CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 2º ano SMB 2021

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ESCOLA ESTADUAL SANTA MARIA DE BELÉM 
DISCIPLINA: Química / PROFESSOR: Rafael Silva / 2º ano - Manhã 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
 (Leis das reações químicas / Regras gerais / Relações fundamentais / Cálculos teóricos) 
 
INTRODUÇÃO 
Vamos analisar algumas situações que ocorrem 
frequentemente no dia-a-dia. 
O padeiro estima a quantidade de farinha para fazer certo 
número de pães. As equipes de Fórmula 1 calculam a 
quantidade de combustível para os carros completarem um 
certo número de voltas no circuito. Num exame de sangue, o 
laboratório calcula os índices pedidos pelo médico. O banco 
calcula os juros a serem cobrados por um empréstimo. E 
assim por diante. 
Na Química, um dos interesses principais é o cálculo das 
quantidades de reagentes e/ou produtos de uma reação, isto 
é, o cálculo estequiométrico. 
Tanto no laboratório como na indústria química, é muito 
importante calcular as quantidades das substâncias que são 
utilizadas ou produzidas nas reações químicas. Aliás, esse 
cálculo é importante também em nosso cotidiano. 
Ao preparar um bolo, por exemplo, devemos misturar os 
ingredientes (farinha, ovos, açúcar etc.) numa proporção 
adequada. Caso contrário, se você modificar a proporção de 
qualquer um dos ingredientes, vai obter um bolo diferente do 
esperado (mais seco, mais mole, mais duro, mais gorduroso, 
sem estrutura, etc.). 
Por exemplo, se fizermos a seguinte pergunta: “Se, para 
preparar um bolo, precisamos de 3 ovos, então quantos ovos 
serão necessários para preparar dois bolos? Qualquer pessoa 
responderá “de cabeça”: 6 ovos. Esse é um cálculo típico 
entre duas grandezas (bolos e ovos) diretamente 
proporcionais. Essa é também a ideia fundamental do cálculo 
estequiométrico. 
Considerando as diferenças entre a culinária e a Química, 
enfrentamos um problema semelhante quando provocamos a 
reação de substâncias para obter um produto: as substâncias 
reagem e formam produtos numa proporção específica. 
Assim, o cálculo estequiométrico é usado para determinar 
a quantidade de reagentes que devem ser usados e de 
produtos que serão obtidos em uma reação química, levando 
em consideração também a pureza e o excesso de reagentes, 
o rendimento da reação, o excesso de alguma substância, etc. 
Esse cálculo pode ser feito em termos de quantidade de 
matéria (n), de número de moléculas ou de fórmulas unitárias 
(N = 6 ∙ 10
23
 ∙ n), de massa ou de volume das substâncias 
envolvidas, e baseia-se nos coeficientes da equação química 
correta mente balanceada. 
 
 
 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO OU ESTEQUIOMETRIA 
 O termo estequiometria deriva do grego stoikheion, 
elemento; metron, medição. 
 Consiste no cálculo das quantidades de reagentes e/ou 
produtos das reações químicas feito com base nas leis das 
reações e executado, em geral, com o auxílio das equações 
químicas correspondentes. 
 Esses cálculos fundamentam-se no fato de que a 
proporção da quantidade de matéria entre reagentes e 
produtos, numa reação, é constante e é dada pelos 
coeficientes estequiométricos. 
Para começar a aprender os princípios do cálculo 
estequiométrico, vamos considerar condições ideais: 
reagentes 100% puros, rendimento da reação igual a 100% e 
quantidade de substâncias presentes, na proporção exata 
indicada pelos coeficientes da reação balanceada (sem 
excesso de reagentes). É claro que na prática os processos 
químicos não ocorrem dessa maneira, por isso denominamos 
esses cálculos de teóricos. 
Considere a equação balanceada da reação química a seguir: 
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 
 Sendo as massas atômicas dos elementos: H = 1, N= 14 e 
o valor aproximado da constante de Avogadro igual a 6 ∙ 10
23
 
(em temperatura e pressão em que todos os componentes 
estão no estado gasoso). 
Para isso, vamos relembrar: 
 
Por exemplo: 
 
De acordo com as leis das reações (lei da conservação da 
massa, de Lavoisier, e na lei das proporções constantes, de 
Proust), as proporções acima são constantes, permitindo a 
montagem de uma regra de três para calcular as quantidades 
envolvidas na reação. 
Por exemplo: 
 
 
Por exemplo, se fosse perguntado quantos mols de NH3 
são produzidos a partir de 10 mols de N2, bastaria observar a 
proporção em mol, indicada pelos coeficientes e perceber que 
são produzidos 20 mols de NH3. Esse cálculo é traduzido 
matematicamente pela seguinte regra de três: 
 
