Fórmulas, Equações e Estequiometria

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Fórmulas, equações e Estequiometria
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 Profa. Dra. Shirley Waleska C. Araújo
UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA AGROALIMENTAR
UNIDADE ACADÊMICA DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA AMBIENTAL
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
Estequiometria
1 - Fórmulas Químicas 
	Representam a composição das moléculas e dos compostos iônicos em termos de símbolos químicos.
1.1 – Fórmulas Moleculares – indicam o número exato de átomos de cada elemento em uma substância:
Ex.: H2 Hidrogênio
 O3 Ozônio
 H2O Água
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Estequiometria
1.2 – Fórmulas Estruturais – mostram a maneira como os átomos se ligam entre si na molécula:
Ex.: ácido acético ( presente no vinagre)
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A partir da fórmula estrutural é possível escrever a fórmula 
molecular de uma substância.
CH3CO2H molecular
Estequiometria
1 - Fórmulas Químicas 
Estequiometria
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1.3 – Fórmula Empírica - também chamada de fórmula mínima, pois
 fornece o número relativo de átomos de cada elemento presente em 
 uma fórmula química.
Obs. Toda fórmula empírica é também uma fórmula molecular, mas nem 
toda fórmula molecular é uma fórmula empírica.
Ex.: NaCl
 H2O
 CH2 
Estequiometria
1 - Fórmulas Químicas 
Exemplo: Quantos átomos existem de cada um dos elementos presentes nas seguintes fórmulas moleculares:
Al2(SO4)3
COCl2.6H20
Estequiometria
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1 - Fórmulas Químicas 
2 Al 
 3 S 
12 O
1 CO
Cl
H
6O
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 Uma equação química é uma descrição abreviada das modificações 
que ocorrem durante uma reação química;
Estequiometria
2 – Equações Químicas 
Estequiometria
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2 – Equações Químicas 
2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
 2 moléculas de C4H10 
 13 moléculas de O2
 8 moléculas de CO2
 10 moléculas de H2O
Estequiometria
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 uma das propriedades mais úteis de uma equação química é que 
ela nos permite determinar as relações quantitativas existentes entre
 os reagentes e produtos;
Uma equação química deve estar balanceada, ou seja, obedecendo
 a lei da conservação das massas. 
 “ Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” 
( Antoine Lavoisier).
2 – Equações Químicas 
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Balancear uma equação química é o mesmo que acertar os coeficientes ou igualar o número de átomos de cada elemento, no 10 e no 20 membros da equação .
Exemplo de equação balanceada:  C +  O2    →    CO2
 1C 2 O 1C 2O
Exemplo de equação química não balanceada:  H2   +  O2    →    H2O
 2 H 2 O 2H 1 O
Estequiometria
2.1 – Balanceamento de Equações Químicas 
Exercício 1
Determine se as equações químicas a seguir estão balanceadas ou não. Justifique suas respostas. 
Fe(OH)3 + 2HNO3 Fe(NO3)3 + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
Estequiometria
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2.1 – Balanceamento de Equações Químicas 
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Exemplo: Balancear a seguinte equação química
2 átomos de Na
1 átomo de C
3 átomos de O
1 átomo de H
1 átomo de Cl
1 átomos de Na
1 átomo de C
3 átomos de O
2 átomo de H
1 átomo de Cl
Dica: começar pela fórmula mais complexa
Agora existem dois átomos de Cl no lado direito e um átomo de cloro
no lado esquerdo, então , colocamos um 2 antes do HCl.
Equação estequiometricamente balanceada
Estequiometria
Exercício 2 - 
 Torne as seguintes equações balanceadas:
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Estequiometria
2 – Balanceamento de Equações Químicas 
a ) CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)
b) C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)    
c) C4H8O(v) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)
d) C2H6O(v) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)
3 – Quantidade de Reagentes e Produtos
Estequiometria
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	“Qual a quantidade de material de partida (reagentes) necessária para obter determinada quantidade específica de produto?”
Para interpretarmos quantitativamente uma reação química temos de aplicar o nosso conhecimento sobre massas molares e conceito de mol.
