9 ESTEQUIOMETRIA

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ESTEQUIOMETRIA 
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Estequiometria é a parte da Química que 
estuda as proporções dos elementos 
que se combinam para formar um molécula
 ou reagentes que passam a produto.
Conceitos preliminares
Fórmulas químicas
As fórmulas químicas são usadas para representar compostos ou agregados
de átomos, utilizando apenas os símbolos dos elementos que os compõe.
 
Vários tipos de fórmulas químicas são úteis, pois indicam o 
número de átomo e o de ligação, 
a ordem em que se ligam os átomos.
Fórmula estrutural
A fórmula estrutural fornece o tipo e o número o de átomo na molécula, mostra como eles estão ligados entre si 
H2O 
CO2 
C2H2 
C2H6O
Fórmula molecular 
Fórmula que emprega símbolos e índices para indicar os átomos de um
composto e sua quantidade na molécula.
Fórmula empírica
Um exemplo, a fórmula empírica da glicose, a qual é composta por átomos de
C,H,O na razão de 1:2:1, logo é CH2O. 
A fórmula molecular de uma substância é sempre um múltiplo inteiro de sua fórmula empírica. 
A fórmula molecular da glicose é C6H12O6, ou seja, 6 vezes sua fórmula empírica
Mostra a proporção em número de átomos dos elementos expressa em número inteiros e os menores possíveis.
Veja a fórmula mínima de algumas substâncias e sua fórmula moleculares:
Substância
Fórmula Molecular
Dividir por um número inteiro
Fórmula Mínima
Água Oxigenada
H2O2
: 2
HO
Glicose
C6H12O6
: 6
CH2O
Ácido Sulfúrico
H2SO4
não é possível dividir por um número inteiro
H2SO4
Geralmente, as fórmulas mínimas são uma “simplificação matemática” da fórmula molecular. 
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Cálculo da Fórmula Mínima ou Empírica:
Para determinar a fórmula empírica de um composto é necessário saber primeiro qual é a sua fórmula percentual ou centesimal. 
Isso pode ser feito medindo a massa de cada elemento em 100g de uma amostra.
O texto “Fórmula Percentual ou Centesimal” esclarece melhor esse assunto.
Por exemplo, digamos que a composição centesimal de determinado composto é dada por: 
40,00% de C, 6,67% de H 53,33% de O. 
Passamos esses valores para grama, considerando uma massa de 100 g de amostra do composto. 
Assim, temos:
 
40 g de C, 6,67 g H 53,33 g de O.
6
Agora é necessário passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). 
Fazemos isso dividindo cada um dos valores encontrados por suas respectivas massas molares:
C: 40/12 = 3,33 H: 6,67/1 = 6,67 O: 53,33/16 = 3,33
Visto que os valores não são inteiros, usamos o seguinte artifício: 
dividimos todos os valores pelo menor deles, pois dessa maneira a proporção existente entre eles não é alterada.
Nesse caso, o menor valor é 3,33, de modo que o resultado será:
C: 3,33/3,33 = 1 H: 6,67/3,33 = 2 O: 3,33/3,33 = 1
Assim, a fórmula mínima dessa substância desconhecida é igual a: C1H2O1 ou CH2O.
Fórmula Molecular
Dividir por um número inteiro
Fór.Mínima
H2O2
: 2
HO
C6H12O6
: 6
CH2O
H2SO4
não
H2SO4
Mensuração de massa
Tipos de massa
A massa de um átomo qualquer é muito pequena para ser expressa em gramas.
A massa atômica é normalmente expressa em unidade de massa atômica, cuja abreviatura é u.
Por mais confuso que pareça, na verdade é simples.
 Dessa forma, a massa de um átomo, medida em unidades de massa atômica, corresponde a quantas vezes esse átomo é mais pesado que 1/12 do isótopo 12 do carbono adota na convenção da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) 
realizada em 1961,
.
1u (unidade de massa atômica) 
corresponde a 1,66.10-24g, 
que equivale aproximadamente à massa de um
 próton ou de um nêutron.
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isótopos, 
Átomos que apresentam igual número atômico e diferente massa atômica. 
A massa atômica exposta na tabela periódica é uma media das massas e percentual da abundancia relativa dos elementos.
Exemplo:
Quando dizemos que um átomo de enxofre tem massa 32, estamos dizendo que sua massa é 32 vezes maior que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono
32 u massa do S
12 u massa do C
Veja a porcentagem dos isótopos do hidrogênio na natureza:
MASSA ATÔMICA (u) do enxofre 
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Como medir a quantidade 
de átomos e moléculas ?
Uma quantidade
Assim como ao falar em dúzia, estamos nos referindo a uma quantidade - doze - de alguma coisa, 
quando nos referimos à dezena estamos nos referindo à quantidade dez de alguma coisa. 
Pois bem, 
quando falamos em mol, também estamos nos referindo a uma certa quantidade de alguma coisa.
A única diferença entre dúzia, dezena e mol é a quantidade que representam. 
A quantidade é bastante grande: 
6,02 x 1023.
Assim, se 
uma dúzia é igual a 12 laranjas, 
um mol corresponde a 6,02 x 1023. 
Simples assim!
O mol também determina quantidade.
 Pode determinar também massa e volume.
 Veja o esquema a seguir:
O mol indica quantidade.
O número 6,02 X 1023 é a 
constante de Avogadro. 
volumes iguais, de gases diferentes e à mesma temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. 
Exemplos:
 
