Aula 4 Fórmulas, Equações e Estequiometria 2018 2

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Fórmulas Químicas
Reações Química 
Cálculos Estequiométricos
UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
ICEA- Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas
Campus João Monlevade
Profª Drª Lucília A. Linhares Machado
luciliaamachado@gmail.com
2º/2018
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Átomos
A ESTRUTURA DA MATÉRIA
Partículas submicroscópicas de que 
toda a matéria é composta.
É a unidade fundamental de um elemento.
C, H, O, 
Na, Cl
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Moléculas
A ESTRUTURA DA MATÉRIA
Átomos agrupados, formando um agregado que pode 
ser composto de 2 átomos até números maiores.
Unidos por Ligação Química
C12H22O11 NaCl
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Fórmulas Químicas
Símbolos
Representam os elementos ou seus átomos.
Fórmulas 
Representam os compostos ou 
agregados de átomos.
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As Fórmulas Químicas
Indica o número exato de átomos de
cada elemento em uma substância.
Ex: SO2, CO2, H2O
MolecularFórmulas
Mínima ou
Empírica
Estrutural
Revela a proporção mínima entre os
átomos que formam uma substância.
Ex: H2O2 molecular HO empírica
Fornece, além do n° de cada
elemento, a forma como se ligam no
interior da molécula.
Ex: O=C=O, H – C Ξ C – H
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Quando não é possível reduzir a 
fórmula molecular para números inteiros. 
Fórmula Mínima = Fórmula Molecular
Ex: C12H22O11 (sacarose).
As Fórmulas Químicas
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8
É a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u).
Relativa a 1 único átomo. 
Média ponderada da incidência de cada um na natureza 
(massa média ponderada)
Massa Atômica
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Ex: Determine a massa atômica (MA) do elemento Ne a partir dos 
valores de abundância relativa dos 3 isótopos do Ne (10Ne) e suas 
respectivas massas (usando C12 como padrão) 
Isótopo M.A em relação ao C12 Abundância Natural
Ne-20 19,9924 u 90,48%
Ne-21 20,9938 u 0,27%
Ne-22 21,9914 u 9,25%
MA = (90,48 x 19,9924) + (0,27 x 20,9938) + (9,25 x 21,9914)
90,48 + 0,27 + 9,25
MA = 20,18 u
Exercício
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É a massa de uma molécula.
(soma da massa individual de cada átomo)
Ex: H2O  2(1,01 u) + 16 u = 18,02 u
C6H12O6  6(12 u) + 12(1,01 u) + 6(16 u) = 180,12 u
Massa Molecular
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É a massa de um mol de substância.
(massa de 1 mol de matéria)
1 mol de C  12 g/mol (massa molar)
Massa Molar
12 g/mol é a massa de um mol de C
n = m/M
n = mol
M = m/n
M = g/mol
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Mol: quantidade de matéria
Mol é a quantidade de substância que contém tantas 
entidades elementares (átomos, moléculas) quantas 
existem em exatamente 12g do isótopo do carbono-12.
Mol é a “dúzia” do Químico. 
O número de átomos existentes em 12g de carbono-12 
foi determinado experimentalmente e denomina-se
NÚMERO DE AVOGADRO (NA)
NA = 6,0221421 x 10
23 (átomos ou moléculas)
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Estudo da relação entre a fórmula de um composto e a 
proporção dos seus elementos constituintes.
Composição Estequiométrica
QualitativoOs significados das 
fórmulas químicas.
Quantitativo
Ex: C9H8O4
 Qualitativo – Aspirina
 Quantitativo – constituída de 9 át. de C, 8 át. de H e 4 át. de O.
 Ex: C10H14N2 (nicotina)
10 át. de C, 14 át. de H, 2 át. de N
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Composição Estequiométrica
C8H10O2N4 (cafeína)
Em uma amostra contendo 0,150 mol de moléculas de 
cafeína, quantos mols de átomos de C, H, O e N 
estão presentes?
1mol cafeína – 8C
0,150 mol – x
x = 1,20 mols de C 
1mol cafeína – 10H
0,150 mol – x
x = 1,50 mols de H 
1mol cafeína – 2O
0,150 mol – x
x = 0,30 mols de O 
1mol cafeína – 4N
0,150 mol – x
x = 0,60 mols de N 
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Análise Elementar
Qual a % em massa de cada elemento na glicose, C6H12O6?
