Estequiometria: cálculo de quantidades em reações químicas

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Estequiometria 
Professora: DSc. Rita de Cássia Rodrigues de Souza 
• Estequiometria = em grego significa stoicheion 
(“elemento”) e metron (“medida”). Em outras palavras, é 
o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos 
das reações químicas em massa, mols, em volume, 
número de átomos e moléculas, . . . 
 
• Várias medidas em química são possíveis graças a 
aplicação da Estequiometria. Como por exemplo, medir a 
concentração de ozônio na atmosfera, determinar o 
rendimento potencial de ouro a partir do mineral e 
avaliar diferentes processos para converter carvão em 
combustíveis gasosos... 
• A estequiometria baseia-se no entendimento de massas atômicas e em 
um princípio fundamental, a LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA: 
 “A massa total de uma substancia presente ao final de uma 
reação é a mesma massa total do início da reação”. 
• Essa importante lei da química foi descoberta pelo 
cientista francês Antonie Lavoisier no final do século XVI. 
 
Exemplo: 
10 g de reagente → 10 g de produto 
CONSERVAÇÃO DAS MASSAS: Numa reação química a massa dos reagentes é 
igual a massa dos produtos – NÃO HÁ PERDA NEM GANHO DE MASSA 
Equações químicas 
As reações químicas são representadas de forma concisa • 
pelas EQUAÇÕES QUÍMICAS. Por exemplo, a equação 
química para a formação da água pode ser visualizada 
como duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma 
molécula 
água: 
de oxigênio para formar duas moléculas de 
2H2 + O2  2H2O 
Equações químicas 
As fórmulas químicas a esquerda da seta representam as 
substâncias de partida, chamadas reagentes e as fórmulas 
químicas a esquerda da seta representam 
produzidas na reação, chamadas produtos. 
as substancias 
Os números diantes das formulas são chamados de 
a proporção de coeficientes estequiométrico. Eles fornecem 
reagentes e produtos. 
Uma vez que os átomos não são formados nem destruídos 
em uma 
igual de 
Quando 
reação química, 
átomos de cada 
essa condição é 
a equação deve ter um número 
elemento de cada lado da seta. 
satisfeita, diz-se que a equação 
esta balanceada. 
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser 
perdida em nenhuma reação química. 
 
Exemplo da reação: 
CH4 + O2→CO2 + H2O 
 
O 
• Faça o balanceamento da seguinte equação: 
1. Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2 (g) 
2. Fe(s) + O2(g) → Fe2O3 (s) 
3. P2O5 (s) + H2O(l) → H3PO4(aq) 
4. P4 (s) + Cl2(g) → PCl3 (l) 
5. Al(s) + Br2(l) → Al2Br6 (s) 
 
 
 
Alguns padrões simples de reatividade química 
 Reações de combinação e decomposição: 
2Mg(s) +O2(g) → 2MgO(s) 
Alguns padrões simples de reatividade química 
 
 Reações de combinação  Reações de decomposição 
 
CaCO
3(s)
→ CaO
(s)
 + CO
2(g) 
Alguns padrões simples de reatividade química 
 Reações de combustão 
Reação química exotérmica entre uma substância e um 
gás, geralmente têm o oxigênio como reagente, para 
liberar calor. 
 
 
 
 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor 
 
 
 
 
 
 
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) 
Massa molecular 
Massa molecular é a massa da molécula medida em unidades de 
massa atômica (u.m.a). 
O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas 
dos elementos e a soma dos seus átomos na molécula. 
atômicas 
Assim: 
• MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98,1 u 
• A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular. 
MM de C6H12O6 = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u 
Exercitando: 
Calcule a massa molecular da sacarose 
cálcio (Ca(NO3)2): 
(C12H22O11) e do nitrato de 
Composição percentual a partir das moléculas 
Para calcular a composição percentual de um composto, isto é, a 
contribuição percentual em massa de cada elemento na substância é 
preciso sabermos a massa molecular da substância, a massa atômica 
de cada elemento no qual estamos interessados e o número de 
átomos de cada elemento na fórmula química: 
% do elemento= (número de átomos desse elemento)(massa atômica do elemento) x 100 
(massa molecular do composto) 
Exemplo: 
Calcule a composição percentual de C11H22O11 e de Ca(NO3)2: 
A MM do C12H22O11 = 12(12,0 u) + 22(1,0 u) + 11(16,0 u)=342,0 u 
% C= (12)(12,0u) x 100% =42,1% 
342,0 u 
% H= (22)(1,0u) x 100% =6,4% 
342,0 u 
% O= (11)(16,0u) x 100% =51,5% 
342,0 u 
 
