Resumo Estequiometria

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COMPOSIÇÃO QUÍMICA DA MATÉRIA 
 
TEORIA ATÔMICA: 
 
O professor inglês John Dalton desenvolveu uma explicação sobre varias das leis da química, essa 
explicação ficou conhecida como teoria atômica. Três dos principais postulados de Dalton foram: 
1. Um elemento é composto por minúsculas partículas chamadas átomos. Todos os átomos 
de um determinado elemento apresentam as mesmas propriedades químicas. 
2. Átomos de elementos diferentes apresentam propriedades diferentes. Em uma reação 
química comum, nenhum átomo de qualquer elemento desaparece ou é transformado no 
átomo de outro elemento. 
3. Compostos são formados pela combinação de átomos de dois ou mais elementos. Em um 
determinado composto, os números relativos de átomos de certo tipo são definidos e 
constantes. 
 
A teoria atômica ajuda a explicar duas leis básicas da química: 
1. Lei da conservação das massas: Em sua forma moderna diz: “não há alteração 
detectável em massa em uma reação química comum”. Se os átomos são 
conservados em uma reação, a massa também será conservada. (postulado 2) 
2. Lei da composição constante: “um mesmo composto contém sempre os mesmos 
átomos nas mesmas proporções”. Se a razão atômica destes elementos num 
composto é fixa, suas proporções em massa também devem ser. (postulado 3) 
3. Lei das proporções múltiplas: Esta lei se aplica ao caso de dois elementos que 
quando combinados formam mais de um composto. “As massas de um elemento 
que se combina com uma massa fixa de um segundo elemento o fazem em uma 
razão de números inteiros”. 
 
O ÁTOMO 
É a menor partícula representativa de um elemento químico. Constituído por um núcleo central, 
bastante pequeno, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circulado por uma enorme 
região contendo elétrons (carga −1). O núcleo contém prótons (+1) e nêutrons (0). 
 
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As relações de massa e cargas elétricas das partículas de um átomo são os seguintes: 
 
Partícula Massa Carga elétrica 
Prótons 1 +1 
Nêutrons 1 0 
Elétrons 
1
/1836 −−−−1 
 
Para identificação dos átomos dependemos da quantidade de prótons e nêutrons. O número de 
prótons caracteriza o átomo, determinando suas propriedades químicas. 
• Número Atômico (z): é o número correspondente à carga nuclear, ou seja, o 
número de prótons (p) existentes no núcleo. 
∴ z=p 
• Número de massa (A): é o número correspondente a soma das quantidades de 
prótons (p) e de nêutrons (n) existentes no núcleo. 
∴ A = p + n ou A = z + n 
• Isótopos: Átomos de um determinado elemento têm necessariamente o mesmo 
número atômico porem o número de massa pode ser diferente, pois apesar de o 
número de prótons não variar o número de nêutrons pode. Átomos que possuem 
mesmo número de prótons e diferente número de nêutrons são denominados 
Isótopos. 
• Elemento químico: é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico(z). Hoje 
são conhecidos mais de 100 elementos químicos. 
o Representação: EAz 
 
MOLÉCULAS 
Átomos isolados são raros na natureza normalmente são encontrados combinados com outros 
átomos iguais ou com átomos diferentes. Combinados os átomos formam unidades estruturais, muitas 
vezes complexas, são chamadas moléculas. As moléculas unidas por forças denominadas ligações 
químicas. Outra forma importante para a química são os íons. 
 
ÍONS 
Se for aplicada energia suficiente, um ou mais elétrons podem ser removidos de um átomo 
neutro e formar uma partícula carregada positivamente. Assim como elétrons podem ser adicionados a 
determinados átomos que ficam carregados negativamente. A essas partículas dá-se o nome de íons. 
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MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS DE MASSA 
A massa de um átomo é conhecida como massa atômica e é expressa pelo uso de uma unidade 
muito pequena, chamada de unidade de massa atômica (u.m.a.). uma unidade de massa atômica é 1/12 
da massa do isótopo mais comum do carbono ( C126 ). Assim, a massa atômica indica quantas vezes o 
átomo considerado é mais pesado do que 
1
/12 do isótopo 12 do carbono. 
Ex. MACa=40u.m.a. 
 
