Aula 02 - Estequiometria

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4C ESTEQUIOMETRIA QUÍMICA
A estequiometria é definida como a relação quantitativa existente entre
as espécies químicas que reagem entre si. Esta seção fornece uma breve
revisão da estequiometria e suas aplicações em cálculos que envolvem a
química.
4C-1 Fórmulas Empíricas e Fórmulas Moleculares
Uma fórmula empírica fornece a razão mais simples de números inteiros de átomos que fazem parte de
um composto químico. Em contraste, a fórmula molecular especifica o número de átomos presentes em
uma molécula. Duas ou mais substâncias podem ter a mesma fórmula empírica, mas fórmulas moleculares
diferentes.
Por exemplo, CH2O representa tanto a fórmula empírica quanto a fórmula molecular do formaldeído;
também é a fórmula empírica para diversas substâncias, como o ácido acético, C2H4O2, gliceraldeído,
C3H6O3, e glicose, C6H12O6, assim como para mais de 50 outras substâncias que contêm seis ou menos
átomos de carbono. A fórmula empírica é obtida a partir da composição porcentual de um composto. A
fórmula molecular requer, adicionalmente, o conhecimento da massa molar da espécie.
Figura 4-2 Fluxograma para a realização de cálculos estequiométricos. (1) Quando a massa de um reagente é dada,
primeiramente, ela é convertida em número de mols, usando a massa molar. (2) Então, a razão estequiométrica fornecida pela
equação química da reação é utilizada para encontrar o número de átomos do outro reagente que se combina com a substância
original, ou o número de mols do produto que são formados. (3) Finalmente, a massa do outro reagente ou do produto é calculada
a partir da sua massa molar.
Uma fórmula estrutural fornece informações adicionais. Por exemplo, os produtos químicos etanol e
dimetil éter têm a mesma fórmula molecular C2H6O. Suas fórmulas estruturais, C2H5OH e CH3OCH3, reve-
lam diferenças estruturais entre estes compostos que não são mostradas em sua fórmula molecular usual.
4C-2 Cálculos Estequiométricos
Uma equação química balanceada fornece as razões de combinação, ou estequiometria – em unidades de
mols – de reagentes e seus produtos. Assim, a equação
2NaI(aq) � Pb(NO3)2(aq) S PbI2(s) � 2NaNO3(aq)
indica que 2 mols de iodeto de sódio aquoso se combinam com 1 mol
de nitrato de chumbo aquoso para produzir 1 mol de iodeto de chumbo
sólido e 2 mols de nitrato de sódio aquoso.2
O Exemplo 4-12 demonstra como os pesos em gramas, de reagen-
tes e produtos, estão relacionados em uma reação química. Da mesma
Massa
Dividir pela
massa molar
(1) (2) (3)
Multiplicar
pela massa
molar
Multiplicar
pela razão
estequiométrica
Mols Mols Massa
76 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA – EDITORA THOMSON
� Normalmente o estado físico 
da substância, que aparece na
equação, indicado pelas letras (g),
(l), (s) e (aq), refere-se aos estados
gasoso, líquido, sólido e solução
aquosa, respectivamente.
A estequiometria de uma reação é
a relação entre o número de mols
de reagentes e produtos, como
especificada por uma equação 
balanceada.
2 Nesse caso, é vantajoso mostrar a reação em termos dos compostos químicos. Se desejarmos focalizar nossa atenção sobre as espécies que
efetivamente reagem, a reação iônica líquida seria preferível:
2I�(aq) � Pb2�(aq) S PbI2(s)
maneira, como mostrado na Figura 4-2, os cálculos desse tipo constituem um processo de três etapas
envolvendo (1) transformação da massa conhecida de uma substância, em gramas, para o correspondente
número de mols, (2) multiplicação por um fator que considera a estequiometria e (3) nova conversão dos
dados em mols para a unidade métrica requerida para a resposta.
SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH CAP. 4 Cálculos Empregados na Química Analítica 77
(a) Qual a massa de AgNO3 (169,9 g/mol) necessária para converter 2,33 g de Na2CO3 (106,0 g/mol)
para Ag2CO3? (b) Qual a massa de Ag2CO3 (275,7 g/mol) que será formada?
(a) Na2CO3(aq) � 2AgNO3(aq) S Ag2CO3(s) � 2NaNO3(aq)
Etapa no 1. no mol Na2CO3 � nNa2CO3 � 2,33 
� 0,02198 mol Na2CO3
Etapa no 2. A equação balanceada mostra que
no mol AgNO3 � nAgNO3 � 0,02198 mol 
� 0,04396 mol AgNO3
Aqui a razão estequiométrica é (2 mol AgNO3) / (1 mol Na2CO3).
