2018617_23646_Aula+8+-+Estéquiometria

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Professora: MSc. Daniele Drumond
Neves
2018/1 1
Graduação em Engenharia
UNIDADE 8 – ESTEQUIOMETRIA - I
Química Geral 
Estequiometria 
Química Geral 2
 ESTEQUIOMETRIA
Stoicheion – elemento;
Metron – medida.
Cálculo das quantidades de substâncias envolvidas em uma reação 
química.
Estequiometria 
Química Geral 3
 Unidade de Massa atômica (u)
A escala de massa está baseada no isótopo mais comum do carbono,
com número de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída exatamente
a massa de 12 unidades de massa atômica (u).
Unidade de massa atômica (u):
é a massa de 1/12 do átomo de 
carbono com número 
de massa igual a 12 (12C)
Estequiometria 
Química Geral 4
 Massa atômica de um átomo (MA)
É a massa determinada em u, ou seja a massa comparada com 1/12 da
massa do 12C.
Exemplo: Mg = 24 x 1/12 = 2x mais pesado que o 12C.
Massa Atômica 2He
4 4,0030 u 4 u
Massa Atômica 9F
19 18,9984 u 19 u
Massa Atômica 13Al
27 26,9815 u 27 u
Estequiometria 
Química Geral 5
 Massa atômica de um Elemento
É a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Isótopos Massa Atômica Ocorrência
Ne20 20 u 90,92%
Ne21 21 u 0,26%
Ne22 22 u 8,82%
MA do neônio = (20,00 x 90,92) + (21 x 0,26) + ( 22 x 8,82) 
100
= 20,179 u
Estequiometria 
Química Geral 6
 Massa atômica de um Elemento
É a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Isótopos Massa Atômica Ocorrência
Br79 79 u 55%
Br81 81 u 45%
MA do Bromo=
Estequiometria 
Química Geral 7
 Massa Molecular
Massa Molecular (MM) = ∑M.A
Exemplo:
NaOH
H2O Al2(SO4)3
H = 1u
S = 32 u
O = 16 u
Al = 27 u
Na = 23 u
Como medir “u”???
Quantos átomos de C são necessários para ao invés de 12 u ter
12g?
1 átomo de C ---------12u
6,023 x 10²³ átomos –12g
Estequiometria 
Química Geral 8
 Número de Avogadro
6,023 x 10²³ átomos
u → g
Estequiometria 
Química Geral 9
 MOL
1 átomo de C ---------12u
6,023 x 10²³ átomos –12g
1 mol --- 6,023 x 10²³ átomos ----- 12g
1 mol ---- 6,023 x 10²³ átomos Qualquer substância
1 mol
Estequiometria 
Química Geral 10
 Massa Molar
Compreende a massa atômica ou molecular, expressa em “g/mol”.
Exemplo:
Mercúrio (Hg) – MA = 200 u
200g
6,023x10²³ átomos de Hg
1 mol de átomos de Hg
Água (H2O) MM = 18 u
18g
6,023x10²³ moléc de H2O
1 mol de moléc de H2O
Leis Ponderais
Química Geral 11
Ponderal: Relativo a peso, equilíbrio.
Leis ponderais: Relação matemática entre as massas das
substâncias presentes nas reações. Entre elas existem duas
mais importantes, que são conhecidas por Leis das
transformações químicas, divididas em:
Lei de conservação das massas ou Lei de Lavoisier;
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust.
Estas leis foram criadas, respectivamente, por Antoine
Laurent Lavoisier (1743-1794) e por Joseph Louis Proust
(1754-1826).
Leis da Conservação das 
Massas
Química Geral 12
“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”
Lei da conservação das massas: 
minicial = mfinal 
Leis da Conservação das 
Massas
Química Geral 13
 Ele repetiu esse experimento com outros materiais e percebeu que a
massa dos sistemas permanecia constante em todos os casos.
 Veja os exemplos abaixo:
Gás hidrogênio + Gás oxigênio → Água
2 g + 16 g = 18 g
4g + 32 g = 36g
Carbono + Gás oxigênio → Gás Carbônico
12 g + 32 g = 44 g
Leis da Conservação das 
Massas
Química Geral 14
Exemplo: Quando o composto calcário (CaCO3 - Carbonato de
Cálcio) é aquecido, decompõe-se na forma de cal viva (CaO – Óxido
de Cálcio) e no gás dióxido de carbono (CO2). Supondo que 40,0g
de calcário é decomposto, restando 22,4g de cal viva, quanto
dióxido de carbono é formado?