A massa atômica de um elemento: será a média ponderada das massas atômicas dos isótopos 
constituintes do elemento. Ex.: 
 
 
Elemento químico Átomos 
Massa atômica 
u.m.a. 
Participação 
Oxigênio 
Oxigênio 16: O168 15,9949 99,76% 
Oxigênio 17: O178 16,9990 0,04% 
Oxigênio 18: O188 17,9990 0,20% 
 
 
...16...9994,15
100
20,09990,1704,09990,1676,999949,15
amuamuMA
MA
Oxigênio
Oxigênio
≅=
×+×+×
=∴
 
 
A massa molecular: é a soma das massas atômicas dos átomos que constituem a molécula. Ex.: 
H2O = 2xH + 1xO = 2x1+1x16 = 18µ 
 
O CONCEITO DE MOL 
 
Mol significa → Certa quantidade seja de átomos, moléculas ou íons. E, essa quantidade é igual 
ao número de Avogadro.(6,02x1023) 
 
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1mol de átomos = 6,02x10
23
 átomos 
1mol de moléculas = 6,02x10
23
 moléculas 
 
A massa, em gramas, de um mol de átomos ou moléculas é chamada de massa molar (M). Ou 
seja, podemos dizer que a massa molar é a massa em gramas de 6,02x10
23
 átomos, moléculas ou íons 
(g/mol). 
 
1 mol de Fe = MFe = 56g/mol 
 
NÚMERO DE MOLS 
 
Quando relacionamos a massa em gramas de uma determinada substância (m) com a sua massa 
molar (M), conseguimos uma grandeza conhecida como número de mols (n), que nada mais é do que a 
medida da quantidade de matéria. 
 
1mol →→→→ M 
 n→→→→m 
[ ]mol
molgM
gm
n )/(
)(
= 
 
O número de mol é particularmente importante para o estudo das reações químicas. 
 
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BALANCEAMENTO DE REAÇÕES QUÍMICAS 
RELAÇÕES DE MASSA EM REAÇÕES 
 
Na química identificamos os compostos através de nomes ou por formulas. Nesta aula estaremos 
discutindo os tipos de fórmula que podem ser utilizados. 
 
TIPOS DE FÓRMULAS 
 
Basicamente estaremos utilizando dois tipos de fórmulas químicas; as formulas mínima e as 
moleculares. 
A fórmula mínima (empírica) de um composto nos dá a menor razão de números inteiros entre os 
átomos de diferentes elementos neste composto. 
 
Ex.: No clorato de potássio há três elementos e a proporção entre eles é de 1K:1Cl:3O ∴ a 
fórmula mínima do clorato de potássio é KClO3. 
 
Já a fórmula molecular nos indica o número real de átomos de cada elemento que compõe o 
composto em questão. A fórmula molecular pode ou não ser igual à fórmula mínima. Por exemplo: a 
fórmula mínima da água é H2O e a fórmula molecular é H2O. Já no peróxido de hidrogênio (água 
oxigenada) tem fórmula molecular H2O2, no entanto a fórmula mínima é HO. 
 
Quando vamos representar um composto muitas vezes vamos além das fórmulas molecular e 
mínima. Escrevemos a fórmula de modo a sugerir a estrutura da molécula. Esse é o caso dos hidratos. 
Hidratos são formados por um sólido, geralmente um sal iônico, que contém moléculas de água dentro 
de seu retículo cristalino. 
Ex.: o hidrato do cloreto de bário que contém 2 moles de água para cada mol de cloreto de bário.Sua fórmula é escrita da seguinte forma: 
 
BaCl2.2H2O 
 
Exercício 3.9 página 61: Um hidrato de iodeto de magnésio tem fórmula MgI2.XH2O. Para 
determinar o valor de X, um estudante aquece o hidrato até remover toda a água. Uma amostra de 
1,628g do hidrato é aquecida até ser atingida uma massa constante de 1,072g. Qual o valor de X? 
 