1 mol de átomos de H tem 6,02 X 1023 átomos.
2 mol de átomos de H tem 
2 x 6,02 X 1023 átomos = 12,04 X 1023 átomos de H
O mol indica volume. 
Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP
Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).
(condições normais de temperatura e pressão). 
CNTP: 
T=0°
C = 273K 
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos: 
1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 
22,4L
2 mol de CO2 ocupam ? 
2 x 22,4L = 44,8L
Para gases que não estão nestas condições, 
utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Clapeyron:
Onde:
P = pressão do gás (atm)
V = volume do gás (L)
n = número de mols do gás (mol)
R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K
T = temperatura do gás (K)
P.V =n.R.T
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Na fórmula da água há 
1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16), resultando em 16.
há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2. 
A soma dos valor, uma massa é chamada molecular, 18g ou 18u.
MASSA da água 
Para determinar as massas atômicas dos elementos é utilizado um aparelho chamado espectrômetro de massas.
H2O, é 2x1u+16u=18u.
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Mol
O mol é a unidade de medida fundamental* que possibilita expressar o
número de átomos ou de moléculas de qualquer sistema químico. 
Como o átomo é algo muito pequeno para ser contado, o mol surge como uma solução prática para contar átomos e moléculas, sendo o mol um pacote com um número definido de átomos (ou moléculas). 
É derivado da ideia semelhante à dúzia.
Quantas patas há em uma dúzia de galinhas? 
E quantos bicos?
cada galinha tem duas patas, 
cada galinha tem um bico
A resposta: 
duas dúzias (ou 24) patas 
e uma dúzia (ou 12) bicos. 
Raciocínio lógico:
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6,02 x 1023 
moléculas
Desta forma, um mol é a quantidade de material que contém o “número
de Avogadro” de partículas. 
Este valor é chamado número de Avogadro e é igual a 6,02x1023.
Assim como uma dúzia de átomos de hélio seria o mesmo que 
12 átomos de hélio, 
1 mol de átomos de hélio equivale a 6,02x1023 átomos de hélio; 
1 mol de elétrons é igual a 6,02x1023 elétrons 
e 1 mol de íons Na+ equivale a 6,02x1023 íons Na+.
Mol
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Se você precisa se referir a 6,02 x 1023 moléculas, você pode dizer simplesmente 1 mol de moléculas. 
Se disserem a você que uma amostra contém meio mol de moléculas, você entenderá que existem 3,01 x 1023 moléculas (6,02 x 1023 dividido por dois). 
Quantificando em mol
Composição estequiométrica
A composição estequiométrica ou fórmula estequiométrica é o estudo da
relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos
constituintes.
Qualitativamente, a fórmula química representa o nome de uma substância,
mostrando quais elementos compõem a substância.
Quantitativamente, a fórmula representa uma molécula ou é uma fórmula
unitária de uma substância, e indica o número de cada tipo de átomo em uma
moléculaou fórmula unitária.
A fórmula química também é usada para representar
um mol de moléculas ou fórmulas unitárias de uma substância, especificando o
número de mols de átomos de cada elemento existente neste um mol.
6,02 X 1023 unidades
Exemplos:
1 mol de água tem 18g
2 mol de água tem 36g
O mol indica massa.
 
Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).
6,02 X 1023 unidades
É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade gramas (g). 
O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e a soma dos seus átomos na molécula. 
Exemplo: 
H2O (água) 
O = 1x 16 = 16 
H = 2 x 1 = 2 
MM = 16 + 2 = 18g ou 18u 
MASSA MOLECULAR (MM)
Na fórmula do sulfato de alumínio há 2 átomo de Al que é multiplicado pela sua massa atômica (27), resultando em (54).
Há 3 átomos de S que é multiplicado pela sua massa atômica (32), resultando em (96).
Apresenta 9 átomos de oxigênio que multiplicado pela sua massa (16) resulta em (144).
Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, (294 g ou 294 u).
MASSA MOLECULAR (MM)
Mg(OH)2  (hidróxido de magnésio)
H =
O =
Mg =
MM =
Ca(NO3)2  (nitrato de cálcio)
O = 
N = 
Ca = 
MM =
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 = 164g ou 164u
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 = 58g ou 58u
CuSO4.5H2O (sulfato cúprico penta-hidratado)
O =
H =
O =
S =
Cu =
MM =
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 = 249,5g ou 249,5u
Composição Centesimal 
ou 
Análise Elementar
A fórmula centesimal fornece o percentual dos átomos que compõe a substância.
Representa a proporção em massa que existe na substância. 
É sempre constante e segue a Lei de Proust. 
A Lei de Proust é definida assim: 
Lei das proporções constantes
 ou
Lei das proporções definidas. 
Lei de Proust
As massas dos reagentes e produtos 
participantes de uma reação 
mantêm uma proporção constante.
Através de análises de inúmeras substâncias adquiridas por diferentes processos foi possível verificar que uma mesma substância tem sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa.
Proust realizou vários experimentos, e conclui que a água (substância pura) é formada de hidrogênio e oxigênio, sempre 
na proporção constate de 1/8 em massa.
Por exemplo, qualquer amostra de água apresenta sempre 88,9 % de oxigênio e 11,1 % em massa de hidrogênio combinados na mesma proporção.
A lei de Proust foi estendida a qualquer reação química. 
Exemplo: C: 85,6% H: 14,4%
Veja como calcular a fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise da substância:
 
A fórmula centesimal fornece o percentual dos átomos que compõe a substância. 
 É sempre constante e segue a Lei de Proust. 
A análise de 0,40g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28g de ferro e 0,12g de oxigênio. 
Qual é a sua fórmula centesimal?
X = 70% de Fe
 X = 30%
Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O.
Leis fundamentais da química
Pode-se classificar as transformações da matéria em dois tipos:
transformações físicas 
e 
transformações químicas.
As transformações físicas não alteram a composição química das
substâncias, alteram apenas seu estado físico. 
Nos fenômenos físicos, os átomos
das substâncias que participam da transformação não sofrem alteração nem na
disposição de seus elétrons nem em seu núcleo.
Já as transformações químicas alteram a composição química das
substâncias envolvidas. 
Nos fenômenos químicos podem ocorrer dois tipos de
alteração:
na configuração eletrônica, que acontecem nas reações químicas clássicas
no núcleo atômico, que acontecem nas reações nucleares onde a configuração
eletrônica e o núcleo se modificam, devido à neutralização de forças
eletromagnéticas que mantêm unidos os prótons e nêutrons
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Todo problema de cálculo estequiométrico está baseado 
na proporção em mols 
dos participantes da reação, seguindo a
 Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes
 
