Química Geral-Aula 6

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Química Geral
Prof. Isaías Soares
Aula 6 – Estequiometria
Estequiometria
Considerações Gerais
É de extrema importância conhecermos as quantidades envolvidas de
substâncias e sua relação com quantidades que podem ser mensuradas, tais como
massa e volume. Tendo estas informações, seremos capazes de preparar soluções e
prever quantidades de produtos numa reação química através de quantidades de
reagentes previamente calculados. Nessa aula serão abordados os conceitos
relacionados à massa das substâncias e às relações entre essas massas e as
quantidades de átomos.
Aula 6 – Estequiometria
Massa atômica de um átomo e o padrão das massas atômicas
Como já se sabe, cada elemento possui uma determinada massa, denominada massa
atômica, cuja informação é dada na própria Tabela Periódica. Esse valor vem acrescido de uma
unidade, denominada unidade de massa atômica (u). Essa unidade foi criada pelos químicos
devido à impossibilidade de medir a massa de qualquer átomo por métodos convencionais (uso de
uma balança, por exemplo). Hoje, nossa escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais
comum do carbono, cujo número de massa é igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída o valor de 12 u
(ou 12 vezes a unidade de massa atômica). Assim:
Cada elemento possui sua própria massa atômica em u e este número representa a massa de um
único átomo desse elemento. A massa atômica do oxigênio, por exemplo, é de 16 u, o que quer
dizer que um único átomo desse elemento pesa 16 u.
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Como se determinam as massas atômicas dos elementos?
A massa de um elemento se calcula como a média ponderada das massas atômicas de 
seus isótopos. Vejamos como se calcula a massa atômica do elemento neônio, constituído
de três isótopos.
Assim, a massa do elemento Neônio é igual a 20,179 u, e sua representação na tabela periódica 
fica: 
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Número atômico
Massa atômica
Massa molecular (ou massa molar)
É a soma das massas atômicas dos átomos que formam as moléculas. Veja estes dois
exemplos
Aplicação 1
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Solução:
O número de Avogadro (constante de Avogadro)
Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a ter a ideia de que uma amostra
de um determinado elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica,
apresenta o mesmo número de átomos (chamemos esse número de N). Apesar de ele não ter
encontrado o valor de N, esse valor foi encontrado em meados do século passado e recebe o
nome de “número de Avogadro”, em homenagem ao cientista. Esse número possui atualmente o
seguinte valor
Ou seja, em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica,para qualquer
elemento, existem 6,02 x 1023 átomos.
Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular, para qualquer substância,
existem 6,02 x 1023 moléculas.
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23g de sódio (Massa atômica 23 u ) contém 6,02 x 1023 átomos desse elemento.
46g de etanol (Massa molecular 46 u) contém 6,02 x 1023 moléculas dessa substância.
E assim sucessivamente.
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O Mol
No nosso cotidiano compramos ou vendemos coisas através da contagem, seja através
da quantidade (uma dúzia de ovos, de bananas), seja através da massa (um quilo de carne) ou
através do volume (um litro de leite). Em química, a contagem se dá através do número de átomos
ou de moléculas, que por serem muito pequenos devem ser contados numa unidade especial para
que cheguem a ser medidos pelos métodos convencionais (balança para medir massa ou
recipiente graduado para medir volume).
Assim como numa dúzia de qualquer coisa existem 12 unidades dessa coisa, ou numa
centena existem 100 unidades dessa coisa, a quantidade correspondente a 6,02 x 1023 unidades
recebe um nome especial: mol. Pela definição da IUPAC (União Internacional de Química Pura e
Aplicada) :
Portanto, em 1 mol de qualquer coisa existem 6,02 x 1023 unidades dessa coisa.
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Sendo assim:
- Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica,para qualquer elemento,
existem 1 mol de átomos.
- Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular, para qualquer substância,
existem 1 mol de moléculas.
Nos exemplos dados:
23g de sódio (Massa atômica 23 u ) contém 1 mol de átomos desse elemento.
46g de etanol (Massa molecular 46 u) contém 1 mol de moléculas dessa substância.
Pra fixar:
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Aplicação 2
Solução: 
a) 5 mols
b) 5 x 6,0 x 1023 moléculas = 3,0 x 1024 moléculas
c) 1 x 5 x 6,0 x 1023 átomos = 3,0 x 1024 átomos de oxigênio
d) 2 x 5 x 6,0 x 1023 átomos = 6,0 x 1024 átomos de hidrogênio
e) Número total de átomos: 6,0 x 1024 + 3,0 x 1024 = 9,0 x 1024 átomos
Aplicação 3
Solução: Mx = 32 u ou 32g/mol 
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Aplicação 4
Solução: alternativa a) 
Tipos de fórmula
Para efetuarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções que
existem entre os elementos que formam as diferentes substâncias. Estas proporções são notáveis
pelo conhecimento das fórmulas das substâncias. Então vamos estudar inicialmente os tipos de
fórmulas.