Estequiometria é o estudo quantitativo de reagentes e produtos em uma reação química.
Estequiometria
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Significa que podemos interpretar os coeficientes estequiométricos de cada substância , em uma equação química, como equivalentes aos seus correspondentes números de mols.
3 – Quantidade de Reagentes e Produtos
Método do Mol
Por exemplo, considere a combustão do monóxido de carbono, ao ar, que forma 
dióxido de carbono:
Estequiometria
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Os coeficientes estequiométricos mostram que 2 moléculas de CO reagem com 1 molécula de O2 para formar 2 moléculas de CO2. Podemos considerar que os números relativos de mols são iguais aos números relativos de moléculas.
 “ 2 mols de monóxido de carbono gasoso combinam-se com 1 mol de oxigênio gasoso para formar 2 mols de dióxido de carbono gasoso.”
A equação acima pode ser lida da seguinte forma:
Estequiometria
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	Nos cálculos estequiométricos, dizemos que 2 mols de CO são equivalentes a 2mols de CO2. Neste caso, a razão molar entre CO e CO2 é 2:2 ou 1:1, o que significa, por exemplo, que se 10 mols de CO reagirem , 10 mols de CO2 serão produzidos.
	Então , também podemos escrever as seguintes relações dadas pela reação acima:
2 mols de CO equivale a 2 mols de CO2
1 mol de O2 equivale a 2 mols de CO2
2 mols de CO equivale a 1 mol de O2
Estequiometria
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	Exemplo 1: Considere que 4,8 mols de CO reagem completamente com O2 para formar CO2. Determine a quantidade em mols de O2 necessária e a quantidade em mols de CO2 produzido. A reação é a seguinte:
	
Estequiometria
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	Exemplo 2. Quantos moles de oxigênio são necessários para queimar 1,8 mol de C2H6OH, de acordo com a seguinte equação balanceada?
Quantos mols de CO2 e de H2O serão produzidos?
Estequiometria
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	Exemplo 3. Todos o metais alcalinos reagem com a água para produzir hidrogênio gasoso e o hidróxido correspondente do metal alcalino. Uma reação típica é a do lítio com a água:
Quantos mols de H2 se formarão na reação completa de 6,23mol de Li com
 a água?
Estequiometria
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	Exemplo 4. As superfícies de alumínio recém preparadas reagem com o oxigênio para formar uma camada dura de óxido que protege o metal de posterior corrosão. A reação é:
Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 0,3 mol de Al?
Estequiometria
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4 – Reagentes Limitantes 
Em situações do cotidiano, tanto no laboratório como na indústria, as relações entre reagentes e produtos não são simples, uma vez que é necessário ter em atenção que os reagentes não existem no estado de pureza absoluta, apresentando impurezas.
as quantidades relativas de reagentes raramente obedecem às proporções estequiométricas, havendo um reagente limitante e outro(s) em excesso e a quantidade obtida de cada produto nem sempre é igual à teoricamente esperada, fazendo com que o rendimento da reação seja inferior a 100%.
Estequiometria
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O reagente limitante de uma reação química é o reagente que se encontra presente em menor quantidade.
Deste modo, torna-se importante determinar o reagente limitante de uma reação química, sendo este definido como aquele que está em defeito relativamente às proporções estabelecidas pela correspondente equação química.
O reagente limitante é o reagente cuja quantidade determina a(s) quantidade(s) máxima(s) de produto(s) que se forma(m) em uma reação química.
Numa reação designam-se por reagentes em excesso todos os reagentes que não sejam o reagente limitante. 
Se as quantidades de todos os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, todos os reagentes são limitantes.
Estequiometria
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4 – Reagentes Limitantes 
Estequiometria
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Estequiometria
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Estequiometria
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Exemplo 1 
	Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco, uma substância usada para recobrir as paredes internas dos tubos de imagem de TV. A equação para a reação é 
Quantos gramas de ZnS podem ser formados quando 12g de Zn reagem com 6,5 g de S? Qual é o reagente limitante? Quanto e qual o elemento permanecerá sem reagir?