("Numa reação química existe uma proporção constante entre as quantidades de reagentes e produtos”). 
Isso nos permite utilizar a regra de três simples para efetuar os cálculos.
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Reações químicas
Uma equação química representa uma reação, processo de transformação de
átomos ou moléculas em outras substâncias, em igual ou diferente estado físico. Um exemplo:
Os reagentes 
metano e oxigênio,
esquerda da seta. 
Os produtos
 
dióxido de carbono e água 
direita da seta
A nossa equação está balanceada, o que demonstra que os átomos são
conservados na reação.
 
Isso significa que os mesmos átomos que compõem os reagentes, formarão os produtos ao final da reação, não havendo criação nem destruição de átomos, conforme a lei da conservação.
O papel da equação química é representar o processo químico, a reação
química, descrevendo-a qualitativamente e quantitativamente de forma breve e precisa.
Quantitativamente, uma equação balanceada especifica uma relação
numérica das quantidades 
(átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc, mols de
átomos, de moléculas, de fórmulas unitárias etc) 
de reagentes e de produtos de uma
reação. Por exemplo, para a equação
há duas interpretações quantitativas:
· em termos de quantidades microscópicas,
 
tem-se que 4 átomos de ferro
combinam-se com 3 moléculas de oxigênio para formar 
2 fórmulas unitárias de óxido de ferro;
· em termos de quantidades macroscópicas,
 tem-se que 4 mols de átomos de
ferro combinam-se com 3 mols de moléculas de oxigênio para formar
 2 mols de fórmulas unitárias de óxido de ferro.
Os coeficientes da equação balanceada descrevem razões fixas das
quantidades dos reagentes e produtos. 
Assim, a equação anterior estabelece que ferro e oxigênio são consumidos,
 e óxido de ferro é formado em uma razão de: 
 
4 mols átomos de Fe : 
3 mols de moléculas de O2 : 
2 mols de fórmulas unitárias de Fe2O3.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
		Devido à quantidade e variedade de reações químicas, é necessário fazer sua classificação sobre diferentes aspectos.
		As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios:
● Quanto à liberação ou absorção de calor:
Reações Exotérmicas: são as que liberam calor.
Exemplo:
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor
b) Reações Endotérmicas: são as que absorvem calor.
Exemplo:
N2(g) + O2(g) + calor → 2 NO(g)
● Quanto à velocidade da reação:
Reações lentas
Exemplo: 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
 O ferro demora anos
 para enferrujar.
b) Reações rápidas
Exemplo:	
 
 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g)
 O álcool comum queima rapidamente.
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● Quanto à reversibilidade:
Reações reversíveis: 
são as que ocorrem nos dois sentidos 
(o que é indicado por duas flechas).
Exemplo: H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)
b) Reações irreversíveis: 
são as que ocorrem apenas num sentido.
Exemplo:	 S(s) + O2(g) → SO2(g)
● Quanto à variação do Nox dos elementos:
Reações de oxi-redução: 
são aquelas em que ocorre variação de Nox de um ou mais elementos.
Exemplo: Zn(s) + Cu+2(aq) → Zn+2(aq) + Cu(s)
● Semi-reação de oxidação:
Zn(s) → Zn+2(aq)+ 2 elétrons 
Nox do Zn = 0 para +2
● Semi-reação de redução:
Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s) 
Nox do Cu = +2 para 0
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b) Reação sem oxi-redução: 
é aquelas em que não há variação de
Nox de nenhum elemento envolvida na
reação.
Exemplo: CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)
Nox do Ca = +2 do C = +4 do O = -2
● Quanto à variação de complexidade das substâncias envolvidas:
Reaçõesde síntese ou adição: 
são aquelas em que duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância mais complexa.
 A + B → A 
várias substâncias única substância
 
Exemplo: 	O magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de magnésio:
2 Mg(s) + 1 O2(g) → 2 MgO(s)
Essa reação é utilizada em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores.
				 