M. Molecular: C = 6x12 = 72g H = 1x12 = 12g O = 6x16 = 96g
Glicose C6H12O6 = 180g
180 g glicose – 100%
72g C – %C
% C = 40,0%
180 g glicose – 100%
96g O – %O
% O = 53,33%
180 g glicose – 100%
12g H – %H
% H = 6,67%
Determinação da % em massa a partir da Fórmula Molecular
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Determinação da Fórmula Mínima a partir da % massa
A análise elementar de uma amostra revela a % em 
massa de 88,89% de O e de 11,11% de H. 
Qual a Fórmula Mínima do composto?
O: 88,89/16 = 5,56 H: 11,11/1 = 11,11
Proporção entre H e O 
11,11 : 5,56
H 11,11 O 5,56
5,56 5,56
H2O 
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A F. Mínima da glicose é CH2O. Sendo a massa molar da 
glicose 180 g/mol, qual a F. Molecular do composto?
Massa da F. Mínima CH2O
1C = 1 x 12g = 12g
2H: 2 x 1g = 2g
1O: 1 x 16g = 16g
180g/30g = 6
F.Mínima x 6
CH2O x 6 C6H12O6
30 g
Determinação da Fórmula Molecular a partir da Fórmula Mínima
Equações Químicas 
Reações Químicas
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A forma que representamos a Reação Química 
chama-se Equação Química.
Equação Química – é a representação gráfica da reação
química.
Reação Química - é um fenômeno onde os átomos
permanecem intactos. Processo no qual uma
substância(s) se transforma(m) em uma ou mais
substâncias.
Equações x Reações
Duas partes de uma Equação: Reagentes e Produtos:
2 H2 + 1 O2 → 2 H2O
s, l, g, aq, ppt, ∆, 
Equações x Reações
"Na natureza, nada se cria, nada se 
perde, tudo se transforma."
Antoine Laurent Lavoisier 
(1743-1794)
Reações Químicas
Lavoisier: a massa é conservada em uma reação química.
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Lei da Conservação da Massa
A matéria não pode ser perdida em nenhuma reação química.
Reações entre Substâncias Puras
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Qual a massa de CO2 produzida na queima
de 5 Kg de carvão C(s)?.
1 Cs + 1 O2g → 1 CO2g
12g 32g → 44 g
12 g C ---- 44 g CO2
5 Kg C ---- X
X = 18,33 Kg de CO2
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TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS
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Reações de Composição ou de Adição
Neste tipo de reação um único composto é obtido
a partir de dois compostos.
Reações de Síntese
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Reações de Síntese no 
Meio Ambiente
Chuva Ácida
A) Formação do SO2 na combustão de combustíveis fósseis:
S + O2  SO2
B) Transformação do SO2 em SO3 na atmosfera:
2SO2 + O2  2SO3
C) Reação do SO3 com a água na atmosfera:
SO3 + H2O H2SO4
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Ocorre quando a partir de um único composto 
são obtidos outros compostos. 
Reações de Decomposição ou Análise
Reações de Decomposição
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Reações de Decomposição no 
Meio Ambiente
Decomposição do ácido carbônico 
decorrente da chuva ácida.
H2CO3  H2O + CO2
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Ocorrem quando uma substância simples reage com 
uma substância composta para formar outra 
substância simples e outra composta. 
Reações de Deslocamento ou de Substituição
Reações de Simples Troca
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Reações de Simples troca no 
Meio Ambiente
Corrosão do ferro pelo ácido sulfúrico
Fe + H2SO4  H2 + FeSO4
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Ocorrem quando duas substâncias 
compostas resolvem fazer uma 
troca e formam-se duas novas 
substâncias compostas. 
Reações de Dupla Troca
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Corrosão do mármore pelo ácido sulfúrico:
H2SO4 + CaCO3  CaSO4 + H2CO3
Reações de Dupla Troca
no Meio Ambiente
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Reações Exotérmicas
• Ocorrem com a liberação de calor.
• Exemplo: processos de combustão
CH4(g) + 2 O2(g) 1 CO2(g) + 2 H2O(g) + calor
Metano
(gás natural)
Combustão Completa
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Gás de botijão (GLP: gás liquefeito do petróleo, butano)
2 C4H10(g) + 13 O2(g)  8 CO2(g) + 10 H2O(g) + calor
Gasolina (octano)
2 C8H18(l) + 25 O2(g)  16 CO2(g) + 18 H2O(g) + calor
Álcool etílico
C2H6O(l) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Reações Exotérmicas
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2 CH4(g) + 3 O2(g)  2 CO(g) + 4 H2O(g) + calor
2 CH4(g) + 2 O2(g)  2 C(s) + 4 H2O(g) + calor
Combustão Incompleta
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Reações Endotérmicas
Ocorrem com a absorção de calor.
