Aula 13 Estequiometria

Prévia do material em texto

Química Geral – ECT2104
A química qualitativa determina quais os tipos de átomos presentes em uma amostra, já a 
química quantitativa determina o número ou a quantidade de um átomo presente na
amostra.
A relação entre a quantidade de uma substância que vai reagir com outra é 
chamada estequiometria.
Princípio básico: 
“A massa total de uma substância presente ao final de uma
reação química é a mesma massa total do início da reação”
Antonie Lavoisier, 1789
Estequiometria
Lei de conservação da massa
“Os átomos não são criados nem destruídos
durante qualquer reação química”
A matéria não pode ser perdida em nehuma
reação química.
Reagente → Produtos
A + B → AB
2A + 2B → 2AB
Estequiometria
Estequiometria
=
Constatar a Lei de conservação da massa
Os números na frente das fórmulas
químicas são os Coeficientes
Etequiométricos e fornecem a 
proporção de reagentes e 
produtos.
Na (s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)
1) Aumentar H do lado dos reagentes : 2 H2O
2) Aumentar H e O do lado dos produtos : 2 NaOH
3) Aumentar Na nos reagentes
Estequiometria
A equação química balanceada simboliza as 
mudanças qualitativas e quantitativas que ocorrem em
uma reação química.
Apenas Na e O estão corretamente balanceados.
Temos 2 H do lado dos reagentes e 3 H do lado dos produtos.
2Na (s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
Outras informações podem ser dadas
em uma reação química.
Lei das proporções constantes
“A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição 
de uma substância é sempre constante e independente 
do processo químico pelo qual a substância é obtida ”
Em um sistema fechado a quantidade de matéria não é alterada
Massa dos reagentes = massa dos produtos
Joseph Proust (1754-1826)
Estequiometria
 Reação de combustão: reação com produção de chama
Queima de uma substância em oxigênio do ar. 
Reações As reações podem ser classificadas em 3 
grandes classes:
C3H8(g) + 5O2 (g) → 3CO2(g) + 4H2O (g)
Os hidrocarbonetos e alguns derivados reagem com 
oxigênio no para forma dióxido de carbono e água.
Mol No laboratório, mesmo as menores quantidades de 
amostra possuem um número muito grande de 
átomos, íons ou moléculas.
Assim, para facilitar a compreensão da 
magnitude desse número, os químicos
inventaram uma unidade de contagem
especial, o MOL.
Esta é unidade básica do Sistema 
Internacional para quantidade de 
substância química.
“ Um mol é a quantidade de matéria que contêm tantos objetos quanto número de 
átomos em 12g de C-12 isotopicamente puro”.
Nº de átomos de carbono-12 = 12g = 6,0221421x1023
1,9926 x10-23g
À essa quantidade foi dado o nome de constante
de Avogadro, em homenagem ao cientista
Amedeo Avogadro
1 mol de qualquer coisa contêm o nº de avogadro desses objetos.
1 mol de átomos de C-12 = 6,022x1023 átomos de C-12 
1 mol de moléculas de H2O = 6,022x1023 moléculas de H2O 
1 mol de íons Na+ = 6,022x1023 íons Na+
Mol
Exemplo: Nº de átomos de C
1 mol de C2H2: 2 mols de átomos de C
9x1023 moléculas de CO2 : 9x1023 átomos de C 
Exemplo: Nº de átomos de O
1 mol de H2O :
1 mol de CO2 :
3x1023 moléculas de O3 :
1 mol de átomos de O
2 mols de átomos de O
9x1023 átomos de O
Pela definição 1 mol de 12C pesa 12 g, então 1 mol de 
Mg pesa 24g e assim por diante…Massa molar
Para outras substâncias:
1 molécula de NO3- tem massa 62u = 1 mol de NO3- tem massa 62g
Dessa forma a massa em gramas de 1 mol de certa substância é a massa molar. (g/mol)
1 átomo de H tem massa 1u = 1 mol de H tem massa 1g
Massa molar
11
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
Representação da quantidade 
relativa a 1 mol de diferentes 
elementos e substâncias.
Exemplo:
Determinar a massa molar do H2SO4 – ácido sulfúrico.
H 2 x 1,00g = 2,00g/mol
S 1 x 32,10g = 32,10g/mol
O 4 x 16,00g = 64,00g/mol
Massa molar
A massa molar de uma substância é a soma das massas
atômicas de cada átomo em sua fórmula química.
Quantos mols de H2SO4 há em 44,8g deste composto?
Quantos átomos de S há nessa quantidade de H2SO4 ?
∑ = 2,00 + 32,10 + 64,00 = 98,10g/mol
Um exemplo:
Quantos gramas de Cl devem combinar-se 
com 24,4 g de Si para obtermos tetracloreto
de silício, SiCl4?
1mol SiCl4 – 1mol Si – 4 mols Cl
O SiCl4 é usado na obtenção de silício
com grau de pureza adequado para a 
fabricação de transistores.
Relação estequiométrica
Para qualquer reação química, temos que conhecer a 
relação entre as massas de dois compostos ou átomos
necessários para sintetizar um certo composto.
Você fez as preparações necessárias para uma experiência que utilizará como matéria prima 
0,115 mol de fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2. Quantos gramas de Ca3(PO4)2 você pesou? 
Exercícios Balanceie as equações abaixo:
A massa molar é 310,18 g/mol , pesou-se 35,67 g.
1.Quantos gramas de ferro são necessários para reagir com 25,6g de O para 
formar óxido de ferro (III), Fe2O3?
2. Uma das formas em que o cobre é encontrado na natureza é a de sulfeto de 
cobre (I), Cu2S. Quantos gramas de cobre metálico podem ser teoricamente obtidos
em 10,0g deste composto?
3.Em uma amostra de 15g de óxido de ferro (III) conhecido como hematita, 
quantos gramas de Fe estão presentes? 
Exercícios
59,57 g de Fe (mmFe=55,85g/mol e mmO=16g/mol)
7,98 g de Cu (mmCu2S=159,17g/mol, mmCu=63,55g/mol)
10,49 g de Fe ( mmFe2O3=159,7g/mol)