Aula 04 - Estequiometria

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Estequiometria 
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Química Geral 
1 
Conceito de massa atômica 
• Antes da descoberta das partículas subatômicas 
• Dados mostravam que os átomos de diferentes elementos tinham massas 
características diferentes. 
 
• Como os átomos eram “pesados”? 
• A partir de massas relativas 
• Experimentos de Gay-Lussac e Avogadro → volumes de reações envolvendo 
gases 
• Proporções 
 
 
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Conceito de massa atômica 
• Massa ou peso atômico → convencionado! 
• Massa de um átomo em unidades de massa atômica 
 
• A unidade de massa atômica 
• Para estabelecer uma escala de massa uniforme para os átomos → escolha de um padrão 
para comparações. 
• C-12 (padrão) → 6 prótons e 6 nêutrons 
• A UMA → Massa igual a 1/12 da massa do carbono-12 
• Massa atômica do carbono-12 → 12 u 
 
• A massa atômica dos outros elementos – escala de massas atômicas 
• Relativas à massa do C-12 
• O átomo de H tem 8,400% da massa do carbono-12: 
 
𝑀𝐻 = 0,084 × 12,00 𝑢 = 1,008 𝑢 → massa de um átomo de H 
 
 
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Conceito de massa atômica 
• Da teoria de Dalton: 
• Todos os átomos de um dado elemento têm a mesma massa. 
• Mas ele não sabia da existência dos isótopos! 
 
• Conceito de massa atômica (moderno) 
• Massa média dos isótopos que compõem o elemento. 
• Calculada a partir da média ponderada conforme a abundância natural de cada 
isótopo. 
 
 
 
 
• Resultado em u → unidade de massa atômica (convencionado) 
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𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒂𝒕ô𝒎𝒊𝒄𝒂 = (𝒇𝒓𝒂çã𝒐 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝒏) × (𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝒏)
𝒏
 
𝑴𝑨 =
% 𝒅𝒆 𝒂𝒃𝒖𝒏𝒅â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟏 × 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟏 + % 𝒅𝒆 𝒂𝒃𝒖𝒏𝒅â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟐 × 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟐 + …
% 𝒅𝒆 𝒂𝒃𝒖𝒏𝒅â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟏 + % 𝒅𝒆 𝒂𝒃𝒖𝒏𝒅â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒅𝒐 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟐 + …
 
Determinação das abundâncias isotópicas 
• Espectrometria de massa 
• Técnica que separa partículas de acordo com a sua massa 
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Massas atômicas dos elementos 
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Conceito de massa atômica - exemplos 
• Um elemento tem dois isótopos de ocorrência natural. O isótopo 1 possui 
uma massa de 120,9038 u e abundância natural de 57,4 %, e o isótopo 2 
tem uma massa de 123,9042 u. Determine a massa atômica desse 
elemento e identifique-o. 
 
• O bromo possui dois isótopos de ocorrência natural (o Br-79 e o Br-81) e 
possui uma massa atômica de 79,904 u. A massa do Br-81 é de 80,9163 
u e sua abundância natural é 49,31%. Calcule a massa e a abundância 
natural do Br-79. 
 
• O antimônio, Sb, tem dois isótopos estáveis: 121Sb, 120,904 u, e 123Sb, 
122,904 u. Quais são as abundâncias relativas desses isótopos? Massa 
atômica do Sb = 121,76 u. 
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A dúzia química: o mol 
• 1 u = 1,660 538 921 X 10-27 kg 
• Massa de um átomo de H = 1,67 X 10-24 g 
• Quando se trabalha com átomos é difícil manipular quantidades tão pequenas. 
• A ideia: quantidades não manipuláveis → quantidades manipuláveis 
 
• Usamos unidades para representar quantidades: 
 
 
 
 
• A ideia! 
• Contar quantas unidades, ou “dúzias” existem em algo pela pesagem 
• Ex.: o número de balas em um saco é medido pela pesagem do saco 
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• Par (2 espécies) 
• Dúzia (12 unidades) 
• Grosa (144 unidades) 
• Mol → unidade química 
A dúzia química: o mol 
• Definição: é a quantidade de substância de um sistema que contém 
quantas entidades elementares como átomos presentes em 0,0012 kg de 
carbono-12. 
 
• Sempre que usar a unidade mol: a unidade elementar deve ser 
especificada! 
• Átomos 
• Moléculas 
• Íons 
• Elétrons 
• Partículas 
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A dúzia química: o mol 
 
𝟏𝟐 𝒈 𝒅𝒆 𝐶12 ×
𝟏 á𝒕𝒐𝒎𝒐 𝒅𝒆 𝐶12
𝟏, 𝟗𝟗𝟑 𝑿 𝟏𝟎−𝟐𝟑 𝒈 𝐶12
≅ 𝟔, 𝟎𝟐𝟐 𝑿 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝐶12 
 
• O mol 
• A quantidade 6,022 X 1023 unidades foi apelidada de mol 
• 1 mol = 6,022 X 1023 unidades, átomos, cães, gatos, passarinhos! 
• NA = 6,022 X 10
23 → número (constante) de Avogadro 
 
• Não se refere à massa ou ao volume da amostra – apenas ao número de átomos, 
moléculas ou fórmulas unitárias, etc. 
 
• Podemos fazer a seguinte relação: 
12 𝑔 𝑑𝑒 𝐶 = 6,022 𝑋 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶12 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶 = 𝑎 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝐶 é 12 𝑔/𝑚𝑜𝑙121212 
 
• Teremos um mol de qualquer elemento monoatômico se pesarmos uma quantidade 
igual à massa atômica do elemento em gramas. 
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O mol em 2018 
 
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O mol em 2018 
• Mol: é uma unidade do SI para a quantidade de substância. 
 