Reação entre magnésio e oxigênio.
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As reações de síntese são denominadas:
Síntese total: quando partimos apenas das substâncias simples. 
C(s) + O2(g) → CO2(g)
A queima do carvão.
Síntese parcial: quando, dentre os reagentes, já houve no mínimo uma substância composta.
	CaO(s) + H2O(ℓ) → Ca(OH)2(aq)
b) Reações de análise ou decomposição: 
são aquelas em que uma substância se divide em duas ou mais ubstâncias de estruturas mais simples. 
Exemplo: 
 AB → A + B
Única substância várias substâncias
Exemplo: 
Um composto de sódio (NaN3(S)) é utilizado nos air-bags — dispositivos de segurança presentes em muitos automóveis. Quando esses dispositivos são acionados, a rápida decomposição do NaN3(S) origina N2(g), e esse gás infla os air-bags.
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
Imagem: Airbag / Daymler Chrysler AG / GNU Free Documentation License
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	Certas reações de análise ou decomposição recebem nomes especiais como:
Pirólise: decomposição pelo calor (representada numa equação química por ∆). Exemplo:
 
 
Fotólise: decomposição pela luz.
Exemplo: 
Imagem: hydrogen peroxide / Yanachka/ Public Domain
- Eletrólise: decomposição pela eletricidade. 
Imagem: Electrolysis apparatus / Ivan Akira / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported
c) Reações de deslocamento ou de substituição ou de simples troca: quando uma substância simples reage com uma composta, originando uma nova substância simples e outra composta.
Exemplo: 
40
Exemplo: 
		Mergulhe um prego (ferro) numa solução de sulfato de cobre (CuSO4); retire o prego após alguns minutos; ele estará avermelhado – é uma camada de cobre.
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
d) Reações de dupla troca ou de dupla substituição: quando duas substâncias compostas reagem, originando duas novas substâncias compostas.
Exemplo:
 
Exemplo: 
		Misturar uma solução de nitrato de prata (AgNO3) com uma solução de cloreto de potássio (KCℓ) resultará numa solução de nitrato de potássio (KNO3) e um precipitado de cloreto de prata (AgCℓ).
Observação: 
		As várias reações estudadas não se excluem mutuamente. De fato, existe a queima do carvão:
C(s) + O2(g) → CO2(g), 
Por exemplo: 
Pode ser classificada, ao mesmo tempo, como reação exotérmica, rápida, irreversível, de oxi-redução e de síntese.
ESTEQUIOMETRIA COMUM 
X
 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:
Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?
Corresponde a quanta moléculas?
6,02 X 1023 X 2 = 12,04 1023
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Exemplo:
Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?
          
  
Este cálculo pode ser feito também por Regra de Três:
Para os cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidade iguais uma embaixo da outra, como no exemplo acima.
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Experimentalmente verifica-se que 44g de gás carbônico (CO2) são formados a partir da combustão (queima) de 12g de carbono (C). Calcular a massa de gás carbônico produzida na queima de 0,6g de carbono.
A partir de 12g de C são obtidos 44g de CO2: 
Então 0,6g de C produzirá x g de CO2:
A queima de 0,6g de C produzirá 2,2g de CO2
Relacionar os itens I e II escrevendo g de C embaixo de g de C e g de CO2 embaixo de g de CO2:
Logo em seguida fazer uma multiplicação
Outros exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química:
Quantos mols há em 90g de H2O?
Quantas moléculas de água há em 3 mol de H2O?
Qual o volume 
ocupado por 
4 mol do gás Cl2 
nas CNTP?
Quantos mols 
existem em 
89,6L do gás CO2 
nas CNTP?
Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consiste 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. 
ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA
Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular:
1.fazer o balanceamento da equação química 
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).
Leitura da proporção em mols
Conhecendo as proporções em mols, é possível montar algumas regras de três para relacionar as quantidades de reagentes e produtos.
Exemplos: 
Baseado na proporção em mols fornecida pela equação química balanceada, temos:
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1) Quantos mols de nitrogênio são necessários para produzir 10 mols de amônia?
a) Pela equação química balanceada temos que 1 mol de N2 reage e forma 2 mols de NH3: 
1 mol N2 —— 2 mols NH3
b) Portanto, para produzir 10 mols de NH3 serão necessários x mols de N2:
 