Etapa no 3. massa AgNO3 � 0,04396 
� 7,47 g AgNO3
(b) no mol Ag2CO3 � no mol Na2CO3 � 0,02198 mol
massa Ag2CO3 � 0,02198 
� 6,06 g Ag2CO3
mol Ag2CO3 �
275,7 g Ag2CO3
mol Ag2CO3
mol AgNO3 �
169,9 g AgNO3
mol AgNO3
Na2CO3 �
2 mol AgNO3
1 mol Na2CO3
g Na2CO3 �
1 mol Na2CO3
106,0 g Na2CO3
EXEMPLO 4-12
Qual a massa de Ag2CO3 (275,7 g/mol) formada quando 25,0 mL de AgNO3 0,200 mol L�1 são mistu-
rados com 50,0 mL de Na2CO3 0,0800 mol L�1?
A mistura dessas duas soluções resultará em uma (e apenas uma) das três alternativas que seguem:
(a) Um excesso de AgNO3 permanecerá após a reação ter se completado.
(b) Um excesso de Na2CO3 permanecerá após a reação ter se completado.
(c) Não existirá excesso de qualquer reagente (isto é, o número de mols de Na2CO3 é exatamente igual
a duas vezes o número de mols de AgNO3).
Como primeiro passo, precisamos estabelecer qual das situações se aplica, calculando as quanti-
dades de reagentes (em unidades químicas) disponíveis inicialmente.
As quantidades iniciais são
quantidade de AgNO3 � � 25,0 
� � 5,00 � 10�3 mol AgNO3
0,200 mol AgNO3
L AgNO3
mL AgNO3 �
1 L AgNO3
1.000 mL AgNO3
nAgNO3
EXEMPLO 4-13
(continua)
Neste capítulo, revimos muitos dos conceitos químicos básicos e dos conhecimentos necessários para
um estudo efetivo da química analítica. Nos capítulos restantes deste livro você irá desenvolver seus co-
nhecimentos alicerçando-se firmemente sobre esses fundamentos, à medida que você passe a explorar os
métodos de análise química.
78 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA – EDITORA THOMSON
Qual será a concentração molar analítica de Na2CO3 na solução produzida quando 25,0 mL de AgNO3
0,200 mol L�1 são misturados com 50,0 mL de Na2CO3 0,0800 mol L�1?
No exemplo anterior, vimos que a formação de 5,00 � 10�3 mol de AgNO3 vai requerer 2,50 �
10�3 mol de Na2CO3. O número de mols de Na2CO3 que não reage é dado por
� 4,00 � 10�3 mol Na2CO3 �
5,00 � 10�3
� 1,50 � 10�3 mol Na2CO3
Por definição, a molaridade é o número de mols de Na2CO3/L. Assim,
� � 0,0200 mol L�1 Na2CO3
1,50 � 10�3 mol Na2CO3
(50,0 � 25,0) mL �
1.000 mL
1 LcNa2CO3
mol AgNO3 �
1 mol Na2CO3
2 mol AgNO3
nNa2CO3
EXEMPLO 4-14
Este capítulo se iniciou com um destaque a respeito de esferas de silício
praticamente perfeitas, que estão sendo utilizadas para se determinar o
número de Avogadro. Use seu navegador na Web para se conectar em
http://www.thomsonlearning.com.br. Acesse a página do livro e, no item
material suplementar para estudantes, clique no menu Chapter Resources,
escolha Web Works. Localize a seção Chapter 4 e clique no link para o
Australian National Measurement Laboratory. Leia o artigo sobre o núme-
ro de Avogadro e o quilograma de silício. Que fatores limitam a exatidão
na determinação deste número? Quais as incertezas atuais e definitivas na
medida da massa molar do silício, no número de átomos por célula
unitária, na massa, no volume e nos parâmetros do cristal de silício?
EXERCÍCIOS NA WEB
no mol Na2CO3 � � 50,0 
� � 4,00 � 10�3 mol Na2CO3
Como cada íon CO reage com dois íons Ag�, 2 � 4,00 � 10�3 � 8,00 � 10�3 mol AgNO3 é
necessário para reagir com o Na2CO3. Uma vez que temos AgNO3 em quantidade insuficiente, a situa-
ção (b) prevalece e a quantidade de Ag2CO3 produzida será limitada pela quantidade de AgNO3
disponível. Assim,
massa Ag2CO3 � 5,00 � 10�3 �
� 0,689 g Ag2CO3
1 mol Ag2CO3
2 mol AgNO3
�
275,7 g Ag2CO3
mol Ag2CO3
mol AgNO3
2�
3
0,0800 mol Na2CO3
L Na2CO3
mL Na2CO3 �
1 L Na2CO3
1.000 mL Na2CO3
nNa2CO3