• 1 mol contém exatamente 6,022 140 75 X 1023 entidades elementares. 
 
• Esse número é igual ao número fixado para a constante de Avogadro (NA) 
quando expressado em mol-1. 
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A dúzia química: o mol 
• Qual seria a massa molar de: 
• H (1,01 u) → 1,01 𝑢 ×
1,66054 𝑋 10−24𝑔
1 𝑢
× 6,022 𝑋 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻 = 1,009 𝑔 = 1,01 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
• O (15,99 u) → 15,99 𝑢 ×
1,66054 𝑋 10−24𝑔
1 𝑢
× 6,022 𝑋 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂 = 15,9896 𝑔 = 15,99 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
• Conclusão: 
• A massa atômica (em u) de um átomo é igual à sua massa molar (em g/mol) 
• O valor das massas mostradas na tabela periódica pode ser interpretada como: 
• Unidade de massa atômica (u) = massa molar do elemento (g mol-1) 
• São numericamente iguais! 
 
• Para se ter 1,01 g de átomos de H em uma amostra → 6,022 X 1023 átomos = 1 mol 
 
• Para se ter 32,06 g de átomos de S em uma amostra → 6,022 X 1023 átomos = 1 mol 
 
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Conversão entre número de mols e número de átomos 
• Semelhante a converter entre dúzias de ovos e número de ovos. 
• Fator de conversão 
𝟏 𝒅ú𝒛𝒊𝒂 𝒅𝒆 𝒐𝒗𝒐𝒔
𝟏𝟐 𝒐𝒗𝒐𝒔
 𝒐𝒖 
𝟏𝟐 𝒐𝒗𝒐𝒔
𝟏 𝒅ú𝒛𝒊𝒂 𝒅𝒆 𝒐𝒗𝒐𝒔
 
 
• Fator de conversão: 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔
𝟔, 𝟎𝟐𝟐 𝑿 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 
 𝒐𝒖 
𝟔, 𝟎𝟐𝟐 𝑿 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔
 
 
• Exemplos: 
• Calcule o número de átomos de cobre em 2,45 mol de cobre. 
 
• Um anel de prata pura contém 2,80 X 1022 átomos de prata. Quantos mols de átomos de 
prata ele contém? 
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Conversão entre massa e quantidade de substância 
• Para contar átomos através da pesagem (massa) 
• Fator de conversão: 
• Depende da massa atômica, consequentemente massa molar, de cada átomo 
 
26,98 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙 = 6,022 𝑋 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙 
 
26,98 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙
=
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙
6,022 𝑋 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙
= 
6,022 𝑋 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙
26,98 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙
 
 
• Exemplo: 
• Quantos átomos de cobre estão presentes em uma moeda de um centavo de dólar de 
cobre com uma massa de 3,10 g? (suponha que a moeda seja constituída de cobrepuro). 
 
• Calcule a massa de 2,25 X 1022 átomos de tungstênio. 
 
• Uma esfera de alumínio contém 8,55 X 1022 átomos de alumínio. Qual é o raio da esfera 
em centímetros? A massa específica do alumínio é 2,70 g/cm3. (V = 4/3πr3) 
 
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Massa molar de um composto 
• Massa molar de um composto (molecular) → massa em gramas de 1 mol de 
suas moléculas 
 
• Massa fórmula → conceito aplicado à fórmula unitária e fórmula molecular 
 
• Exemplos: 
• CO2 → 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 = 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑪 + 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑶 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 = 𝟏 × 𝟏𝟐, 𝟎𝟎
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝒅𝒆 𝑪 + 𝟐 × 𝟏𝟓, 𝟗𝟗
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝒅𝒆 𝑶 = 𝟒𝟑, 𝟗𝟖
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 
 
• Fe2O3 → 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒇ó𝒓𝒎. 𝒖𝒏. 𝒅𝒆 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 = 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑭𝒆 + 𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑶 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 = 𝟐 × 𝟓𝟓, 𝟖𝟓
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝒅𝒆 𝑭𝒆 + 𝟑 × 𝟏𝟓, 𝟗𝟗
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝒅𝒆 𝑶 = 𝟏𝟓𝟗, 𝟔𝟕
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝒅𝒆 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 
 
 
 
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Conceito de número de mols 
• Quantidade de substância (n): é uma medida do número de entidades 
elementares específica. 
• Átomo 
• Molécula 
• Íon 
• Elétron 
• Partículas 
 
• 𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑑𝑎 𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑢𝑚 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑎 𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 (𝑚𝑜𝑙)
= 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1 
 
• Exemplo: converta 32 g de hidrogênio para mols de molécula de 
hidrogênio. 
 
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𝒏 =
𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒆𝒎 𝒈 (𝒒𝒖𝒆 𝒗𝒐𝒄ê 𝒑𝒆𝒔𝒐𝒖 𝒏𝒂 𝒃𝒂𝒍𝒂𝒏ç𝒂)
𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒐𝒔 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔/𝒔𝒖𝒃𝒔𝒕â𝒏𝒄𝒊𝒂
 
Quantas vezes a massa molar 
do átomo ou da substância se 
repetiu até atingir a massa em 
gramas que você pesou na 
balança! 
Massa de uma molécula 
• Qual é a massa de 1 molécula de água? 
 