RÇÃO, QUA 
O mol 
O mol : origem da palavra latina moles 
PO NTIDADE 
É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA COM UM 
NÚMERO DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS EM UMA AMOSTRA 
Mol: medida conveniente de quantidades químicas, isto é, medida 
de quantidade de matéria que esta associada a número de átomos 
moleculas ou ions em uma amostra. 
1 mol de algo = 6,0221421  
algo. 
Experimentalmente, 1 mol de atomos 
• 1023 (Número de Avogadro) daquele 
• 12C tem uma massa de 12 g 
e 6,0221421  1023 12C. atomos de 
MOL – NÚMERO FIXO DE PARTÍCULAS 
1023 6,02 x 
1023 1 mol de moléculas de H2O 6,02 x moléculas 
de H2O (602 sextilhões) 
1023 1 mol de átomos de C 6,02 x 
C 
6,02 x 
6,02 x 
de N 
6,02 x 
átomos de 
1023 
1023 
íons de Na+ 
de átomos 
1 
1 
mol 
mol 
de 
de 
íons 
N 
de Na+ 
1023 1 mol de N2 de 
moléculas de N2 
Massa molar 
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de certa substância, 
g/mol, g.mol-1). isto é, massa em gramas por mol (unidades 
• 12C A massa de 1 mol de = 12 g. 
12 g de 
carbono-12 
“UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO 
ATÔMICA DO ELEMENTO” 
TEM MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA 
O mol 
TABE
LA 3.2 
Relaf6es 
molares 
Conversões 
partículas 
entre massas, mols e número de 
• Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos: 
massa molar de N2 = 2  (a massa atômica de N). 
• As massas atômicas para os elementos são encontradas 
na tabela periódica. 
• As massas moleculares são numericamente iguais às 
massas molares. 
Aplicando cálculos estequiométricos simples 
(conversões): 
1. 
 
Massa para mol: 
Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50g deste 
logo 1 mol de átomos de Ni tem 58,71g) 
elemento? (Ni=58,71u, 
2. Mol para massa 
 Quantos gramas de ouro (Au) existem em 0,250 mol deste metal? (1 
mol de Au = 197,0g) 
3. Massa para moléculas 
 Quantas moléculas de glicose existem em 5,3g de C6H12O6 . (C=12u, 
H=1u, O=16u) 
 4. Número de átomos para mol 
 Suponha que uma amostra de vitamina C contém 1,29 x 10 24 átomos 
de hidrogênio (além de outros tipos de átomos). Qual é a quantidade 
química (em mol) de átomos de hidrogênio da amostra? 
Fórmula mínima a partir de análises 
• A fórmula mínima trata de uma proporção entre a 
quantidade de cada átomo de uma molécula. 
 
• Exemplo: C2H6 -> Fórmula Molecular do Etano 
 CH3 -> Fórmula mínima 
 
• A fórmula molecular pode ser obtida através da 
multiplicação dos índices de cada elemento por uma 
constante de proporcionalidade. 
 
C(1x2)H(3x2) 
Fórmulas mínimas a partir de análises 
A fórmula mínima de uma substância diz o nº relativo de átomos de 
cada elemento que ela possui. 
Para calcular a fórmula mínima de uma substância a partir da sua 
composição percentual: Comece com o % em massa dos elementos (por 
exemplo, Dados Empíricos) e calcule uma fórmula, ou 
Comece com a fórmula e calcule os elementos da % em massa. 
• 
• 
• 
O ácido ascórbico contém 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O em 
massa. Qual é a fórmula mínima do ácido ascórbico? 
 
1. Supondo ter 100g de ácido ascórbico, temos : 40,92 g de C, 4,58 g de 
H e 54,50 g de O . 
2. Calcular a quantidade de matéria de cada elemento; 
3. Determinar a relação para as quantidades de matéria, dividindo-se 
cada uma delas pelo menor número; 
4. Se necessário, multiplicar o resultados da relação por um número 
afim de obter números inteiros. 
5. Encontrar a Fórmula mínima 
 