 x mol N2 —— 10 mols NH3
c) Escrevendo mol de N2 embaixo de mol de N2 e mol NH3 embaixo de mol 
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Quantos mols de hidrogênio são necessários para reagir com 0,5 mol de nitrogênio?
a) Pela equação química balanceada temos que 1 mol de N2 reage com 3 mols de H2: 
b) Portanto, para reagir com 0,5 mol de N2 serão necessários x mols de H2:
Dados para auxiliar as transformações: 
Além da relação MOL com MOL podemos ter as relações das quantidades de reagentes e produtos na forma de:
MASSA com MASSA
2. VOLUME com VOLUME
3. NÚMERO DE PARTÍCULAS 
com NÚMERO DE PARTÍCULAS
e outras variações, tais como:
1. MOL com MASSA
2. MOL com VOLUME
3. MASSA com VOLUME
As principais transformações para relacionar as quantidades de reagentes e produtos de uma reação química esta na tabela a seguir. 
Para quaisquer transformações das quantidades, sempre utilizaremos as proporções mols. 
OBS: PARA FAZER A TRANSFORMAÇÃO DA QUANTIDADE DE MATÉRIA (MOLS) PARA MASSA (g), VOLUME (L) OU NÚMERO DE PARTÍCULAS
, 
SEMPRE VAMOS MULTIPLICAR OS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS (PROPORÇÃO EM MOLS) 
PELOS FATORES DE TRANSFORMAÇÕES CORRESPONDENTES.
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Balanceamento das equações químicas – 
Exercícios 
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O esquema a seguir mostra as possíveis relações entre as quantidades de reagentes e produtos:
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Montagem da regra de três para cálculo da massa em gramas de CaO produzida, admitindo-se uma pureza de 100% em carbonato de cálcio.
Lembrete: 1 tonelada = 1000kg = 106g
Conversão de 100 toneladas de carbonato de cálcio para gramas: 100.106 g de CaCO3.
Como o grau de pureza do carbonato de cálcio é de 90%, vamos montar outra regra de três para calcular a massa realmente produzida pela decomposição do CaCO3.
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Quandotemos asquantidades de dois reagentes,
possivelmentehaverá um deles que estará em excesso,
ouseja, nem toda a massa que for colocada para reagir,iráreagir.
Deum modo mais simples, podemos dizer que:
sepela proporção em mols, 10g de A reage com 7g de B, não adianta nada colocar 12g de B para reagir com os 10g de A, pois haverá um excesso de 5g de B.
Apartir daí, dizemos que o reagente B está em excesso; e o reagente Aé o reagente limitante, pois limita a quantidade de B que pode ser colocado para reagir.
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. 
 
CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO:
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. 
 Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos.
Exemplos:
Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:
 
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?
Balancear a reação química:
Dados:
Zn = 30g
S = 36g
Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.
Transformar a massa em gramas para mol:
Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.
Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?
Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso:
63
64
65
Exemplos:
108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a reação abaixo:
Determine:
a) o balanceamento da equação:
Isto quer dizer que 2 mol de Al 
Reage com 3 mol de H2SO4.
Produzindo 1 mol de Al2(SO4)3 
e 3 mol de H2
b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir com o alumínio:
1°e 2°passo, transformar o número de mol em gramas.
Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, no 3° passo.
Calcule o volume de ácido sulfúrico necessário para realizar a reação anterior.
Lembre-se que o acido é 98 %.
CÁLCULO DE PUREZA
O cálculo de 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 calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação:
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?
calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio,
Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3  puro, ou seja, 640g.
69
70