 
 
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Proporções de átomos em um composto 
• A molécula de água 
 
 
 
 
• A molécula de açúcar 
 
 
 
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Uma molécula de água Um mol de moléculas de água 
1 molécula de H2O ↔ 2 átomos de H 1 mol de H2O ↔ 2 mols de átomos de H 
1 molécula de H2O ↔ 1 átomo de O 1 mol de H2O ↔ 1 mol de átomos de O 
1 átomo de O ↔ 2 átomos de H 1 mol de átomos de de O ↔ 2 mols de átomos de H 
Uma molécula de glicose Um mol de moléculas de glicose 
1 molécula de C6H12O6 ↔ 6 átomos de C 1 mol de C6H12O6 ↔ 6 mols de átomos de C 
1 molécula de C6H12O6 ↔ 12 átomos de H 1 mol de C6H12O6 ↔ 12 mols de átomos de H 
1 molécula de C6H12O6 ↔ 6 átomos de O 1 mol de C6H12O6 ↔ 6 mols de átomos de O 
6 átomos de C ↔ 12 átomos de H 6 mols de C ↔ 12 mols de H 
12 átomos de H ↔ 6 átomos de O 12 mols de H ↔ 6 mols de O 
Uso da massa molar (fórmula) para contar moléculas (fórmulas unitárias) por 
pesagem 
• Fatores de conversão: 
• Exemplo: 22 g de CO2 
 
𝟐𝟐 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 ×
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐
𝟒𝟑, 𝟗𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐
×
𝟔, 𝟎𝟐𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐
= 𝟑, 𝟎𝟏 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 
 
• Exemplo: 2,4 X 1021 fórmulas unitárias de NaCl 
 
𝟐, 𝟒 × 𝟏𝟎𝟐𝟏 𝒇ó𝒓𝒎.𝒖𝒏. 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍 ×
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟔, 𝟎𝟐𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑𝒇. 𝒖. 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍
×
𝟓𝟖, 𝟒𝟒 𝒈 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍
= 𝟎, 𝟐𝟑 𝒈 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍 
 
• Exemplo: massa de 1 molécula de água 
 
𝟏 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 ×
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶
𝟔, 𝟎𝟐𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 
×
𝟏𝟖, 𝟎𝟏 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶
= 𝟐, 𝟗𝟗 × 𝟏𝟎−𝟐𝟑𝒈 
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Como são determinadas as fórmulas dos compostos? 
• Uma fórmula química → em combinação com as massas molares indica as quantidades relativas de 
cada elemento em um composto. 
 
• Porcentagem em massa → de um elemento é a porcentagem daquele elemento na massa total do 
composto. 
• É o número de gramas do elemento presentes em 100 g da amostra. 
 
𝑷𝒐𝒓𝒄𝒆𝒏𝒕𝒂𝒈𝒆𝒎 𝒆𝒎 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒐 𝒆𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐 = 
𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒐 𝒆𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐
𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒕𝒐𝒅𝒂 𝒂 𝒂𝒎𝒐𝒔𝒕𝒓𝒂
× 𝟏𝟎𝟎% 
 
• Exemplos: 
• Uma amostra de um líquido, com massa igual a 8,657 g, foi decomposta em seus elementos e produziu 5,217 g de 
carbono, 0,9620 g de hidrogênio e 2,478 g de oxigênio. Qual é a composição percentual desse composto? 
 
• Um composto orgânico pesando 0,6672 g é decomposto e dá 0,3481 g de carbono e 0,0870 g de hidrogênio. Quais 
são as porcentagens de hidrogênio e carbono no composto? É provável que esse composto contenha outro 
elemento? 
 
 
 
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Como são determinadas as fórmulas dos compostos? 
• Exemplos: 
• A Administração de Alimentos e Remédios dos EUA (FDA) recomenda que uma 
pessoa consuma menos de 2,4 g de sódio por dia. Que massa de cloreto de sódio 
(em gramas) você pode consumir e ainda estar dentro das diretrizes da FDA? O 
cloreto de sódio tem 39% de sódio em massa. 
 
 
 
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Como são determinadas as fórmulas dos compostos? 
• Convertendo a fórmula de um composto em composição percentual 
• A ideia: 
 
 
 
 
 
• Exemplo: 
• Qual é a composição percentual do propano, C3H8? 
 
• Que massa de carbono está contida em 454 g de propano (C3H8)? 
 
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Supor 1 mol do 
composto 
Verificar a 
proporção entre 
cada elemento 
Converter os 
números de mols 
de cada elemento 
em massa 
Calcular a 
porcentagem em 
massa de cada 
elemento 
Como são determinadas as fórmulas dos compostos? 
• Uma das principais atividades dos químicos é a síntese de novos 
compostos. 
• Determinação das fórmulas 
• Espectrometria de massas (moderno e caro) 
• Método tradicional (análise elementar) 
 
• Análise elementar → a substância é decomposta de modo a determinar 
as massas dos elementos em uma dada quantidade de substância de 
modo a determinar as fórmulas empíricas. 
 
• Fórmula empírica → proporção mais simples entre os elementos que 
compõem a fórmula 
• Obtida a partir da análise elementar 
• A proporção entre os átomos de um composto é a mesma proporção entre os números de mols. 
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Fórmulas empíricas por meio de dados de massas 
• A ideia: 
 
 
 
• Exemplos: 
• Determinou-se que uma amostra de 2,57 g de um composto contendo apenas 
estanho (Sn) e cloro (Cl) continha 1,17 g de estanho. Qual é a fórmula empírica do 
composto? 
 
• O óxido de ferro preto, que é encontrado no mineral magnetita e é usado em tintas 
magnéticas. Quando uma amostra de 2,448 g é analisada, observa-se que ela tem 
1,771 g de Fe e 0,677 g de O. Qual é a fórmula empírica do composto? 
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25 
Massa de cada 
elemento 
Conversão para 
mols de cada 
elemento 
Proporção de 
cada elemento em 
números inteiros 
Segredinho! 
Como são determinadas as fórmulas dos compostos? 
• Composição percentual e Identidade química 
• O nitrogênio e o oxigênio formam uma família de diferentes compostos: N2O, NO, 
NO2, N2O3, N2O4 e N2O5. 
 