Cálculoscom Reagentes Limitantes
Dados: MMZN = 65,4g/mol
MMS= 32,1 g/mol
Estequiometria
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Exemplo 2 
 O etileno , C2H4, queima ao ar para formar CO2 e H2O , de acordo com a equação
Quantos gramas de CO2 serão formados ao se inflamar uma 
mistura contendo 1,93g de C2H4 e 5,92g de O2? 
MMC = 12g/mol
MMH =1g/mol
MMO = 16g/mol
Estequiometria
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Determinar a quantidade (em mol) disponível de cada reagente
1 mol de C2H4 – 28g de C2H4
X – 1,93 g de C2H4
X = 0,0689 mol de C2H4 disponível para reação
MM(C2H4) =12x2+1x4= 28g
1 mol de O2 – 32g de O2
X – 5,92 g de O2
X = 0,185 mol de O2 disponível para reação
Solução
Estequiometria
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Determinar a quantidade (em mol) necessária de cada reagente de acordo com a estequiometria da reação.
1 mol de C2H4 – 3 mols de O2
X – 0,185 mol de O2
X = 0,062 mol de C2H4 necessário
X = 0,0689 mol de C2H4 disponível para reação
1 mol de C2H4 – 3 mols de O2
0,0689– X
X = 0,207mol de O2 necessário
X = 0,185 mol de O2 disponível para reação
O2 é o reagente limitante porque a quantidade disponível de O2 é 
menor do que a quantidade necessária.
Solução
Estequiometria
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A partir do reagente limitante calcula-se a quantidade de produto formada.
De acordo com a estequiometria da reação, temos
3 mols de O2 – 2 mols de CO2
0,185 mol de O2 - x
X = 0,123 mol de CO2
1 mol de CO2 – 44g de CO2
0,123 mol de CO2 - x
X = 5,43g de CO2 formados
EXERCÍCIOS
	1- O mais importante processo comercial para converter N2 do ar em compostos contendo nitrogênio é baseado N2 e H2 para formar NH3:
Estequiometria
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Qual a quantidade de matéria de NH3 pode ser formada a 
partir de 3mols de N2 e 6mols de H2?
Dados: MMN =14 g/mol
MMH =1g/mol
Resposta: 4 mols de NH3
2 – O ozônio reage com óxido nítrico (NO) de acordo com a seguinte equação: 
Estequiometria
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EXERCÍCIOS
Se 0,740 g de O3 reage com 0,670 g de NO, quantos gramas de NO2
são produzidos? Qual dos compostos é o reagente limitante? 
Calcule o número de mols do reagente em excesso, que sobra no final 
da reação:
Respostas: mNO2 = 0,7g 
Reagente em excesso: sobrou 7x10 -3 mols
3 – Considere a reação: 
Estequiometria
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EXERCÍCIOS
Se 0,86 mol de MnO2 reage com 48,2g de HCl, qual é o reagente
 consumido em primeiro lugar?Quantos gramas de Cl2 são produzidos?
Dados MM Mn= 25g/mol
MMCl= 35,5 g/mol
MMO = 16 g/mol
Resposta: 23,4 g de Cl2 
2
2
3
2
CO
O
H
NaCl
HCl
CO
Na
+
+
®
+
3
2
CO
Na
2
2
3
2
CO
O
H
NaCl
2
HCl
CO
Na
+
+
®
+
2
2
3
2
CO
O
H
NaCl
2
HCl
2
CO
Na
+
+
®
+
(g)
2CO
O
2CO(g)
2
2
®
+
(g)
2CO
O
2CO(g)
2
2
®
+
O
3H
2CO
3O
OH
H
C
2
2
2
6
2
+
®
+
(g)
H
2LiOH(aq)
O(l)
2H
2Li(s)
2
2
+
®
+
3
2
2
O
2Al
3O
4Al
®
+
ZnS
S
Zn
®
+
O
2H
2CO
3O
H
C
2
2
2
4
2
+
®
+
)
(
2
)
(
3
)
(
3
2
2
g
NH
g
H
g
N
®
+
2
2
3
NO
O
NO
O
+
®
+
O
H
Cl
MnCl
HCl
MnO
2
2
2
2
2
4
+
+
®
+