 
Exercício: 
a) Em uma amostra de 5,325g de benzoato de metila, um composto 
utilizado na fabricação de perfumes, encontram-se 3,758g de 
carbono, 0,316g de hidrogênio e 1,251g de oxigênio. Qual é a fórmula 
mínima dessa substância? 
• A fórmula obtida a partirdas composições percentuais é sempre a fórmula 
mínima. 
Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM (massa 
molecular) para encontrarmos a fórmula molecular. 
Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre números inteiros 
múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima. 
• 
• 
• 
Fórmula molecular a partir de fórmula mínima 
Exemplo: 
A espectrometria de massas dá para a vitamina C a massa molar 176,12g/mol. 
Sabendo que a fórmula empírica é C3H4O3, qual é a fórmula molecular da 
Vitamina C? 
1. Calcular a massa molar da fórmula empírica ou unitária ou mínima; 
2. Encontrar o número de fórmulas unitárias C3H4O3 necessária para atingir a 
massa molar da vitamina C, dividindo a massa molar do composto pela 
massa molar da fórmula empírica unitária. 
Fórmula molecular a partir de fórmula mínima 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑠𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 𝑜𝑢 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚í𝑛𝑖𝑚𝑎
 
3. Concluir a fórmula molecular da vitamina C, multiplicando os índices pelo 
valor encontrado. 
Exercícios: 
1. A massa molar do ácido oxálico é 90,0 g/mol e sua fórmula empírica é CHO2 . 
Qual é sua fórmula molecular? 
2. O etilenoglicol, substância usada em anticongelantes automotivos, é 
composto de 38,7% de C, 9,7% de H e 51, 6% de O em massa. Sua massa molar 
é 62,1 g/mol. 
(a) Qual a fórmula mínima do etilenoglicol? 
(b) Qual é sua fórmula molecular? 
Informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas 
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que 
reagem para formar produtos. 
• Isto é, a proporção da quantidade de matéria de reagente 
necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria 
do produto. 
• Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas. 
 As proporções estequiométricas são proporções ideais 
• As proporções ideais de reagentes e produtos no laboratório 
devem ser medidas em gramas e convertidas para mols. 
O diagrama abaixo no mostra como calcularmos o número de gramas 
de um reagente 
reação, partindo 
ou produtos. 
consumido ou de um 
gramas 
produto formado em uma 
pelo numero de de um do outros reagentes 
Informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas 
Uma equação química balanceada mostra o relacionamento 
quantitativo entre reagentes e produtos em uma reação química. 
 
Por exemplo, suponha que o fósforo (P4 - PM= 124g/mol) reaja com 
o cloro (Cl2 – PM= 70g/mol), produzindo PCl3. Calcular a massa de 
Cl2 necessária para reagir completamente com 1,45g de fósforo? 
Qual a massa de PCl3 produzida? 
 
Equação (N.B*) P4(s) + Cl2 → PCl3 
Equação (B**) P4(s) + 6Cl2 → 4PCl3 
Qtde inicial (mol) 1,00 mol (124g) 6,00 mol (426g) 0,0 mol 
Variação na 
quantia (mol) 
- 1,00 mol - 6,00 mol +4,00 mol 
Após a reação 
completa (mol) 
0,0 mol 0,0 mol 4,00 mol (550g) 
*N.B = não balanceada , **B = balanceada 
• Exercício: 
A glicose reage com o oxigênio para formar CO2 e H2O. 
 
C6H12O6(s) + O2(g)→ CO2(g) + H2O(l) 
 
Qual é a massa de oxigênio (em gramas) necessária para reagir 
completamente com 25,0 g de glicose? Quais as massas do CO2(g) 
e H2O(l) (em gramas) formadas? 
 
 
Reagentes limitantes 
Reagente limitante ou limitador: um reagente que é completamente • 
consumido em uma reação, porque ele determina, ou limita, a 
quantidade de produto formada. Quando ele é todo usado, a reação 
para, limitando assim as quantidades de produtos formados. 
• Existem reagentes que não estão presentes em quantidades 
estequiométricas ao final da reação e outros reagentes ainda estarão 
presentes (em excesso). Essas são restringidas pela quantidade do 
reagente limitante. 
Reagentes limitantes 
Fixando.... 
1. Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco 
seguinte reação: 
de acordo com a 
Zn + S → ZnS 
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso e o 
reagente limitante? E quantos gramas de ZnS será formado? 
Reagentes limitantes 
Rendimentos Teórico e Percentual 
• A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria 
de rendimento considerando os reagentes limitantes é chamada 
teórico, isto é, é a quantidade de produto formado quando todo o 
reagente limitante foi consumido. O rendimento real de uma 
reação é sempre menor do que o rendimento teórico. 
• O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a 
quantidade de material recuperada no laboratório) ao rendimento 
teórico: 
No teste de motor de automóvel para acompanhar a combustão 
de 1,00 l de octano (702g) sob certas condições, obteve-se 1,84 kg 
de dióxido de carbono. Qual é o rendimento percentual da 
formação de dióxido de carbono? 
C8H18(L) + O2(G) → CO2 + H2O