• Supondo um experimento em que foram obtidas as porcentagensem massa de 
25,94% de N e 74,06% de O, esses valores são compatíveis com a fórmula N2O5? 
 
• Relações importantes: 
2 mols de átomos de N ↔ 1 mol de N2O5 
5 mols de átomos de O ↔ 1 mol de N2O5 
1 mol de átomos de N ↔ 14,01 g de N 
1 mol de átomos de O ↔ 16,00 g de O 
 
• Segredo! Converter massa para mols e verificar a proporção! 
 
 
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Fórmulas empíricas por meio de porcentagens em massa 
• A ideia: 
 
 
 
• Exemplos: 
• Um pó branco empregado em tintas, esmaltes e cerâmicas tem a seguinte 
composição percentual: Ba, 69,6%; C, 6,09% e O, 24,3%. Qual é a sua fórmula 
empírica? 
 
• Um sólido branco utilizado para branquear papel tem a seguinte composição 
percentual: Na, 32,4%, S, 22,6%. O elemento não analisado é o oxigênio. Qual é a 
fórmula empírica do composto? 
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Supor 100 g do 
composto 
Determinar a 
massa de cada 
elementos 
Converter massa 
para número de 
mols de cada 
elemento 
Proporção de 
cada elemento 
em número 
inteiro 
Segredinho! 
Fórmulas empíricas por meio de massas de compostos que se combinam 
• Exemplo: 
• Os óxidos de praticamente todos os elementos são conhecidos. O bromo, por 
exemplo, forma vários óxidos quando tratado com ozônio. Suponha que você 
permita que 1,250 g de bromo, Br2, reaja com o ozônio para obter 1,876 g de BrxOy. 
Qual é a fórmula empírica do produto? 
 
 
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Fórmulas empíricas por meio de massas obtidas pela decomposição 
• Exemplo: 
• Para encontrar a fórmula de um composto contendo ferro e monóxido de carbono, 
Fex(CO)y, o composto é queimado em oxigênio puro para formar Fe2O3 e CO2. Se 
você queima 1,959 g de Fex(CO)y e obtém 0,799 g de Fe2O3 e 2,00 g de CO2, qual 
é a fórmula empírica do Fex(CO)y? 
 
 
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Fórmulas empíricas de compostos hidratados 
• Exemplo: 
• Você quer saber o valor de x no sulfato de cobre(II) hidratado azul, CuSO4.xH2O, 
isto é, o número de moléculas de água para cada unidade de CuSO4. No 
laboratório você pesa 1,023 g de sólido. Após o aquecimento completo do sólido 
em um cadinho de porcelana, permanece 0,654 g de sulfato de cobre(II) anidro 
quase branco, CuSO4. 
 
 
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𝟏, 𝟎𝟐𝟑 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒 ∙ 𝑯𝟐𝑶 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 → 𝟎, 𝟔𝟓𝟒 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒+ ?𝒈 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 
Determinação de fórmulas moleculares 
• Fórmula molecular → Razão real entre os elementos que compõe o 
composto 
• É determinado a partir da massa molecular 
• Depende da fórmula empírica → determinada pela composição percentual 
 
 
 
 
 
 
 
• Fórmula molecular = fórmula empírica X n, em que n = 1, 2, 3... 
 
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Massas de cada 
elemento do 
composto 
Composição 
percentual 
Fórmula empírica 
Quantas vezes a 
massa da fórmula 
empírica repete até 
atingir a massa 
molecular real 
Determinação de fórmulas moleculares 
• Exemplos: 
• A butanodiona – um componente principal responsável pelo cheiro e gosto da 
manteiga e do queijo – contém os elementos carbono, hidrogênio e oxigênio. A 
fórmula empírica da butadiona é C2H3O, e sua massa molar é 86,09 g/mol. 
Determine a fórmula molecular. 
 
• Um composto com a composição porcentual mostrada a seguir tem uma massa 
molar de 60,10 g/mol. Determine sua fórmula molecular. C = 39,97%, H = 13,41% e 
N = 46,62 %. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Análise por combustão 
• Análise por combustão 
• Aplicada para determinar a fórmula empírica de compostos constituídos principalmente por C e H. 
• O composto desconhecido é queimado (combustão) na presença de oxigênio puro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Todo o carbono → CO2 (pesado) 
• Todo o hidrogênio → H2O (pesado) 
• Determinação quantidades em mol de H e C na amostra original. 
• Para determinar outros elementos constituintes → subtraindo o somatório das massas de C e H da massa original da 
amostra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Análise por combustão 
• Exemplos: 
• Na combustão, um composto contendo apenas carbono e hidrogênio produz 1,83 g 
de CO2 e 0,91 g de H2O. Determine a fórmula empírica. 
 
• Na combustão, uma amostra de 0,8233 g de um composto contendo apenas 
carbono, hidrogênio e oxigênio produz 2,445 g de CO2 e 0,6003 g de H2O. 
Determine a fórmula empírica do composto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Balanceamento de reações químicas 
• Reação química: processo no qual uma ou mais substâncias são 
convertidas em uma ou mais substâncias. 
• Os compostos se formam e se transformam através de reações químicas; 
 
• Equação química: representação (símbolos) de uma reação química. 
 
𝐶𝐻4 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 
 
• Estados 
• (g) = gasoso; (l) = líquido; (s) = sólido; (aq) = aquoso - solução 
 
𝐶𝐻4(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Reagentes 
 
 
Produtos 
Balanceamento de reações químicas 
• Uma equação química só está completa se estiver balanceada! 
 
