QG_Aula_10_Estequiometria_LL

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Química Geral 
Estequiometria 
 A medida de uma grandeza é determinada 
pela comparação com uma grandeza-padrão 
convenientemente escolhida. A escala de massas 
atômicas está baseada no isótopo mais comum do 
carbono. 
 
 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA 
 
Ao isótopo de carbono de número de massa 
igual a 12 (p = 6 e n = 6), foi atribuída 
arbitrariamente a massa 12 (para coincidir com seu 
número de massa). A “fatia” correspondente a 1/12 
desse isótopo do 12C foi designada como a unidade 
internacional de massa atômica (u). Assim, 
 
 
 
 Sabe-se hoje que esta unidade tem sua massa 
aproximadamente igual a 1,66 . 10-24 g. 
 
 MASSA ATÔMICA (M.A.) 
 
 Os valores das massas atômicas quando 
aproximados são iguais aos números de massa dos 
átomos; por isso, em geral, usa-se o número de 
massa como sendo a massa atômica. Mas lembre-
se que o número de massa consiste na soma dos 
números de prótons e de nêutrons, assim sendo, 
será sempre um número inteiro; enquanto a massa 
atômica é determinada experimentalmente e quase 
sempre é um valor fracionário. 
Ex.: 
 
Massa atômica do 2He4 4,0030 u 4 u 
Massa atômica do 9F19 18,9984 u 19 u 
Massa atômica do 13Al27 26,9815 u 27 u 
 
 Para os elementos descritos na tabela periódica 
a massa atômica é calculada a partir da média 
ponderada dos isótopos e suas respectivas 
abundâncias relativas (ocorrências). 
Ex.: 
 
Isótopo Ocorrência Massa atômica 
35Cl 75,4% 34,969 u 
37Cl 24,6% 36,966 u 
 
 
M.A.(Cl) = 34,969 . 75,4 + 36,966 . 24,6  35,460 u 
 75,4 + 24,6 
 MASSA MOLECULAR (M.M.) 
 
É a massa da molécula em unidades de 
massa atômica. É calculada a partir da soma das 
massas atômicas dos elementos constituintes da 
molécula. 
Ex.1: Na4P2O7 
 
 
 
 
 
 
Ex.2: CuSO4 . 5 H2O 
 
 
 
 
 
 
 CONCEITO DE MOL 
 
Segundo o químico italiano Amadeo 
Avogadro (1776-1856), 
 
“uma amostra de um dado elemento, com massa 
em gramas numericamente igual à sua massa 
atômica apresenta sempre o mesmo número de 
átomos.” 
A palavra mol, do latim mole, significa “monte”, 
“amontoado” ou ainda “quantidade” e foi 
introduzida na química, em 1896, por Wilhelm 
Ostwald. De acordo com o Sistema Internacional 
de Unidades (SI) pode ser definida como 
 
A quantidade de matéria de um sistema que 
contém tantas entidades quantos átomos existem 
em 0,012 kg de Carbono – 12. 
 
Um mol encerra aproximadamente 
6,0221 . 1023 partículas. 
Assim, 
1 mol de átomos contém 6,02 . 1023 átomos. 
1 mol de elétrons contém 6,02 . 1023 elétrons. 
1 mol de moléculas contém 6,02 . 1023 moléculas. 
 
Embora Avogadro não tenha conseguido 
determinar este valor, em sua homenagem ele é 
conhecido como Constante de Avogadro ou 
Número de Avogadro. 
 
 MASSA MOLAR (M) 
 
 É a massa, em gramas, de um mol da 
substância, elemento ou íon. 
Ex.: 
M.A (Cl)  35,5 u  MCl  35,5 g/mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Química Geral 
Estequiometria 
 A LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
 
Os experimentos em recipientes fechados e as 
pesagens em balanças de maior precisão, 
realizados no final do século XVIII pelo cientista 
Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) levaram-no 
a concluir, em 1775, que: 
 
Em sistemas fechados, quaisquer que sejam as 
transformações ocorridas, a soma das massas dos 
reagentes é igual a soma das massas dos produtos. 
 
Ou popularmente, 
Na natureza, nada se perde, nada se cria; tudo 
se transforma. 
 
Representação: 
 
Reagentes Produtos 
A + B C + D 
mA + mB = mC + mD 
 
Ex.: 
 C + O2  CO2 
6g 16g 22g 
 
 LEIS DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS 
 (ou Lei das Proporções Constantes) 
 
 Também realizando diversas pesagens, em 
1799, Joseph Louis Proust (1754-1826) concluiu 
que: 
 qualquer que seja a procedência de uma 
substância composta, ela possui sempre a mesma 
composição quantitativa (proporção em massa) e 
qualitativa. 
Ex.: 
 C + O2  CO2 
3g 8g 11g 
6g 16g 22g 
12g 32g 44g 
 
 LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS 
 
Quando dois elementos distintos formam duas ou 
mais substâncias compostas diferentes, se a massa 
de um deles permanecer fixa, a massa do outro irá 
variar uma relação de números inteiros e pequenos. 
Ex.: 
 C + ½ O2  CO 
3g 4g 7g 
 
