúor, e nas espécies peróxido 
(O2
2−), superóxido (O2
−), e ozonídeos (O3
−). 
Ex.: H2O; NO2; HNO3; CaO2; KO2; KO3; OF2 
 −2 −2 −2 −1 −½ −⅓ +2 
7) A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie química é igual à carga da 
espécie!!!! 
Essa regra, ao ser aplicada em conjunto com os valores de NOx pré-estabelecidos pelas regras anteriores, 
permite calcular o NOx para a maioria dos compostos inorgânicos. 
9 
10 
Números de Oxidação dos Elementos 
Exercícios 
1) Determine o estado de oxidação do enxofre 
em cada um dos seguintes itens: 
a) H2S; b) S8, c) SCℓ2; d) Na2SO3; e) SO4
2- 
 
2) Qual é o estado de oxidação dos elementos 
em destaque: 
a) P2O5; b) NaH; c) Cr2O7
2-; d) SnBr4; e) BaO2 
11 
 Usa simbologia química para representar o que 
acontece durante uma reação: 
reagentes produtos 
12 
Equação Química 
Como interpretar equações químicas 
2 Mg + O2 2 MgO 
2 átomos Mg + 1 molécula O2 produz 2 unidades MgO 
2 mol Mg + 1 mol O2 produz 2 mol MgO 
48,6 g Mg + 32,0 g O2 produz 80,6 g MgO 
JAMAIS!!!!!!!!!!!! 
2 g Mg + 1 g O2 produz 2 g MgO 
13 
14 
Lei da conservação da massa 
A massa total de uma substância 
presente ao final de uma reação química 
é a mesma massa total do inicio da reação. 
(Antonie Lavoisier) 
 
“Nada se cria; existe a mesma quantidade 
de matéria antes e depois do experimento.” 
Estequiometria 
Baseada no entendimento de massas 
atômicas e em um princípio fundamental: 
Ferramenta essencial na química 
Balanceamento de Equações Químicas 
1. Escreva as fórmulas químicas corretas dos reagentes à 
esquerda e dos produtos à direita da seta indicadora do 
sentido da reação. 
Etano reage com oxigênio para formar dióxido de carbono e 
água: 
C2H6 + O2 CO2 + H2O 
2. Modifique os números em frente às fórmulas (coeficientes 
estequiométricos) para ajustar as quantidades de átomos 
dos dois lados da equação. Não modifique os subscritos 
(índices estequiométricos). 
2C2H6 NÃO C4H12 
15 
3. Comece o balanceamento com os elementos que 
aparecem em apenas um reagente e um produto. 
C2H6 + O2 CO2 + H2O comece com C ou H 
2 carbonos 
à esquerda 
1 carbono 
à direita 
multiplique CO2 por 2 
C2H6 + O2 2CO2 + H2O 
6 hidrogênios 
à esquerda 
2 hidrogênios 
à direita 
multiplique H2O por 3 
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 
16 
Balanceamento de Equações Químicas 
4. Balanceie os elementos que aparecem em dois ou 
mais reagentes ou produtos por último. 
2 oxigênios 
à esquerda 
4 oxigênios 
(2x2) 
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 
+ 3 oxigênios 
(3x1) 
multiplique O2 por 
7 
2 
= 7 oxigênios 
à direita 
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 
7 
2 remova a fração, 
multiplique tudo por 2 
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O 
17 
Balanceamento de Equações Químicas 
EXERCÍCIOS 
18 
3) Faça o balanceamento das seguintes equações: 
a) SO2(g) + O2(g)  SO3(g) 
b) P2O5(s) + H2O(l)  H3PO4(aq) 
c) CH4(g) + Cl2(g)  CCl4(l) + HCl(g) 
d) Al4C3(s) + H2O(l)  Al(OH)3(s) + CH4(g) 
e) C4H10O(l) + O2(g)  CO2(l) + H2O(g) 
f) Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq)  Fe2(SO4)3 + H2O(l) 
g) Mg3N2(g) + H2SO4(aq)  MgSO4(aq) + (NH4)2SO4(aq) 
h) Al(s) + Cl2(g)  AlCl3(s) 
i) C2H4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g) 
j) Li(s) + N2(g)  Li3N(s) 
1) Qual é a diferença entre adicionar um índice inferior 2 ao final da fórmula 
para o CO para dar CO2 e adicionar um coeficiente diante da fórmula para 
dar 2 CO? 
2) A reação química a seguir, como escrita, está coerente com a lei da 
conservação da massa? 
3 Mg(OH)2(s) + 2 H3PO4(aq)  Mg3(PO4)2(s) + H2O(l) 
 Justifique sua resposta. 
 