 
 
• O balanceamento de uma equação química 
• Garante a lei de conservação de massa 
• Adição de coeficientes (coeficientes estequiométricos) na frente das fórmulas químicas 
• Garante que o número de cada tipo de átomo do lado esquerdo seja igual ao número do lado 
direito. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Balanceamento de reações químicas 
• Etapas para balancear: 
• Comece o balanceamento primeiro com a fórmula mais complicada. Os elementos, particularmente 
o H e O, devem ser deixados para o final. 
• Balanceie os átomos que aparecem em apenas duas fórmulas: uma como reagente e a outra como 
produto (deixe os elementos que aparecem em três ou mais fórmulas para mais tarde). 
• Balanceie como um grupo os íons poliatômicos que aparecem inalterados em ambos os lados da 
seta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Balanceamento de reações químicas 
• Exemplos: 
• Quando o ferro enferruja, o ferro sólido reage com o oxigênio gasoso formando óxido de ferro(III) 
sólido. Escreva uma equação química balanceada para esta reação. 
 
• Balanceie as equações: 
Mg(OH)2 + HBr → MgBr2 + H2O 
 
HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O 
 
Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O 
 
KHCO3 + H3PO4 → K2HPO4 + H2O + CO2 
 
C9H20 + O2 → CO2 + H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos que usam equações químicas balanceadas 
• Estabelecendo proporções em mols: 
 
 
 
 
 
 
𝟐𝑪𝟖𝑯𝟏𝟖 𝒍 + 𝟐𝟓𝑶𝟐 𝒈 → 𝟏𝟔𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟏𝟖𝑯𝟐𝑶 𝒈Prof. Leandro Zatta e Profa. Cristiane R.B. Parabocz - 
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39 
Microscópica 
2 moléculas de C8H18 ↔ 25 moléculas de O2 
2 moléculas de C8H18 ↔ 16 moléculas de CO2 
2 moléculas de C8H18 ↔ 18 moléculas de H2O 
25 moléculas de O2 ↔ 16 moléculas de CO2 
25 moléculas de O2 ↔ 18 moléculas de H2O 
16 moléculas de CO2 ↔ 18 moléculas de H2O 
Macroscópica 
2 mol de C8H18 ↔ 25 mol de O2 
2 mol de C8H18 ↔ 16 mol de CO2 
2 mol de C8H18 ↔ 18 mol de H2O 
25 mol de O2 ↔ 16 mol de CO2 
25 mol de O2 ↔ 18 mol de H2O 
16 mol de CO2 ↔ 18 mol de H2O 
Sempre 
respeite as 
proporções! 
Cálculos que usam equações químicas balanceadas 
• Estabelecendo proporções “na pizza”: 
• 1 massa + 140 g de molho de tomate + 2 copos de queijo → 1 pizza 
 
 
 
 
• Vou viajar e preciso consumir todo o meu queijo em pizzas! Quantas pizzas? 
 
6 𝑐𝑜𝑝𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑞𝑢𝑒𝑖𝑗𝑜 × 
1 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎
2 𝑐𝑜𝑝𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑞𝑢𝑒𝑖𝑗𝑜
= 3 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎𝑠 
 
 
• Só possuo 50 g de molho de tomate! Quantas pizzas? 
 
50 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑕𝑜 × 
1 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎
140 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑕𝑜
= 0,35 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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40 
2 copos de queijo ↔ 1 pizza 
140 g de molho de tomate ↔ 1 massa 
1 massa ↔ 1 pizza 
Cálculos que usam equações químicas balanceadas 
𝟐𝑪𝟖𝑯𝟏𝟖 𝒍 + 𝟐𝟓𝑶𝟐 𝒈 → 𝟏𝟔𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟏𝟖𝑯𝟐𝑶 𝒈 
 
 
 
 
 
 
• Quanto será produzido de CO2 a partir de 22 mols de C8H18? 
 
22 𝑚𝑜𝑙 𝐶8𝐻18 × 
16 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
2 𝑚𝑜𝑙 𝐶8𝐻18
= 176 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 
 
• Quanto de O2 é necessário para produzir 100 mol de H2O? 
 
100 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂 × 
25 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
18 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂
= 138,89 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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41 
2 mol de C8H18 ↔ 25 mol de O2 
2 mol de C8H18 ↔ 16 mol de CO2 
2 mol de C8H18 ↔ 18 mol de H2O 
25 mol de O2 ↔ 16 mol de CO2 
25 mol de O2 ↔ 18 mol de H2O 
16 mol de CO2 ↔ 18 mol de H2O 
Cálculos que usam equações químicas balanceadas (mol a mol) 
• Exemplos: 
• Quantos mols de fosfato de sódio podem ser produzidos a partir de 0,240 mol de 
hidróxido de sódio pela seguinte equação desbalanceada? 
 
𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻3𝑃𝑂4 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎3𝑃𝑂4 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 
 
 
• Na reação 2𝑆𝑂2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2𝑆𝑂3 𝑔 , quantos mols de O2 são necessários para 
produzir 6,76 mols de SO3? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos que usam equações químicas balanceadas (massa a massa) 
• Cálculo mais comum que o químico realiza! 
 