Exemplo:Síntese do monóxido de nitrogênio a partir da 
reação forçada (descarga elétrica ou relâmpago) entre os 
gases nitrogênio e oxigênio (constituintes da atmosfera).
N2(g) + O2(g) + calor  2 NO(g)
Descarga 
elétrica ou 
relâmpago
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Escrevendo Equações Químicas
 Identificar os reagentes e os produtos.
 Conhecer as fórmulas dos reagentes e dos
produtos.
 Os reagentes ficam do lado esquerdo da
equação e os produtos do lado direito da
equação.
 Estabelecer os coeficientes da equação.
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)
Método das tentativas
Consiste em colocar coeficientes nas 
substâncias reagentes e produtos de maneira 
que cada elemento tenha o mesmo número de 
átomos nos reagentes e nos produtos. 
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Balanceamento de Equações Químicas
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Regras Práticas
Método das Tentativas
1ª. Começar com o elemento que apareça apenas uma vez
tanto nos reagentes como nos produtos.
2ª. Começar com o elemento de índices maiores.
3ª. Eleito o elemento de índices maiores, utilizá-los nos
coeficientes das substâncias do membro oposto.
4ª. Adotar o mesmo procedimento com todos os
elementos restantes.
5ª. Conferir o número de átomos de cada elemento nos
dois membros da equação.
6ª. Os coeficientes devem ser os menores números
inteiros possíveis
7ª. Normalmente deixar O e H por último.
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Balancear as Equações
Al2(CO3)3  Al2O3 + CO2
Al(OH)3 + H4P2O7  Al4(P2O7)3 + H2O
H2SiF6 + NaOH  NaF + Si(OH)4 + H2O
Ca3(PO4)2 + H2SO4  H3PO4 + CaSO4
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Relação em Mol
Considere um tanque com 55L (~1000mol álcool). 
Que quantidade de matéria (nº mols) de O2 será
consumida e que quantidade de matéria CO2 e H2O 
será formada na queima desse álcool?
CH3CH2OH(l) + 3O2 (g)  2CO2(g) + 3H2O(g) 
1000 mols 3000 mols  2000 mols 3000 mols(g) 
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Relação em Massa
Quanto de massa de CO2 será lançada na atmosfera
pela queima de um tanque de álcool? (1000 mols)?
CH3CH2OH(l) + 3O2 (g)  2CO2(g) + 3H2O(g) 
1mol 88g 
1 mol CH3CH2OH ----- 88 g CO2 (2mols)
1000 mols CH3CH2OH ------ X 
X = 88.000 g CO2
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Reagente Limitante e em Excesso
Nem sempre todos os reagentes de uma reação são 
completamente consumidos, pois algum pode estar em 
excesso e fora da proporção estequiométrica
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Reagente Limitante
Se os reagentes não estão presentes em quantidades
estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes
ainda estarão presentes (em excesso).
 Reagente limitante: o reagente consumido primeiro é o
limitante.
 Reagente em excesso: reagente presente em
quantidade superior àquela necessária para reagir com
dada quantidade do reagente limitante.
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2 H2(g) + 1 O2  2 H2O(l)
LimitanteExcesso
Mols de reação: 2,5 H2(g) + 1,0 O2  ----
Mols de reação: 2,0 H2(g) + 1,5 O2  ----
ExcessoLimitante
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Reagente Limitante
1. A reação de fotossíntese pode ser assim
equacionada: 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2 .
Determine a massa de glicose obtida de 13,2 g de CO2
e 10,0g de H2O. Indicar quem é limitante e quem está
em excesso.
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Impurezas
Quando a amostra de uma substância contém outras
espécies que não são de interesse naquele momento.
Importante saber seu teor, pois elas não formam produtos.
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Impurezas
2. Para transformar mármore em gesso, precisamos
atacá-lo com ácido sulfúrico, segundo a reação:
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + CO2 + H2O 
2,5kg de mármore com 20% de impureza pode
produzir quantos kg de gesso?
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Rendimento de Reação
Rendimento Teórico: quando todo reagente limitante é
consumido e transforma-se em produtos. Quantidade
máxima de produto obtida.
Rendimento Real: É sempre menor que o rendimento
teórico (100%). É a quantidade real de produto que se
forma.
Rendimento Percentual = Rendimento Real x 100
Rendimento Teórico
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Rendimento de Reação
3. Uma amostra de 200g de CaCO3 (MM=100g/mol),
produziu por decomposição térmica 66g de CO2 (M=44
g/mol), de acordo com a equação, a seguir. Determine o
% de rendimento para esse processo.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
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Exercícios em Sala