Coeficientes e o número de mols
Química Geral 15
Coeficientes e o número de mols
Química Geral 16
Interpretação
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g) 
Molecular
1 molécula
1 (6,0.10²³ 
moléculas)
3 moléculas 
3 (6,0.10²³ 
moléculas)
2 moléculas
2 (6,0.10²³ 
moléculas)
Molar 1 mol 3 mols 2 mols
Massa 28g 6g 34g
Volume (CNTP
- 1 atm 273K)
22,4 L 67,2 L 44,8 L
Coeficientes e o número de mols
Química Geral 17
Exemplo: Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2 mols de
pentóxido de dinitrogênio, de acordo com a equação:
N2O5 + K2O2 → 2KNO3 + 1/2 O2
Coeficientes e o número de mols
Química Geral 18
Exemplo: Calcule a massa de amônia produzida pela reação de 5
mols de gás nitrogênio com quantidades suficientes de gás
hidrogênio. Considere as massas atômicas: N= 14 e H=1.
Coeficientes e o número de mols
Química Geral 19
Exemplo: Sabendo que 10,8g de alumínio reagiram
completamente com ácido sulfúrico, calcule:
a) A massa de H2SO4 consumido;
b) A massa de Al2(SO4)3 obtida;
c) O volume de H2(g) liberado, medido nas CNTP.
(Massas molores: Al = 27 g/mol; H2SO4 98 g/mol; Al2(SO4)3 = 342 
g/mol)
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Coeficientes e o número de mols
Química Geral 20
Exemplo: O éter etílico é o éter comumente vendido em farmácia
e sua principal aplicação está relacionada à sua ação anestésica. A
combustão completa de 14,8g de éter etílico (C4H10O) irá produzir
gás carbônico e água, de acordo com a equação:
C4H10O + 6O2 → 4CO2 + 5H2O
a) Determine a massa em g de oxigênio consumido;
b) O volume em L de CO2 produzido;
c) O número de moléculas de água produzido.
Dados: Massas atômicas: C=12, 0=16, H=1
Volume molar do CO2 nas condições dadas = 25L mol-1
N = 6,0.10²³ moléculas mol-1
Reagente em excesso e 
reagente limitante 
Química Geral 21
Reagente Limitante 
Determina o rendimento 
máximo do produto
Reagente em Excesso 
Presente em quantidades 
acima da necessária
Reagente em excesso e 
reagente limitante 
Química Geral 22
Etapas:
1. Considere um dos reagentes como sendo limitante e determine
quanto de produto seria formado;
2. Repita o procedimento para o outro reagente;
3. A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao
reagente limitante e indica a quantidade de produto formada.
Reagente em excesso e 
reagente limitante 
Química Geral 23
Exemplo: Foram misturados 40g de hidrogênio com 40g de
oxigênio, com a finalidade de produzir água, conforme a equação:
2H2 + 1O2 → 2H2O 
Determine
a) O reagente limitante;
b) A massa do produto formado;
c) A massa do reagente em excedido.
Dados:
Massas molares: H2 = 2g mol-1 , O2 = 32g mol-1 , H2O = 18g mol-1
Reagente em excesso e 
reagente limitante 
Química Geral 24
Exemplo: Foram misturados 150g de CaO com 88g de CO2, com a
finalidade de produzir Carbonato de Cálcio (CaCO3), conforme a
equação:
CaO + CO2 → CaCO3
Determine
a) O reagente limitante;
b) A massa do produto formado;
c) A massa do reagente em excedido.
Reações Químicas com 
substâncias impuras
Química Geral 25
Na prática, trabalha-se com substâncias que apresentam certa 
porcentagem de impurezas. 
Minério Pirita (FeS2) 92% de pureza
100g de amostra 92g de pirita 8g de impureza
Reações Químicas com 
substâncias impuras
Química Geral 26
Ex.: Considere 40g de uma amostra de blenda (ZnS + Impurezas) com 
90% de pureza de ZnS. Qual a massa de ZnS pura na amostra?
Reações Químicas com 
substâncias impuras
Química Geral 27
1º Caso: Calcular a massa de produto obtido a partir de uma 
amostra impura.
- Deve-se inicialmente calcular qual é a parte pura dessa amostra e 
efetuar os cálculos com o valor obtido.
Ex.: Uma amostra de calcita contém 80% de CaCO3, qual a massa de 
CaOobtida de 800g de calcita?
CaCO3 → CaO + CO2
Reações Químicas com 
substâncias impuras
Química Geral 28
Ex.: uma amostra de 120g de magnésio com 80% de pureza reage 
com oxigênio produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de 
óxido de magnésio produzida. (massas molares: Mg = 24g/mol, 
MgO=40g/mol)
2Mg + O2 → 2MgO 
Reações Químicas com 
substâncias impuras
Química Geral 29
2º Caso: Calcular a quantidade de reagente que deve ser usado
- Deve-se inicialmente determinar a massa do reagente puro
necessária para formar a massa do produto. A seguir, relacionar a
massa do reagente puro com a massa total da amostra.
Ex.: Para obter 180L de CO2, na CNTP, pela calcinação do calcário 90%
de pureza. Qual a massa de calcário necessária:
1CaCO3 → CaO + CO2
Reações Químicas com 
substâncias impuras
Química Geral 30
Ex.: Determine a massa de uma amostra de carbonato de cálcio, com
80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84g de óxido de
cálcio, segundo a equação:
1CaCO3 → CaO + CO2