• Exemplo: 
• Quantos gramas de oxigênio o corpo deve absorver para processar completamente 
1,00 g de glicose na seguinte reação: 
 
𝐶6𝐻12𝑂6 𝑎𝑞 + 6𝑂2 𝑎𝑞 → 6𝐶𝑂2 𝑎𝑞 + 6𝐻2𝑂 
 
• Estamos relacionando duas substâncias diferentes → massas molares diferentes 
• Devemos obedecer a razão estequiométrica molar: 
• 1 mol de C6H12O6 ↔ 6 mol de O2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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43 
Cálculos que usam equações químicas balanceadas (massa a massa) 
𝐶6𝐻12𝑂6 𝑎𝑞 + 6𝑂2 𝑎𝑞 → 6𝐶𝑂2 𝑎𝑞 + 6𝐻2𝑂 
 
 
 
 
 
 
• Cuidado! 
• Método mais fácil de errar! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 mol 
1 mol X 180 g.mol-1 = 180 g 
6 mol 
6 mol X 32 g.mol-1 = 192 g 
Proporção estequiométrica: 
Proporção da reação: 1 g de glicose x g de O2 
cálculo: 𝟏 𝒈 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆 ×
𝟏𝟗𝟐 𝒈 𝒅𝒆 𝑶𝟐
𝟏𝟖𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆
= 𝟏, 𝟎𝟔𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑶𝟐 
Cálculos que usam equações químicas balanceadas (massa – mol – massa) 
𝐶6𝐻12𝑂6 𝑎𝑞 + 6𝑂2 𝑎𝑞 → 6𝐶𝑂2 𝑎𝑞 + 6𝐻2𝑂 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 mol 
1 mol X 180 g.mol-1 = 180 g 
6 mol 
6 mol X 32 g.mol-1 = 192 g 
Proporção estequiométrica: 
Proporção da reação: 
𝟏𝒈 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆 ×
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆
𝟏𝟖𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆
= 𝟓, 𝟓𝟓 × 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆 
x mol de O2 
cálculo: 𝟓, 𝟓𝟓 × 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆 ×
𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒐𝒔𝒆
×
𝟑𝟐 𝒈 𝒅𝒆 𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑶𝟐
= 𝟏, 𝟎𝟔𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑶𝟐 
Cálculos estequiométricos 
• Exemplos: 
• O cimento Portland é uma mistura de óxidos de cálcio, alumínio e silício. A matéria-
prima para o óxido de cálcio é o carbonato de cálcio, que ocorre como principal 
componente do calcário. Quando o carbonato de cálcio é fortemente aquecido, se 
decompõe. Um dos produtos, o dióxido de carbono, é retirado para deixar apenas 
o óxido de cálcio como o produto desejado. 
Um aluno de química vai preparar 1,50 X 102 g de óxido de cálcio para testar uma 
“receita” particular de cimento Portland. Quantos gramas de carbonato de cálcio 
devem ser usados, admitindo ser 100% a conversão a produto? 
 
𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝑠
𝑎𝑞𝑢𝑒𝑐𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
→ 𝐶𝑎𝑂 𝑠 + 𝐶𝑂2(𝑔) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos estequiométricos 
• Exemplos: 
• A reação térmita é uma das mais espetaculares, com chamas, fagulhas e ferro 
fundido brilhante. Nessa reação, o alumínio reage com o óxido de ferro(III) 
produzindo óxido de alumínio e ferro metálico. É gerado tanto calor que o ferro se 
forma no estado líquido. 
Certa operação de soldagem requer pelo menos 86,0 g de ferro toda vez que uma 
solda é feita. Quais são as massas mínimas, em gramas, de óxido de ferro(III) e de 
alumínio que devem ser utilizadas para cada solda? 
 
2𝐴𝑙 𝑠 + 𝐹𝑒2𝑂3 𝑠 → 𝐴𝑙2𝑂3 𝑠 + 2𝐹𝑒(𝑙) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Reagente limitante 
• Sobre a produção de uma “pizza”: 
• 1 massa + 140 g de molho de tomate + 2 copos de queijo → 1 pizza 
 
 
 
 
• Suponha que tenhamos 4 massas, 10 copos de queijo e 420 g de molho de tomate. Quantas pizzas 
poderemos fazer? 
 
• Temos massas suficientes para fazer: 
4 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎𝑠 × 
1 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎
1 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
= 4 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎𝑠 
 
• Temos queijo suficiente para fazer: 
10 𝑐𝑜𝑝𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑞𝑢𝑒𝑖𝑗𝑜 × 
1 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎
2 𝑐𝑜𝑝𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑞𝑢𝑒𝑖𝑗𝑜
= 5 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎𝑠 
 
• Temos molho suficiente para fazer: 
420 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑕𝑜 𝑑𝑒 𝑡𝑜𝑚𝑎𝑡𝑒 × 
1 𝑝𝑖𝑧𝑧𝑎
140 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑕𝑜 𝑑𝑒 𝑡𝑜𝑚𝑎𝑡𝑒
= 𝟑 𝒑𝒊𝒛𝒛𝒂𝒔 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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48 
2 copos de queijo ↔ 1 pizza 
140 g de molho de tomate ↔ 1 massa 
1 massa ↔ 1 pizza 
Quantas pizzas poderemos fazer? 
Reagente limitante 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Reagente limitante e em excesso - conceitos 
• Reagente limitante: 
• É o reagente que é completamente consumido em uma reação química e limita a 
quantidade de produto. 
 
• Reagente em excesso: 
• É qualquerreagente que ocorre em uma quantidade maior que a necessária para 
reagir completamente com o reagente limitante. 
 