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FÓRMULA DE COMPOSTOS IÔNICOS 
 
As formulas de compostos iônicos são obtidas pelo principio da neutralidade elétrica, por 
exemplo no composto chamado cloreto de cálcio. Os íons presentes são o Ca
2+
 e o Cl
–
 e para que esse 
composto seja eletricamente neutro a fórmula do composto deve ser CaCl2. 
 
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
Assim como os símbolos e as fórmulas químicas representam os átomos e as moléculas, as 
equações químicas representam as reações químicas. 
Considere a equação de combustão do carbono: 
 
3214 34 21
odutos
g
agentes
gs COOC
Pr
)(2
Re
)(2)( →+ 
 
O índice entre parêntesis indica o estado físico do composto em questão: 
(s) →sólido 
(l) →líquido 
(g) →gás ou vapor 
(aq) →sistema aquoso ou solução aquosa 
 
A equação anterior está balanceada, ou seja, uma equação balanceada deve mostrar, entre 
outras coisas, que os átomos são conservados na reação. Uma equação balanceada é fiel aos princípios 
da lei de conservação das massas. 
Vejamos outra equação: 
 
)(2)(2)(2)(4 22 gggg OHCOOCH +→+ 
 
Existem dois passos básicos que devem ser atentados para se fazer o balanceamento de uma 
equação química: 
 
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1. As equações químicas são balanceadas ajustando os coeficientes que aparecem a frente 
das formulas (coeficientes estequiométricos) e nunca alterando a fórmula do composto; 
2. Ao balancear uma equação química é aconselhável começar pelos elementos que 
aparecem em apenas em uma das fórmulas em cada lado da equação. 
 
Vejamos outra equação: 
 
)(2)(2)(2)(4 22 gggg OHCOOCH +→+ 
 
RELAÇÕES DE MASSA EM REAÇÕES 
 
Uma das principais utilizações das equações balanceadas é permitir fazer a relação entre as 
massas de produtos e reagentes em uma reação. É possível utilizar uma equação balanceada para 
prever quanto de um reagente será necessário para reagir com outro que se tem uma quantidade 
definida, ou prever quanto será formado de produto. 
A relação entre a quantidade de reagente e de produto é denominada estequiometria e os 
coeficientes que aparecem à frente dos compostos em uma reação equilibrada são chamados de 
coeficientes estequiométricos. 
 
 
REAÇÕES CONSECUTIVAS 
 
Muitas vezes uma reação química é realizada em varias etapas consecutivas, nesse 
caso o produto de uma reação alimenta uma outra reação na forma de reagente. As etapas 
consecutivas variam de 2 até 4 ou mais reações. Neste caso utilizamos o número de moles 
produzidos na primeira etapa, integralmente, para a etapa seguinte. Ou no caso inverso o valor 
requerido na segunda etapa é transferido diretamente para a primeira. 
 
As reações consecutivas são tratadas como etapas independentes umas das outras 
[produção de ácido sulfúrico a partir de enxofre, oxigênio e água; processo de síntese do 
poli(cloreto de vinila) - PVC, a partir da cloração do etileno e posterior polimerização do cloreto 
de vinila, por exemplo, ou qualquer outro processo que deseje comentar. 
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REAGENTE LIMITANTE E RENDIMENTO TEÓRICO 
 
Ao se realizar uma reação, dificilmente adicionam os reagentes na relação estequiométrica 
exata. Como o objetivo de uma reação é sempre produzir a maior quantidade possível de um composto 
a partir de uma quantidade conhecida de reagente, é comum o uso de excesso de um dos reagentes 
(normalmente o mais barato) para garantir que o outro seja completamente transformado no produto 
desejado. 
 