Fórmula percentual (ou centesimal): É a porcentagem, em massa, de cada elemento que
constitui a substância .
Assim a fórmula percentual do eteno (C2H4 - massa molar 28u), que possui 2 átomos de
Carbono e 4 átomos de hidrogênio é:
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Componente Massa Percentual
Hidrogênio 4 x 1u 4u/28u = 14,29%
Carbono 2 x 12 u 24u/28u = 85,71%
Total 28u 100%
Assim, o eteno possui 14,29% em massa de hidrogênio e 85,71% em massa de carbono.
ou C85,71%H14,29% (Fórmula centesimal do eteno)
Fórmula mínima (ou empírica): É a relação que indica a menor proporção, em números
inteiros de mol, de cada elemento que constitui a substância .
Para determinarmos a fórmula empírica, dividimos o percentual de cada elemento pela sua
massa atômica. Se o número resultante não for um número inteiro, então o dividimos pelo menor
número. Veja o exemplo para o eteno:
Carbono: 85,71 (percentual do carbono)/ 12 (massa atômica do carbono) = 7,1425
Hidrogênio: 14,29 (percentual do hidrogênio)/ 1 (massa atômica do hidrogênio) = 14,29
Então teremos: C7,1425H14,29. Dividindo pelo menor deles (7,1425), teremos:
CH2 (Fórmula empírica do eteno – Menor proporção molar inteira entre os átomos de
carbono e hidrogênio).
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Fórmula molecular: Indica o número real de átomos de cada elemento na molécula.
Em alguns casos, a fórmula molecular é a mesma da fórmula mínima. Em outros, a fórmula
molecular é um múltiplo dela.
Em que n é um número inteiro. No caso do eteno, sua fórmula molecular é C2H4. Ou seja, n = 2.
Perceba que a proporção continua: 2 átomos de hidrogênio para cada átomo de carbono.
Quais as fórmulas centesimal e mínima da água? Sua fórmula mínima é diferente de sua fórmula
molecular?
Solução: H11,11%O88,89% e H2O. Não, elas são iguais.
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Aplicação 5
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Exercício 1
Solução: Em primeiro lugar, devemos dividir os percentuais de cada elemento por
sua respectiva massa atômica (para a determinação da fórmula mínima). Assim,
para cada 100g de vitamina C:
Dividindo-se pelo menor número:
A vitamina C, um tipo de vitamina contida nas frutas cítricas (laranja, limão, acerola, entre
outros), possui 40,9% em massa de carbono, 4,55% em massa de hidrogênio e 54,6% em
massa de oxigênio e possui massa molecular de 176g/mol. Determine a fórmula molecular da
vitamina C (Dados as massas atômicas: 12C; 1H; 16O).
Assim, temos CH1,33O. Aqui, dividir pelo menor (1) não adiantará para determinarmos sua fórmula
mínima, então podemos multiplicar por um número que faça com que os três números fiquem
inteiros. Esse número é o 3. Fazendo isso, temos: C3H4O3 (fórmula mínima da vitamina C).
Para determinação da fórmula molecular da vitamina C, vamos ver o quanto resulta se somarmos
as massas dos átomos da fórmula mínima. Se ela for igual à massa molecular, então a fórmula
mínima e a molecular são iguais. Se nãofor, devemos dividir a massa molecular pela massa da
fórmula mínima para achar o fator n (que deve ser um inteiro). Acompanhe:
Massa da fórmula mínima : 3 x 12u + 4 x 1u + 3 x 16u = 88u ou 88g/mol.
Mas a massa molecular da vitamina C é 176g/mol, logo: n = 176/88 = 2.
Então a fórmula molecular da vitamina C é: (C3H4O3)2 = C6H8O6
Note que se somarmos as massas dos átomos constituintes da vitamina C, teremos 176g/mol.
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Aplicação 6
Solução: 60% de carbono 
Aplicação 7
Solução: alternativa e) 
Estequiometria das reações químicas
Agora que conhecemos como determinar a quantidade de matéria em diferentes massas
das substâncias, somos capazes de iniciar o estudo na estequiometria das reações químicas. As
bases para isso foram lançadas no século XVIII por cientistas que conseguiram determinar
matematicamente as regularidades que ocorrem nas reações, através das Leis das Combinações
Químicas. Estas são divididas em 2 grupos: As leis ponderais (relações de massa que participam
de uma reação) e as leis volumétricas (relações de volumes que participam de uma reação). As
leis volumétricas são melhores aplicadas para o estudo de gases, então não veremos essa parte
nesta aula e nos ocuparemos apenas das leis ponderais.
