Estequiometria: Cálculos Químicos

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Estequiometria : Cálculos 
com Fórmulas e Equações 
Químicas
Prof.: Cleocir José Dalmaschio
Email: cleocir@ymail.com
Bibliografia
Livro texto:
1. BROWN, THEODORE L.; LEMAY, EUGENE H.; BRUCE, 
BURSTEN, Química a Ciência Central, 9ª ed. São Paulo: 
Pearson Education, 2005.
Referências:
1. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. P. Atkins & L. Jones, 5ed Bookman –Meio Ambiente. P. Atkins & L. Jones, 5ed Bookman –
2006.Paginas: 59-110.
2. MAHAN, B. H., Química um Curso Universitário, Editora 
Edgard Blucher Ltda, 1970.
3. RUSSEL. J. B. Química Geral (Vol. 1 e 2), Saõ Paulo. Makron
Books, 2004.
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A escala de massa atômica
• A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 
10-23 g.
• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u.
• Usando unidades de massa 
MassasMassas atômicasatômicas
• Usando unidades de massa 
atômica:
1 u = 1,66054 x 10-24 g
1 g = 6,02214 x 1023 u
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Massas atômicas médias
• A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos:
– O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
• A massa média do C: 
• (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
Massas atômicasMassas atômicas
• (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica 
média.
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.
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Moléculas e fórmulas químicas
• Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si.
• Cada molécula tem uma fórmula química.
• A fórmula química indica
– quais átomos são encontrados na molécula e
Moléculas e compostos Moléculas e compostos 
molecularesmoleculares
– quais átomos são encontrados na molécula e
– em qual proporção eles são encontrados.
• Compostos formados a partir de moléculas são compostos 
moleculares.
• As moléculas que contêm dois átomos ligados entre si são 
chamadas moléculas diatômicas.
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Moléculas e fórmulas químicas
Moléculas e compostos Moléculas e compostos 
molecularesmoleculares
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Fórmulas moleculares
Compostos moleculares contem mais de um tipo de átomo
• Fórmulas moleculares
– Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma 
molécula.
Moléculas e compostos Moléculas e compostos 
molecularesmoleculares
molécula.
– Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2 e C2H4.
– A maioria das substancias moleculares contem apenas átomos 
de não-metais.
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Fórmulas moleculares
• Fórmulas moleculares
Moléculas e compostos Moléculas e compostos 
molecularesmoleculares
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Massa molecular 
A massa molecular (MM): é a soma de MA para os átomos na
fórmula.
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)
= 98,1 u
Massa molecularMassa molecular
= 98,1 u
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Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de algo = 6,0221421 × 1023 daquele algo.
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. 
O molO mol
Massa molar
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância
(unidades g/mol, g.mol-1).
• A massa de 1 mol de 12C = 12 g.
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O molO mol
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O molO mol
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Esta fotografia mostra um mol de sólido 
O molO mol
Esta fotografia mostra um mol de sólido 
(NaCl), um mol de líquido (H2O) e um 
mol de gás (O2).
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Conversões entre massas, mols 
e número de partículas
• Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:
massa molar de N2 = 2 × (a massa molar de N).
• As massas molares para os elementos são encontradas na tabela periódica.
O molO mol
• As massas molares para os elementos são encontradas na tabela periódica.
• As massas moleculares são numericamente iguais às massas molares.
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FórmulasFórmulas mínimasmínimas a a partirpartir
de de análisesanálises
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Fórmula molecular a partir de fórmula mínima
• Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM para 
encontrarmos a fórmula molecular.
• Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre números inteiros 
múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima.
Fórmulas mínimas a partir Fórmulas mínimas a partir 
de análisesde análises
múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima.
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Análise por combustão
• As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por 
combustão:
Fórmulas mínimas a partir Fórmulas mínimas a partir 
de análisesde análises
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Fórmulas moleculares e mínimas
• Fórmulas mínimas
– Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma 
molécula.
– Isto é, elas fornecem o menores números inteiros proporcionais 
Moléculas e compostos Moléculas e compostos 
molecularesmoleculares
– Isto é, elas fornecem o menores números inteiros proporcionais 
possíveis dos átomos em uma molécula.
– Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, HO, CH2.
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Compostos iônicos
• Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre 
substâncias.
Exemplo:
– Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder 
Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos
– Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder 
um elétron para se transformar em um cátion: Na+. 
– O elétron não pode ser totalmente perdido, dessa forma ele é 
transferido para um átomo de cloro, Cl, que então se transforma 
em um ânion: o Cl-.
– Os íons Na+ e Cl- ligam-se para formar o cloreto de sódio 
(NaCl), mais conhecido como sal de cozinha.
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Compostos iônicos
Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos
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Compostos iônicos
• Importante: observe que não existem moléculas de NaCl 
facilmente identificáveis na rede iônica. Portanto, não podemos 
usar fórmulas moleculares para descrevermos substâncias iônicas.
• Considere a formação do Mg3N2:
Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos
• Considere a formação do Mg3N2:
• O Mg perde dois elétrons para se transformar em um Mg2+;
• O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar em um N3-.
• Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e 
ganhos deve ser igual.
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• Lavoisier: a massa é conservada em 
uma reação química.
• Equações químicas: descrições de 
reações químicas.
Equações químicasEquações químicas
reações químicas.
• Duas partes de uma equação: 
reagentes e produtos:
2H2 + O2→ 2H2O
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• A equação química para a formação da água pode ser visualizada como duas 
moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula de oxigênio para formar 
duas moléculas de água:
2H2 + O2→ 2H2O
Equações químicasEquações químicas
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2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Equações químicasEquações químicas
• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das 
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e 
produtos.
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
2K + 2H2O → 2KOH + H2
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Equações químicasEquações químicas
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• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em 
nenhuma reação química.
Equações químicasEquações químicas
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Reações de combinação e decomposição
• As reações de combinação têm em números de unidades menos
produtos do que reagentes:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
Alguns padrões simples de Alguns padrões simples de 
reatividade químicareatividade química
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
• O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
• As reações de decomposição têm número menor de reagentes do 
que produtos:
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g) 
(a reação que ocorre em um airbag)
• O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.
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Reações de combinação e decomposição
Alguns padrões simples de Alguns padrões simples de 
reatividade químicareatividade química
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Reações de combinação e decomposição
Alguns padrões simples de Alguns padrões simples de 
reatividade químicareatividade química
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Combustão aoar
A combustão é a queima de uma substância 
em oxigênio do ar:
Alguns padrões simples de Alguns padrões simples de 
reatividade químicareatividade química
em oxigênio do ar:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
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• A equação balanceada fornece o número de moléculas que 
reagem para formar produtos.
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de 
reagente necessária para se chegar à proporção da 
quantidade de matéria do produto.
Cálculo estequiométricoCálculo estequiométrico
quantidade de matéria do produto.
• Essas proporções são denominadas 
proporções estequiométricas. 
OBS: As proporções estequiométricas são proporções 
ideais
• As proporções ideais de reagentes e produtos no laboratório 
devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.
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Cálculo estequiométricoCálculo estequiométrico
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Cálculo estequiométricoCálculo estequiométrico
A partir de uma reação química balanceada estabelecemos a 
proporção estequiométrica para determinar a quantidade de 
produto a ser formada a partir de certa massa de reagente.
Ex.: Qual a massa de Fe que pode ser obtida a partir de 10g 
de óxido de ferro III que reage com monóxido de carbono.
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de óxido de ferro III que reage com monóxido de carbono.
Considere a seguinte reação química:
Passos:
1 – efetua o balanceamento;
2 – monta a relação;
3 – Efetua os cálculos.
Rendimento de reaçãoRendimento de reação
Cálculos estequiométricos com base em equações
balanceadas são uma visão ideal do mundo.
Na prática pode ocorrer:
•Reações competitivas
•Reações incompletos no momento da análise;
•Quantidade insuficiente de uma substância;
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•Quantidade insuficiente de uma substância;
•Reação não se completa (equilíbrio químico).
Esses parâmetros podem afetar o rendimento da reação.
Rendimento de reaçãoRendimento de reação
Há dois tipos de rendimentos a serem definidos:
Rendimento teórico: é a quantidade máxima que pode ser
esperada com base na estequiometria da reação.
Rendimento percentual (RP): Percentagem do rendimento
teórico que foi atingido na reação (real).
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teórico que foi atingido na reação (real).
100
teóricorendimento
realrendimento
xRP








=
Rendimento de reaçãoRendimento de reação
Ex.: No teste de um motor para acompanhar a combustão de
1,00L de octano (702g), obteve-se 1,84 kg de dióxido de
carbono.
a) Qual o rendimento teórico da massa de água formada no
processo?
b) Qual o rendimento percentual da formação de dióxido de
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b) Qual o rendimento percentual da formação de dióxido de
carbono?
Passos:
1 – efetua o balanceamento;
2 – monta a relação;
3 – Efetua os cálculos.
Reagente limitanteReagente limitante
Se os reagentes não estão presentes em quantidades 
estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda 
estarão presentes (em excesso).
Reagente limitante é o reagente que determina o máximo de 
produto a ser obtido em uma reação. Este determina o fim da 
reação, pois será completamente consumido.
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reação, pois será completamente consumido.
Seja a reação balanceada:
Supondo que em um recipiente seja colocado 1 mol de N2 e 2
mol de H2. O H2 será o reagente limitante, pois está em menor
quantidade que o necessário segundo a relação
estequiométrica.
Reagentes limitantesReagentes limitantes
Representação da reação entre hidrogênio e oxigênio.
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Reagente limitanteReagente limitante
Ex.: 100 g de carbeto de cálcio (CaC2) Foram colocados para 
reagir com 100g de água. A reação forma hidróxido de cálcio 
e etino (C2H2). Determine:
a) Qual o reagente limitante?
b) Que massa de etino pode ser produzida?
c) Qual a massa do reagente em excesso que permanece?
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c) Qual a massa do reagente em excesso que permanece?