O reagente colocado em excesso: Reagente em excesso (RE) 
O reagente que não está em excesso: Reagente Limitante (RL) 
 
 
MOTIVOS PARA A UTILIZAÇÃO DE UM DOS REAGENTES EM EXCESSO 
 
• Aumentar o rendimento e acelerar a reação; 
• Deslocar o equilíbrio de modo a obtermos um aumento no rendimento. 
 
VERIFICAÇÃO DO RE E RL 
 
Seja a reação genérica: 
aA + bB → cC 
a b . 
naalim nbalim . 
 
Realizamos a razão (relação) teórica (estequiométrica): 
b
a
rest = 
Depois a razão alimentada (real): 
lim
lim
lim
a
a
a
nb
na
r = 
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E comparando as duas razões teremos três possibilidades: 



=
=
>>>>>>>



=
=
>>>>>><
>>>>>>=
adorDenoRE
NumeradorRL
rr
NumeradorRE
adorDenoRL
rr
ssoostoemexcenenhumcomprr
aest
aest
aest
min
min
lim
lim
lim
 
 
PERCENTAGEM EM EXCESSO DO REAGENTE EM EXCESSO 
 
( ) 100% lim ×−=
teo
teoa
exc
nRE
nREnRE
 
Onde limanRE é a quantidade de RE que foi realmente colocada para reagir. 
 teonRE é a quantidade de RE que teoricamente reagiria com todo o reagente 
limitante. 
 
Ex. admitamos a reação: 
 
2H2(g) + O2(g) → H2O(g) 
Estequiométrico 2 1 1 
Alimentado 1 1 



=
=
>






==
==
2
2
lim
lim 11
1
2
1
2
ORE
HRL
temosrrcomo
r
r
aest
a
est
 
 
2H2(g) + O2(g) → H2O(g) 
Estequiométrico 2 1 1 
Teórico 1 0,5 
 
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A percentagem em excesso de O2 é: 
( ) ( )
%100%
log
100
5,0
5,01100%
2
2
22
2
lim
=
×
−
=×
−
=
exc
teo
teoa
exc
O
o
nO
nOnO
O
 
RENDIMENTO PERCENTUAL OU GRAU DE COMPLEMENTAÇÃO(GC) 
 
Indica a eficácia de uma reação química, também é chamado de grau de complementação de 
uma reação (O quanto a reação esta completa). 
Ou seja, 
100
lim
×=
entadoRLa
oRLconsumidGC 
Onde Rendimento real representa o que na pratica foi produzido pela reação 
 Rendimento teórico representa o que seria produzido se o rendimento fosse 100% 
Pode ser ainda calculado o grau de conversão de qualquer reagente: 
 
100
limRe
Re
×=
entadoagenteadequantidade
umidoagenteconsdequantidadeGC ii 
 
ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES QUÍMICAS: CONCENTRAÇÕES DE SOLUÇÕES 
 
É comum que para utilizarmos compostos sólidos estes estejam em soluções aquosas para misturar 
os reagentes e/ou para retirar os produtos. A única diferença é que a quantidade de reagentes é 
dada em termos de concentração e volume de uma solução que contem o reagente, ao invés de 
massa ou mol. Então o primeiro passo para resolver a estequiometria é determinar as quantidades 
dos reagentes que participam da reação. 
O grau de pureza dos reagentes ou dos produtos formados também deve ser levado em conta já 
que a quantidade pesada é de material impuro e o que se usa na reação é sempre a parte pura do 
reagente ou produto em questão. 
Quando trabalhamos com gases em condições normaisde temperatura e pressão (CNTP: 1 atm e 
0ºC) devemos lembrar que existe uma relação de 22,4L para cada 1mol de substância.