Em outro exemplo, se fosse perguntado qual é a massa de 
NH3, em gramas, produzida a partir de 10 g de N2, teríamos, 
após calcular as massas molares, N2 = 28 g/mol e NH3 = 17 
g/mol: 
 
LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA OU LEI DE LAVOISIER 
No final do século XVIII, o cientista Antoine Lavoisier 
realizou uma série de experiências em recipientes fechados 
(para que não entrasse nem escapasse nada do sistema em 
estudo) e, efetuando pesagens com balanças mais precisas do 
que as dos cientistas anteriores, concluiu: 
“No interior de um recipiente fechado, a massa total 
não varia, quaisquer que sejam as transformações que 
venham a ocorrer”. 
Tal afirmativa é uma lei da Natureza, descoberta por 
Lavoisier e que, por esse motivo, ficou conhecida como lei de 
Lavoisier (ou lei da conservação da massa, ou lei da 
conservação da matéria). 
Por exemplo: 
 
Na reação verifica-se que 3 gramas de carbono reagem 
com 8 gramas de oxigênio, produzindo 11 gramas de gás 
carbônico. Como 3g + 8g = 11g, conclui-se que nada se perdeu. 
A lei de Lavoisier, portanto, pode ser enunciada também 
da seguinte maneira: 
“Em uma reação química feita em recipiente fechado, a 
soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas 
dos produtos”. 
Ou ainda: 
Na natureza, nada se perde, nada se cria; a matéria 
apenas se transforma. 
 
Lavoisier é o cientista considerado o “pai” da Química 
moderna no Ocidente, onde fez vários experimentos com 
reações químicas. 
A conclusão de Lavoisier 
Conhece o ditado “Nada se cria, nada se perde, tudo se 
transforma”? Podemos dizer que esse é um enunciado 
popular da lei de Lavoisier. 
Lavoisier chegou ainda a uma complementação 
fundamental da lei de conservação das massas. Nas reações 
químicas, não apenas a massa das substâncias envolvidas se 
conserva, mas também a massa dos elementos que 
constituem as substâncias permanece constante. 
E o que acontece quando uma substância reage? Os 
elementos que constituem essa substância se reorganizam 
para formar outra(s) substância(s), ou seja, a reação química é 
um rearranjo dos mesmos elementos formando novos grupos. 
Por isso a massa total, antes e depois da reação química, 
permanece a mesma. 
LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES OU LEI DE PROUST 
Por exemplo, os cientistas observaram que a 
decomposição da água por eletrólise (passagem de corrente 
elétrica) fornece hidrogênio e oxigênio; logo concluíram que a 
água é composta desses elementos. 
 
Verificou-se experimentalmente que, qualquer que seja a 
massa de água decomposta, as massas de hidrogênio e 
oxigênio obtidas se encontravam sempre numa proporção 
constante e igual a 1 : 8, conforme mostram os dados 
experimentais abaixo. 
 
Se um dos gases for colocado em quantidade superior a 
essa proporção definida para a água, a diferença sobrará 
como excesso do gás. Apenas a massa que estiver dentro da 
proporção 1 de hidrogênio para 8 de oxigênio formará água. 
O químico francês Joseph Louis Proust (1754-1826), após 
cuidadosas investigações sobre o tipo e a quantidade de 
elementos presentes em diversas substâncias compostas, 
chegou a uma importante generalização, que ficou conhecida 
como lei das proporções constantes ou definidas: 
“A proporção em massa das substâncias que reagem e 
que são produzidas numa reação é fixa, constante e 
invariável”. 
 
 
REGRAS FUNDAMENTAIS 
1) Escrever a equação química mencionada no problema. 
2) Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação 
(lembre-se de que os coeficientes indicam a proporçãoem 
mols existente entre os participantes da reação). 
3) Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta 
do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que 
poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em mol, 
conforme as conveniências do problema. 
CASOS GERAIS DE CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
RELAÇÕES ENTRE QUANTIDADES DE MATÉRIA 
Imagine a seguinte questão: qual a quantidade de matéria 
de álcool etílico, C2H6O(l), que deve reagir para fornecer 12 
mol de gás carbônico (supondo reação de combustão 
completa)? 
Equação balanceada da combustão do álcool etílico: 
 
Para obter 12 mol de gás carbônico, é necessário queimar 
completamente 6 mol de álcool etílico. 
RELAÇÕES ENTRE MASSAS 
Se calcularmos as massas molares de cada substância 
participante da reação e multiplicarmos essas massas pelos 
seus respectivos coeficientes na equação química balanceada, 
teremos a proporção em massa das substâncias que reagem e 
das que são produzidas. Com esses dados, podemos resolver 
qual quer questão relacionando as quantidades em massa das 
substâncias. 
 massa molar da substância (g/mol)  massa molar da 
substância (g/mol) 
Por exemplo, qual a massa de O2(g) necessária para 
queimar completamente 161 g de etanol, C2H6O(l)? 
 