• Exemplo: 
• Para montar um móvel são necessárias 5 gavetas e 1 porta. Se tivermos 300 gavetas e 
90 portas, quantos móveis poderão ser montados? Quem é o “reagente limitante”? Quem 
é o “reagente em excesso”? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Reagente limitante e em excesso – Visão molecular 
• Reação balanceada: 
• Dizem como misturar reagentes nas proporções certas para obter determinada 
quantidade de produto. 
• Exemplo: 𝐶2𝐻4 +𝐻2𝑂 → 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 mol : 1 mol : 1 mol 
1 molécula: 1 molécula: 1 molécula 
Depois da reação 
Reagente limitante e em excesso – Visão molecular 
• Se temos três moléculas de etileno reagindo com três moléculas de água, quantas 
moléculas de etanol serão produzidas? Quem é o reagente limitante? Quem é o 
reagente em excesso? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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52 
Depois da reação 
Reagente limitante e em excesso – Visão molecular 
• Se temos três moléculas de etileno reagindo com cinco moléculas de água, 
quantas moléculas de etanol serão produzidas? Quem é o reagente limitante? 
Quem é o reagente em excesso? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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53 
Depois da reação 
Reagente limitante e em excesso – Exemplo 
• O hidróxido de ouro(III) é usado para banhos de deposição de ouro sobre outros 
metais. Ele pode ser obtido pela seguinte reação: 
 
2𝐾𝐴𝑢𝐶𝑙4 𝑎𝑞 + 3𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 3𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝐴𝑢(𝑂𝐻)3 𝑎𝑞 + 6𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑎𝑞 + 2𝐾𝐶𝑙 𝑎𝑞 + 3𝐶𝑂2(𝑔) 
 
 
 
 
 
 
• Para preparar um suprimento novo de Au(OH)3, um químico em uma oficina de 
galvanoplastia misturou 20,00 g de KAuCl4 com 25,00 g de Na2CO4 (ambos 
dissolvidos em um grande excesso de água). Qual é a quantidade máxima em gramas 
de Au(OH)3 que pode ser obtida? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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54 
Reagente limitante e em excesso – Exemplo 
• A reação entre o calcário e ácido clorídrico produz dióxido de carbono conforme 
mostra a reação: 
 
𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝑠 + 2𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐶𝑎𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
 
 
 
 
 
 
Quantos gramas de CO2 podem ser produzidos pela reação de 125 g de CaCO3 com 
125 g de HCl? Quantos gramas de qual reagente sobram? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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55 
Reagente limitante e em excesso – Exemplo 
• Em um processo industrial para produção de ácido nítrico, a primeira etapa é a reação 
da amônia com o oxigênio em alta temperatura na presença de platina. O monóxido 
de nitrogênio forma-se conforme é visto a seguir 
 
4𝑁𝐻3 𝑔 + 5𝑂2 𝑎𝑞 → 4𝑁𝑂 𝑔 + 6𝐻2𝑂(𝑙) 
 
 
 
 
 
 
Quantos gramas de monóxido de nitrogênio podem ser produzidos a partir de uma 
mistura que contém inicialmente 30,00 g de NH3 e 40,00 g de O2? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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56 
Reagente limitante e em excesso – Exemplo 
• A ureia [(NH2)2CO] é preparada por reação da amônia com dióxido de carbono: 
 
2NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(aq) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
Em um determinado processo, 637,2 g de NH3 reagem com 1142g de CO2. 
a) Qual dos dois reagentes é o reagente limitante? 
b) Calcule a massa de (NH2)2CO formada. 
c) Qual é a quantidade (em gramas) de reagente em excesso no fim da reação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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57 
Reagente limitante e em excesso – Exemplo 
• O sulfeto de sódio, Na2S, é utilizado na indústria do couro para remover os pelos do 
couro. O Na2S é preparado pela reação: 
 
Na2SO4(s) + 4C(s) → Na2S(s) + 4CO(g) 
 
 
 
 
 
 
Suponha que você misture 15 g de Na2SO4 e 7,5 g de C. Qual é o reagente limitante? 
Que massa de Na2S é produzida? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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58 
Reagente limitante e em excesso – Exemplo 
• A reação entre o alumínio e o óxido de ferro(III) pode atingir temperaturas que rondam 
os 3000°C e é usada na soldagem de metais: 
 
2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2SO4(s) + 2Fe(s) 
 
Em um dado processo, 124 g de Al reagiram com 601 g de Fe2O3. 
a) Calcule a massa (em gramas) de AI2O3 formado 
b) Qual é a quantidade de reagente em excesso no final da reação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Rendimento teórico e percentual 
• Na maioria das reações, a quantidade de um produto isolado é inferior à 
quantidade máxima calculada. 
• Perdas mecânicas → material adere à vidraria 
• Evaporação 
• O produto é um sólido que se separada da solução 
• O produto é removido por filtração 
• Parte do produto fica na solução 
• Reações secundárias 
 
• Rendimento real: quanto é isolado, pesado por você! Não pode ser calculado! 
 
• Rendimento teórico: é o que deve ser obtido, caso não ocorram perdas, é 
apenas calculado teoricamente. 
 
• Rendimento percentual: é o rendimento real calculado como uma 
porcentagem do rendimento teórico 
𝑹𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐 𝒑𝒆𝒓𝒄𝒆𝒏𝒕𝒖𝒂𝒍 =
𝒓𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐 𝒓𝒆𝒂𝒍
𝒓𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐
 𝒙 𝟏𝟎𝟎% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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60 
Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• Na reação 
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l) 
 
O rendimento teórico calculado é de 407 g de CH3OH. Se apenas 332 g de CH3OH 
forem produzidos de fato, qual é o rendimento percentual da reação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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61 
Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• O composto azul intenso Cu(NH3)4SO4 é fabricado pela reação do sulfato de cobre(II) 
e amônia: 
 
CuSO4(aq) + 4NH3(aq) → Cu(NH3)4SO4(aq) 
 
a) Se você usar 10,0 g de CuSO4 e excesso de NH3, qual é a massa teórica de 
Cu(NH3)4SO4? 
 
b) Se você isolar 12,6 g de Cu(NH3)4SO4, qual é o rendimento percentual de 
Cu(NH3)4SO4? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• Um químico montou uma síntese do tricloreto de fósforo misturando 12,0 g de Fósforo 
com 35,0 g de gás cloro e obteve 41,7 g de tricloreto de fósforo sólido. Calcule o 
rendimento percentual desse composto. 
 