Comportamento das substânciasquanto à dissolução 
Substância 
Solúvel 
Eletrólito 
Eletrólito 
forte 
Eletrólito 
fraco 
Não-
eletrólito 
Insolúvel 
19 
20 
Um eletrólito é uma substância que, quando dissolvida 
em água, produz uma solução que conduz eletricidade. 
Um não-eletrólito é uma substância que, quando 
dissolvida, produz uma solução que não é condutora. 
Não-eletrólito Eletrólito fraco Eletrólito forte 
21 
Eletrólitos Fortes – 100% dissociados/ionizados 
NaCℓ(s) Na+(aq) + Cℓ-(aq) 
H2O 
Eletrólitos Fracos – Parcialmente dissociados/ionizados 
CH3COOH(ℓ) CH3COO
-(aq) + H+(aq) 
Condução de eletricidade em solução? 
Deslocamento de Cátions(+) e Ânions(-) livres em solução 
HCℓ(g) H+(aq) + Cℓ-(aq) 
H2O 
AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ-(aq) 
H2O 
H2O 
*Dissociação = separação dos íons constituintes em solução (compostos iônicos) 
*Ionização = produção de íons em solução (compostos moleculares) 
Classificação das Reações Químicas em 
Solução Aquosa 
Reações de precipitação 
• Troca de íons produz sólido insolúvel 
Reações de neutralização 
• Transferência de H+ de uma espécie para a outra 
Reações de oxidação-redução 
• Transferência de e− de uma espécie para a outra 
23 
24 
Reações de Precipitação 
Precipitado – sólido insolúvel que se separa da solução 
Equação completa 
Equação iônica 
Equação iônica simplificada 
Pb2+(aq) +2NO3
-(aq) + 2Na+(aq) + 2I-(aq) PbI2(s) + 2Na
+(aq) + 2NO3
-(aq) 
Na+ e NO3
- são íons espectadores 
PbI2 
Pb(NO3)2(aq) + 2NaI(aq) PbI2(s) + 2NaNO3(aq) 
precipitado 
Pb2+(aq) + 2I-(aq) PbI2 (s)
 
25 
Interpretação microscópica do fenômeno 
de precipitação 
 O contato entre os íons de grande afinidade leva à formação 
do precipitado: 
26 
Reações de Neutralização Ácido-Base 
- Ocorrem entre um ácido e uma base em meio aquoso e 
produzem sal e água. 
 
- Sal : composto iônico constituído por um cátion diferente 
de H+ e um ânion diferente de OH- e O2-. 
 
 HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Eq. Iônica (eletrólitos fortes): 
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) 
Eq. Iônica simplificada: 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) 
Íons espectadores: Na+ e Cl- 
27 
Reações Ácido-Base que conduzem a formação de 
gases 
 Na2CO3(aq) + 2HCl(aq)  2NaCl(aq) + H2CO3(aq) 
 
Ácido carbônico instável e decompõe-se: 
H2CO3(aq)  H2O(l) + CO2(g) 
 
28 
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) 
2Mg 2Mg2+ + 4e- 
O2 + 4e
- 2O2- 
Semi-reação de Oxidação (perde e−) 
Semi-reação de Redução (recebe e−) 
Ocorrem devido à transferência de elétrons entre os reagentes: 
• Oxidação: processo de perda de e− 
• Redução: processo de recebimento (ganho) de e− 
0 0 2+ 2- 
29 
Reações de Oxidação-Redução (“Redox”) 
Um processo eletroquímico consiste numa reação redox cuja transferência 
de e− pode ser feita através de um fio condutor para gerar eletricidade de 
modo espontâneo. O n° de e− trocados depende do n°de oxidação (NOx). 
• Agente redutor: fornece os e− para o sistema, portanto, sofre oxidação. 
• Agente oxidante: recebe os e− do sistema, portanto, sofre redução. 
 
N° de Oxidação 
30 
Deslocamento de metais em solução 
Massa Molecular 
 
 Massa molecular: A massa molecular de uma substância é a 
soma das massas atômicas de cada átomo em sua fórmula 
química. 
 
 MM do H2SO4 = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
 = 2(1,0 uma) + 32,1 uma + 4(16,0 uma) 
 = 98,1 uma 
 MM de C6H12O6 = 6(12,0 uma) + 12(1,0 uma) + 6(16,0 uma) 
= 180,0 u 
 
31 
Exercício 
1) Determine as massas moleculares de cada um dos 
seguintes compostos: 
a) H2S 
b) NiCO3 
c) Mg(C2H3O2)2 
d) (NH4)2SO4 
e) fosfato de potássio 
f) Óxido de ferro (III) 
g) N2O (óxido nitroso, anestésico odontológico) 
h) HC7H5O2 (ácido benzóico, conservante de alimentos) 
 