C + O2  CO2 
3g 8g 11g 
 LEIS DAS PROPORÇÕES RECÍPROCAS 
 (Berzelius) 
 
 Quando uma massa fixa de uma substância 
reage totalmente com determinadas massas de 
substâncias diferentes, se estas reagirem entre si, 
o farão na mesma relação de massas com que 
reagiram com a primeira, ou, então, com valores 
múltiplos ou submúltiplos desses. 
Ex.: 
 
 C + O2  CO2 
12g 32g 44g 
 
 C + 2 H2  CH4 
12g 4g 16g 
 
 O2 + 2 H2  CH4 
32g 4g 36g 
 
 LEI VOLUMÉTRICA (Gay-Lussac) 
 
Nas mesmas condições de temperatura e 
pressão, os volumes dos gases participantes de 
uma reação química guardam entre si uma 
relação de números inteiros e pequenos. 
 
Ex.: 
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g) 
 
 1 V ½ V 1 V 
 
 
 FÓRMULA CENTESIMAL (ou Percentual) 
 
 Consiste na representação das porcentagens 
em massa dos elementos formadores da 
substância. 
 
Ex.1: Determine a composição centesimal do 
H2SO4. 
 
 
Ex.2: A análise de 1,2g de um composto revelou 
que o mesmo possuía 0,24g de magnésio, 0,32g 
de enxofre e 0,64g de oxigênio. Determine sua 
composição centesimal. 
 
 
 FÓRMULA MOLECULAR 
 
 Consiste na fórmula que apresenta o número 
exato de átomos de cada elemento na molécula 
da substância. 
 
 
 
 
 
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Química Geral 
Estequiometria 
 FÓRMULA MÍNIMA (ou Empírica) 
 
Consiste na representação da menor proporção em 
números inteiros dos átomos formadores da 
substância. 
 
(Fórmula Mínima) n = (Fórmula Molecular) 
 
Ex.: 
 
F. Molecular = C6H12O6 F. Mínima = CH2O 
F. Molecular = H2O2 F. Mínima = HO 
F. Molecular = H2SO4 F. Mínima = H2SO4 
 
Para calcular: 
 
1. Divida a massa de cada elemento por seu 
número atômico. 
2. Divida os resultados obtidos pelo menor valor 
encontrado. 
3. Quando possível aproxime para o inteiro mais 
próximo. 
4. Em caso de número decimal, transforme-o em 
inteiro, multiplicando todos pelo menor inteiro. 
5. Caso o cálculo tenha sido determinado em função 
do número de átomos, divida o número de 
átomos pelo número de Avogadro, multiplicando 
quando decimal pelo inteiro mais simples. 
 
 
 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
 Os cálculos estequiométricos constituem 
ferramenta fundamental não apenas para os 
químicos, mas para todos aqueles que queiram 
entender os processos químicos; que envolvem não 
apenas os aspectos qualitativos (substâncias 
participantes), mas também os aspectos 
quantitativos (proporção entre reagentes e 
produtos). 
 A maior ou menor destreza no estudo da 
Estequiometria (do grego: stoikheion, elemento; 
metron, medição) está relacionada à habilidade em 
reconhecer os conceitos envolvidos e a capacidade 
de realizar correlações. Esta destreza em 
reconhecer os pré-requisitos para a resolução das 
questões pode ser adquirida a partir da prática, 
porém em linhas gerais segue-se o passo a passo: 
 
1º) Escrever a equação química mencionada no 
problema; 
2º) Balancear a equação; 
3º) Estabelecer uma regra de três entre os dados e 
a pergunta respeitando as conveniências da 
questão. 
 
 Reações Consecutivas 
 
 Uma maneira prática de resolver este tipo de 
questão é “somar algebricamente” as equações 
químicas, de maneira que alguns dos 
participantes possam ser cancelados, e em 
seguida efetuar o cálculo estequiométrico a partir 
da reação final. 
 
Ex.: 
(Fuvest-SP) Dadas as reações que ocorrem na 
produção do ferro representadas por: 
 
2C(c) + O2 (g)  2 CO(g) 
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2 (g) 
 
 O monóxido de carbono formado na primeira 
reação é consumido na segunda. Considerando 
apenas essas duas etapas do processo, calcule a 
massa aproximada, em quilogramas, de carvãoconsumido na produção de 1 tonelada de ferro. 
 
 Reagente limitante e em excesso 
 
 Em algumas questões as quantidades dos 
participantes não são estequiométricas. Nesses 
casos, têm-se os conceitos de reagente em 
excesso e limitante que são, respectivamente, 
aqueles que estão em maior e menor quantidade 
do que o necessário. 
 
Ex.: 
(Cesgranrio-RJ) O H2S reage com o SO2 
segundo a reação: 
 
2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O 
 
Assinale, entre as opções abaixo, aquela que 
indica o número máximo de mols de S que pode 
ser formado quando se faz reagirem 5 mols de 
H2S com 2 mols de SO2: 
 
a) 3 c) 6 e) 15 
b) 4 d) 7,5 
 
 Pureza 
 
 É definida como a relação entre a quantidade 
real da substância pura e a massa total da 
amostra. 
 