2𝑃 𝑠 + 3𝐶𝑙2 𝑔 → 2𝑃𝐶𝑙3(𝑠) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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63 
Determine o 
reagente 
limitante 
Determine o 
rendimento 
teórico 
Calcule o 
rendimento 
percentual 
Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• Na sínteseda aspirina, reagimos o ácido salicílico com o anidrido acético. A equação 
química balanceada é: 
 
2𝐻𝑂𝑂𝐶𝐶6𝐻4𝑂𝐻 + 𝐶4𝐻6𝑂3 → 2𝐻𝑂𝑂𝐶𝐶6𝐻4𝑂2𝐶2𝐻3 +𝐻2𝑂 
 
Se misturarmos 28,2 g de ácido salicílico com 15,6 g de anidrido acético nessa reação, 
obteremos 30,7 g de aspirina. Quais são os rendimentos teórico e percentual do nosso 
experimento? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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64 
Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• O fluoreto de hidrogênio é utilizado na fabricação de fréons (que destroem o ozônio na 
estratosfera) e na produção de alumínio metálico. O modo de preparação é descrito 
pela reação 
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF 
 
Em um determinado processo, 6,00 kg de CaF2 são tratados com um excesso de 
H2SO4, originando 2,86 kg de HF. Calcule o rendimento percentual de HF. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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65 
Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• O Fluoreto de manganês(III), MnF3, pode ser preparado pela reação vista a seguir: 
 
2𝑀𝑛𝐼2 𝑠 + 13𝐹2 𝑔 → 2𝑀𝑛𝐹3 𝑠 + 4𝐼𝐹5(𝑙) 
 
Se o rendimento percentual do MnF3 é sempre aproximadamente 56 %, quantos gramas 
de MnF3 podem ser esperados se 10,0 gramas de cada reagente forem usados em um 
experimento? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Rendimento teórico e percentual - exemplos 
• A reação entre o metano e água é uma maneira de preparar hidrogênio para uso como 
combustível: 
 
CH4 + H2O → CO + 3H2 
 
Sob certas condições, qual massa de CH4 é necessária para produzir 15 g de H2, se 
essa reação possui um rendimento de 37%? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Análise quantitativa de uma mistura 
• Uma substância, presente em uma quantidade desconhecida, pode reagir com uma 
quantidade conhecida de uma outra substância. Se a razão estequiométrica dessa 
reação for conhecida, pode-se determinar a quantidade desconhecida. 
 
A análise do vinagre que contém uma quantidade desconhecida de ácido acético. O 
ácido reage rápida e completamente com o hidróxido de sódio. 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂2𝐻 𝑎𝑞 + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐶𝐻3𝐶𝑂2𝑁𝑎(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
Se a quantidade exata de hidróxido de sódio usada na reação pode ser determinada, a 
quantidade de ácido acético presente também pode ser calculada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Análise quantitativa de uma mistura 
• Um material de composição desconhecida pode ser convertido em uma ou mais 
substâncias de composição conhecida. Essas substâncias podem ser identificadas, e 
suas quantidades determinadas e relacionadas à quantidade da substância original 
desconhecida. 
 
A análise do mineral ternadita, composto majoritariamente por Na2SO4. O mineral 
impuro é triturado e na sequência lavado com água, pois o Na2SO4 é solúvel em água. 
Em seguida, a solução obtida é tratada com cloreto de bário aquoso para precipitar o 
sulfato de bário, insolúvel em água. O Sulfato de bário é coletado em um filtro e pesado. 
 
𝑁𝑎2𝑆𝑂4 𝑎𝑞 + 𝐵𝑎𝐶𝑙2 𝑎𝑞 → 𝐵𝑎𝑆𝑂4 𝑠 + 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) 
 
Supondo que uma amostra de 0,498 g de tenardita produza 0,541 g de BaSO4 sólido. 
Qual é a porcentagem em massa de Na2SO4 na amostra? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Análise quantitativa de uma mistura 
• Exemplo: 
• Uma mistura de CuSO4 e CuSO4.5H2O possui uma massa de 1,245 g. Após o 
aquecimento para eliminar toda água de hidratação, a massa é de apenas 0,832 g. 
Qual é a porcentagem em massa de CuSO4.5H2O na mistura? 
 
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Reagentes com impurezas 
• Grua, teor ou porcentagem de pureza de uma amostra é a porcentagem da parte pura 
existente na amostra. 
• É a massa que vai reagir no problema de cálculo estequiométrico. 
• Impurezas normalmente não participam da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Reagentes com impurezas 
A decomposição térmica do nitrato cúprico é representada pela seguinte equação: 
 
2𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 𝑠 → 2𝐶𝑢𝑂 𝑠 + 4𝑁𝑂2 𝑔 + 𝑂2(𝑔) 
 
Calcule a massa de óxido cúprico que se obtém a partir da decomposição de 500 g de 
nitrato cúprico, sabendo-se que este apresenta 75% de pureza em Cu(NO3)2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Reagentes com impurezas 
A massa de 12,25 g de ácido fosfórico com 80% de pureza são totalmente neutralizados 
por hidróxido de sódio, numa reação que apresenta rendimento de 90%. A massa de sal 
obtida nesta reação é de: 
 
𝐻3𝑃𝑂4 𝑎𝑞 + 3𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎3𝑃𝑂4(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙) 
 
 
 
 
 
 
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Reagentes com impurezas 
Quando o nitrato de amônio decompõe-se termicamente, produz-se gás hilariante (N2O) 
e água. Se a decomposição de 100 g de NH4NO3 impuro fornece 44 g de N2O, a pureza 
do nitrato de amônio é: 
 
𝑁𝐻4𝑁𝑂3 → 𝑁2𝑂 + 𝐻2𝑂 
 
 
 
 
 
 
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