32 
Composição percentual a partir das 
fórmulas 
• Contribuição percentual em massa de cada elemento na 
substância; 
 
 % do elemento = (nº de átomos desse elemento)(massa atômica do elemento) X 100% 
 (massa molecular do composto) 
33 
Composição percentual do C12H22O11 : 
 
% C = (12)(12,00 uma) x 100% = 42,1% 
 342,0 uma 
%H = (22)(1,0 uma) x 100% = 6,4% 
 342,0 uma 
%O = (11)(16,0 uma) x 100% = 51,5 % 
 342,0 uma 
Exercícios 
1) Calcule a porcentagem em massa do elemento indicado em cada um 
dos seguintes compostos: 
a) Carbono no C2H2 (acetileno, gás usado em soldagem) 
b) Hidrogênio no (NH4)2SO4 (sulfato de amônio, fertilizante nitrogenado) 
c) Platina no PtCl2(NH3)2 (cisplatina, agente quimioterápico) 
 
2) Baseado nas seguintes fórmulas estruturais, calcule a porcentagem de 
cada átomo presente em cada um dos compostos: 
a) Benzaldeído (fragrância de amêndoas) 
 
b) Vanilina (sabor de baunilha) 
 
c) Acetato de isopentila (sabor de banana) 
 
34 
H
O
O
HO
O
O
H
O
Número de Avogadro e o Mol 
35 
Em química a unidade para lidar com o número 
de átomos, íons ou moléculas em uma amostra 
de tamanho normal é o mol. 
No sistema SI, o mol representa a quantidade de 
matéria que contenha tantos objetos (átomos, 
moléculas ou qualquer objeto que considerarmos) 
quanto o n° de átomos presente em exatamente 
12 g de 12C isotopicamente puro. 
MOL = 6,0221421 x 1023 
Número de Avogadro 
1 mol de átomos de 12C = 6,02 x 1023 átomos de 12C 
 
1 mol de moléculas de H2O = 6,02 x 10
23 moléculas de H2O 
 
1 mol de íons NO3
- = 6,02 x 1023 íons de NO3
- 
36 
Massa Molar 
• Mol é sempre o mesmo número (6,02 x 1023), mas um mol de diferentes 
substâncias terá diferentes massas: 
 
1 átomo de 12C tem massa de 12 uma  1 mol de 12C tem massa de 12 g 
 
1 átomo de Cl tem massa de 35,5 uma  1 mol de Cl tem massa de 35,5 g 
 
1 átomo de Au tem massa de 197 uma  1 mol de Au tem massa de 197 g 
37 
38 
1 molécula de H2O tem massa de 18,0 uma  1 mol de H2O tem massa de 18,0 g 
 
1 íon NO3
- tem massa de 62,0 uma  1 mol de NO3
- tem massa de 62,0 g 
 
 
Molécula única 
1 molécula de H2O 
(18,0 uma) 
Número de 
Avogadro 
de moléculas 
(6,02 x 1023) 
1 mol de H2O 
(18,0 g) 
Amostra de 
escala laboratorial 
A massa em gramas de 1 mol de certa substância é chamada massa 
molar. A massa molar (em g/mol) de uma substância é sempre 
numericamente igual a sua massa molecular (em uma). 
 NaCl tem massa molar de 58,5 g/mol. 
39 
1 mol de O2(g) tem uma massa de 32 g 
1 mol de H2O(l) tem uma massa de 18 g 
1 mol de NaCl(s) tem uma massa de 58,45 g 
Conversões entre massas, mols e número 
de partículas 
40 
Gramas 
Use 
número de 
 Avogadro 
Mols 
Use 
massa 
molar 
Fórmulas 
unitárias 
 Calcular o número de átomos de cobre em uma moeda de cobre 
de um centavo norte-americano. Essa moeda pesa aproximadamente 
3 g e consideramos que ela seja 100% de cobre. 
41 
1. Calcule as seguintes quantidades: 
a) massa, em gramas, de 1,73 mol de CaH2. 
b) Número de mols de Mg(NO3)2 em 3,25 g dessa substância. 
c) Número de moléculas em 0,245 mol de CH3OH. 
d) Número de átomos de H em 0,585 mol de C4H10. 
 
2. A fórmula molecular de alicina, o composto responsável pelo 
cheiro característico do alho é C6H10OS2. 
a) Qual a massa molar da alicina? 
b) Qual éo número de mols de alicina presente em 5,00 mg dessa 
substância? 
c) Quantas moléculas de alicina existem em 5,00 mg de alicina? 
d) Quantos átomos de S estão presentes em 5,00 mg de alicina? 
Exercícios 
• Número relativo de átomos de cada elemento que a 
substância contém. 
 O Hg forma um composto com Cl que tem 73,9% de Hg e 
26,1% de Cl. Qual é a fórmula mínima deste composto? 
42 
Fórmulas mínimas a partir de análises 
43 
1) Dê a fórmula mínima de cada um dos seguintes compostos 
se a amostra contêm: 
 
a) 0,013 mol de C; 0,0390 mol de H; e 0,0065 mol de O 
 
b) 5,28 g de Sn e 3,37 g de F 
 
c) 40,0% de C; 6,7% de H e 53,3% de O em massa. 
Exercícios 
• A fórmula obtida a partir das composições percentuais é sempre a 
mínima. 
 