Ex.: 
(UFRGS-RS) O gás hilariante (N2O) pode ser 
obtido pela decomposição térmica do nitrato de 
amônio (NH4NO3). Se de 4,0g do sal obtivermos 
2,0g do gás hilariante, podemos prever que a 
pureza do sal é da ordem de: 
 
 
 
 
 
 
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Química Geral 
Estequiometria 
a) 100% d) 50% 
b) 90% e) 20% 
c) 75% 
 
 Rendimento 
 
 Pode ser determinado através do quociente 
entre a quantidade teórica do produto (esperada) e 
aquela realmente obtida a partir da reação. 
 
Ex.: 
(Puc-RJ) Queimando-se um saco de carvão de 3Kg 
numa churrasqueira, com rendimento de 90%, 
quantos quilogramas de CO2 são formados? 
 
C + O2  CO2 
 
a) 2,7 c) 4,4 e) 11 
b) 3,0 d) 9,9 
 
 
 
 
 
 
01. (Cesgranrio-RJ) Um elemento genérico X tem 
massa atômica 75,2 u e apresenta os isótopos X74, 
X75, X76. Sabendo-se que a ocorrência do isótopo 75 
é de 40%, a ocorrência do isótopo 76 é de: 
 
a) 10% d) 45% 
b) 20% e) 50% 
c) 40% 
 
02. (Mack-SP) O óxido de vanádio é constituído de 
moléculas V2Oy. Se a massa molecular do V2Oy é 
182 u, então Y é igual a: (V = 51; O = 16) 
 
a) 1 b) 3 c) 7 
d) 5 e) 4 
 
03. Determine a massa em gramas de: 
 
I. 0,25 mol de átomos de cobalto (60g/mol) 
II. 4,0 mol de átomos de ferro (56g/mol) 
III. 1,8 . 1023 átomos de hélio (4g/mol) 
IV. 1 átomo de magnésio (24g/mol) 
 
04. (Ua-AM) Estimativas apontam que cada vez 
que um copo de vidro é levado aos lábios, cerca 
de oito átomos de silício são arrancados no 
atrito com a língua. Isso representa em número 
de moles aproximadamente: 
 
a) 6,02 . 1023 mol 
b) 6,02 . 10-23 mol 
c) 4,0 . 10-23 mol 
d) 1,3 . 10-23 mol 
e) 8,0 . 10-23 mol 
 
05. (Vunesp-SP) Estudos apontam que a amônia 
presente na fumaça do cigarro aumenta os níveis 
de absorção de nicotina pelo organismo. Nos 
cigarros canadenses, por exemplo, os níveis de 
amônia (NH3) são por volta de 8,5 mg de cigarro. 
O número aproximado de moléculas NH3 na 
fumaça emitida pela queima de um cigarro 
canadense é: 
 
a) 1,2 . 1026 
b) 3,0 . 1026 
c) 3,0 . 1023 
d) 3,0 . 1020 
e) 1,2 . 1020 
 
06. (Cesgranrio-RJ) Um elemento X tem massa 
atômica 63,5 e apresenta os isótopos 63X e 65X. A 
abundância do isótopo 63 no elemento X é: 
 
a) 25% 
b) 63% 
c) 65% 
d) 75% 
e) 80% 
 
07. (U. São Judas-SP) Quando bebemos água, 
normalmente a tomamos na forma de goles. 
Sabendo-se que um gole de água ocupa em 
média o volume de 18cm3 e que a densidade da 
água é 1g/cm3 a 4ºC, qual o número de moléculas 
de água ingeridas de cada vez? 
 
a) 0,18 . 1024 moléculas 
b) 8,36 . 1023 moléculas 
c) 20,4 . 1023 moléculas 
d) 6,02 . 1023 moléculas 
e) 16,7 . 1023 moléculas 
 
08. (Unifei-SP) O carbonato de cálcio é formado 
por 40% de massa de cálcio, 12% de carbono e 
x% de oxigênio (% em massa). Em 50g do 
referido sal, a quantidade de oxigênio é igual a: 
 
a) 8g 
b) 16g 
c) 24g 
d) 32g 
e) 48g 
 
 HORA DA DIVERSÃO 
 
 
 
 
 
 
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Química Geral 
Estequiometria 
09. (Faap-SP) Calcule a fórmula mínima de um 
composto formado pelos elementos carbono, 
hidrogênio e nitrogênio, nas seguintes proporções 
em massa: 38,7% de C, 16,1% de H e 45,2% de N. 
 
10. (Puc-SP) A combustão realizada em altas 
temperaturas é um dos fatores da poluição do ar 
pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções 
respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses 
óxidos apresentou 7,0g de nitrogênio e 16g de 
oxigênio. Qual a sua fórmula molecular? 
 
a) N2O5 
b) N2O3 
c) N2O 
d) NO2 
e) NO