Para queimar completamente 161 g de etanol, C2H6O(l), é 
necessário utilizar 336 g de gás oxigênio. 
 
 
 
 
RELAÇÕES ENTRE QUANTIDADE DE MATÉRIA E 
CONSTANTE DE AVOGADRO 
 1 mol  6 . 1023 moléculas 
Por exemplo, quantas moléculas de gás oxigênio são 
consumidas na combustão de 5 mol de álcool etílico? 
 
Na combustão de 5 mol de álcool etílico são consumidas 
9,0 . 10
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 ou 90 . 10
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 moléculas de O2(g). 
RELAÇÃO ENTRE CONSTANTE DE AVOGADRO E MASSA 
Como a constante de Avogadro é proporcional a uma 
quantidade de matéria igual a 1 mol, e essa quantidade de 
matéria se relaciona à massa molar da substância (em g/mol), 
podemos associar diretamente a constante de Avogadro com 
a massa molar, na proporção indicada pelos coeficientes da 
equação balanceada. 
 6 . 10
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 moléculas  massa molar da substância (g/mol) 
Esse tipo de relação pode ser utilizado para calcular, por 
exemplo, o número de moléculas de etanol, C2H6O(l), que, ao 
sofrer combustão completa com gás oxigênio suficiente, 
fornece uma massa de água, H2O(v), igual a 162 g. 
 
É necessário que um número de moléculas de álcool 
etílico igual a 1,8 . 10
24
 ou 18 . 10
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 sofra combustão completa. 
RELAÇÕES ENTRE QUANTIDADE DE MATÉRIA E VOLUME 
 1 mol  22,4L (volume molar da substância nas CNTP). 
Esse tipo de relação pode ser utilizado, por exemplo, para 
calcular a quantidade de matéria de C2H6O(l) necessária para 
liberar 112 L de CO2(g) em uma reação de combustão do álcool 
etílico, nas CNTP. 
Da equação balanceada temos: 
 
Para produzir 112 L de gás carbônico, é necessário que 
2,5 mol de álcool etílico queimem completamente. 
EXERCÍCIOS 
Na resolução de todas das questões de 1 a 4, utilize as massas molares das substâncias, o valor aproximado da constante 
de Avogadro igual a 6,0 ∙ 10
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 e volume molar nas CNTP = 22,4 L. 
O acetileno (etino) é um gás incolor de odor agradável que queima a temperaturas elevadas e, por isso, é usado em 
maçaricos oxiacetilênicos capazes de cortar chapas de aço. 
Também é usado na fabricação de borracha e fibras têxteis sintéticas. Faça o balanceamento da equação de combustão do 
acetileno e responda às questões de 1 a 4, a seguir. 
C2H2(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v) 
01) Cálculos relacionando quantidades de matéria (mol): 
a) Qual a quantidade de matéria de CO2(g) obtida na combustão completa de 8 mol de acetileno, C2H2(g)? 
b) Qual a quantidade de matéria de gás oxigênio, O2(g), necessária para fornecer 12 mol de água, H2O(v), na queima completa 
do acetileno, C2H2(g)? 
02) Cálculos relacionando massas e quantidades de matéria (mol) 
Dados: Massas molares C2H2 = 26 g/mol e CO2 = 44 g/mol 
a) Qual a massa de gás carbônico, CO2(g), obtida na queima completa de 104 g de acetileno, C2H2(g)? 
b) Qual a quantidade de matéria (mol) de água, H2O(v), obtida com 528 g de gás carbônico, CO2(g), na reação de combustão 
completa do acetileno, C2H2(g)? 
03) Cálculos relacionando volumes: 
Dados: Considerando 25 °C e 1 atm (condições constantes) e volume molar = 22,4 L/mol, responda: 
a) Qual o volume de C2H2(g) que, ao sofrer combustão completa, fornece 112 L de gás carbônico, CO2(g)? 
b) Qual o volume de acetileno, C2H2(g), que pode ser totalmente queimado por uma quantidade de oxigênio, O2(g), igual a 25 m
3
 
(25.000L)? 
04) Cálculos relacionando número de moléculas e massa. 
Dados: Massa molar H2O = 18 g/mol e Constante de Avogadro: 6,0 ∙ 10
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a) Qual a massa de água, H2O(v), é obtidas na queima completa do acetileno, C2H2(g), ao serem consumidas 5 ∙ 10
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 moléculas 
de gás oxigênio, O2(g)? 
b) Quantas moléculas de gás carbônico, CO2(g), são formadas na queima total de 2,4 ∙ 10
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 moléculas de acetileno, C2H2(g)?
REFERÊNCIAS 
Feltre, Ricardo. Química — Química geral — v. 2. Físico-química 6. ed. — São Paulo : Moderna, 2004. 
FONSECA, Martha Reis Marques da Química: ensino médio / Martha Reis. - 2. ed. -- São Paulo : Ática, 2016.