Lei da conservação das massas
Essa foi a primeira lei ponderal e é muito famosa na ciência, sendo enunciada em 1777 por
Antoine Laurent Lavoisier da seguinte maneira:
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Essa lei foi enunciada depois de Lavoisier realizar uma experiência com óxido de mercúrio, que
teve sua massa determinada antes do experimento. O mesmo foi aquecido num sistema fechado
(onde não há troca de massa entre o sistema e o exterior) e se decompôs em mercúrio metálico e
oxigênio, segundo a reação abaixo. Então Lavoisier mediu também as massas dos produtos após
a reação e concluiu que era a mesma do óxido de mercúrio que tinha sido colocada inicialmente
antes do aquecimento.
Em função desta e de outras experiências, Lavoisier concluiu:
Um exemplo numérico:
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Lei das proporções constantes
Essa lei foi elaborada por Joseph Louis Proust em 1799 e diz o seguinte:
Isso quer dizer que a proporção em massa com que átomos se combinam para formar
moléculas é constante, independente de seu processo de obtenção. Por exemplo, sabemos que 2g
de hidrogênio se combinam com 16g de oxigênio para formar 18g de água. Se quiséssemos
formar água, mas agora utilizando 10g de hidrogênio (5 vezes mais que o hidrogênio inicial)
perceberíamos que necessitaríamos agora de 80g de oxigênio (5 vezes mais) e formaríamos (pela
lei de Lavoisier) 90g de água (ou 5 vezes mais de água). Observe:
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Aplicação 8
Solução: a = 198; b = 171; c = 72
Aplicação 9
Solução: alternativa d)
10,8g de água
Pergunta extra: Quantos gramas de água 
são produzidos?
Cálculos Estequiométricos
É de extrema importância conhecer a quantidade de produto que pode ser obtida através
de uma certa quantidade de reagentes. O objetivo econômico de toda indústria de processos
químicos é produzir substâncias em quantidade suficiente, utilizando a menor quantidade de
reagentes possível e com o mínimo custo. Para atingir esses objetivos e prever as quantidades
produzidas numa reação, os cálculos estequiométricos (ou seja, as relações entre massas e
volumes das quantidades participantes de uma reação e seus produtos) são necessários.
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Uma receita culinária
Vamos supor que desejemos preparar um pudim de chocolate para servir de sobremesa para 5 pessoas após
o almoço. Os ingredientes básicos são:
-1 lata de leite condensado.
-Leite integral (1,5 medida da lata de leite condensado)
-3 ovos
-1 tablete de chocolate meio amargo (170g)
-1 xícara de açúcar.
No entanto, ficamos sabendo mais tarde que a lista de convidados para o almoço foi aumentada para 15
pessoas. De quantos ovos e de quantas medidas de lata de leite integral precisaremos agora?
Se houveram 3 vezes mais pessoas, então devemos obviamente triplicar as quantidades de ingredientes para o
pudim, Sendo assim, teremos 9 ovos e 4,5 medidas de lata de leite integral para preparar o pudim.
Com os cálculos estequiométricos, poderemos relacionar as substâncias da mesma maneira, tomando o cuidado
de relacionar as quantidades de massa com as quantidades de mols das substâncias envolvidas.
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Exercício 2
Solução: A equação balanceada nos diz que 1 mol de metano (CH4) reage
estequiometricamente com 2 mols de oxigênio (O2) para produzir 1 mol de dióxido de carbono
(CO2) e 2 mols de água (H2O). Sabendo desse fato, podemos relacionar as quantidades de
mols do problema com as massas e encontrar o que se pede em cada item.
a) Se 1 mol de CO2 é produzido a partir de 1 mol de metano (pela equação), então na queima de
0,3 mols de metano seriam produzidos também 0,3 mols de CO2.
A combustão completa do metano (CH4) produz dióxido de carbono (CO2) e água, segundo a
equação:
Determine:
a) Quantos mols de CO2 são produzidos na combustão de 0,3 mols de metano?
b) Qual a massa de CO2 encontrada para a resposta do item a)?
c) Quantos mols de O2 serão consumidos na queima de 2 mols de metano?
d) Quantos gramas de água seriam obtidas no item c)?
Dados: massas atômicas: C = 12; H = 1; O = 16.
OH2COO2CH 2224 
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b) A massa correspondente a 0,3 mols de CO2 é:
c) Da estequiometria da reação a quantidade de mols do O2 é:
d) Da estequiometria da reação, o número de mols de água é:
E a massa de água seria então: 
13,2gX 


XCO de mol 3,0
g44CO de mol 1
2
2
mols 4Y 


YCH de mols 2
O de mols 2CH de mol 1
4
24
mols 4Z
ZCH de mols 2
OH de mols 2CH de mol 1
4
24



OH de 72g 2mol
OH de 18g x mols 4 2
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Aplicação 10
Solução: a) coeficientes: 1, 38,26 e 25
b) 38 mols
c) 1216g
Aplicação 11
26 m3