• Podemos obter a fórmula molecular a partir da fórmula mínima se 
conhecemos a massa molecular dos compostos. 
 
• Os índices inferiores da fórmula molecular de uma substância são 
sempre números múltiplos inteiros dos índices inferiores da sua 
fórmula mínima. 
 
• EXEMPLO: O mesitileno tem fórmula mínima C3H4. A massa 
molecular determinada experimentalmente para essa 
substância é 121 uma. Qual é a fórmula molecular do 
mesitileno? 
44 
Fórmula molecular a partir de fórmula 
mínima 
45 
Receita para uma pizza: 
• 1 massa 
• 140 g de molho de tomate 
• 2 copos de queijo 
 
Suponha que tenhamos 4 massas, 10 copos de queijo e 
420 g de molho de tomate. Quantas pizzas podemos 
fazer? 
Exemplo 
Reagente limitante 
• Reagente limitante: aquele que forma a 
menor quantidade de produto!!! 
46 
4 massas 
10 copos de queijo 
420 g de molho 
de tomate 
Menor 
quantidade de 
produto 
Reagente 
Limitante 
• O reagente completamente consumido em uma reação é 
chamado reagente limitante porque limita a quantidade de 
produto formado. 
47 
Reagente limitante 
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
Quantidades iniciais 10 mols 7 mols 0 mol 
Mudanças (reação): -10 mols -5 mols +10 mols 
Quantidades finais 0 mol 2 mols 10 mols 
Antes da reação Depois da reação 
10 H2 e 7 O2 10 H2O e 2 O2 (nenhuma molécula de H2) 
• A quantidade de produto formado calculado quando todo o 
reagente limitante foi consumido é chamado rendimento teórico. 
 
• A quantidade de produto de fato obtido em uma reação é 
chamado rendimento real. 
 
 
48 
Rendimento teórico e Rendimento 
Percentual 
 _________________ 
 rendimento teórico 
rendimento real x 100% Rendimento percentual = 
Exemplos: 
1) Considere a reação: 
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) 
Uma mistura de reação contém 42,5 g de Mg e 33,8 g de 
O2; quais são o reagente limitante e o rendimento teórico? 
 
2) Podemos obter titânio metálico a partir do seu óxido 
segundo a seguinte equação balanceada: 
TiO2(s) + 2 C(s)  Ti(s) + 2 CO(g) 
Quando 28,6 Kg de C reagem com 88,2 Kg de TiO2, são 
produzidos 42,8 Kg de Ti. Determine o reagente limitante, o 
rendimento teórico (em Kg) e o rendimento percentual. 
49 
50 
1. O hidróxido de sódio reage com dióxido de carbono como a seguir: 
2 NaOH(s) + CO2(g)  Na2CO3(s) + H2O(l) 
Qual reagente é o reagente limitante quando 1,70 mol de NaOH reage com 1,00 mol de CO2? 
Qual a quantidade de matéria do reagente em excesso sobra após a reação se completar? 
 
2. A efervescência produzida quando um comprimido de antiácido é dissolvido em água deve-
se à reação entre o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e o ácido cítrico (H3C6H5O7): 
 3 NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq)  3 CO2(g) + 3 H2O(l) + Na3C6H5O7(aq) 
Em determinado experimento 1,00 g de bicarbonato de sódio e 1,00 g de ácido cítrico são 
deixados reagir: 
a) Qual é o reagente limitante? 
b) Quantos gramas de dióxido de carbono são formados? 
c) Quantos gramas de reagente em excesso sobram depois que o reagente limitante é 
completamente consumido? 
 
3. Quando benzeno (C6H6) reage com bromo (Br2), obtém-se bromobenzeno (C6H5Br): 
C6H6 + Br2  C6H5Br + HBr 
a) Qual é o rendimento teórico de bromobenzeno nessa reação quando 30,0 g reagem com 
65,0 g de bromo? 
b) Se o rendimento real de bromobenzeno foi 56,7 g, qual o rendimento percentual? 
 
4. Lítio e nitrogênio reagem para produzir nitreto de lítio: 6 Li(s) + N2(g)  2 Li3N(s) 
Se 5,00 g de cada reagente reagem levando a um rendimento de 80,5%, quantos gramas de 
Li3N são obtidos da reação?