AT_ESTEQUIOMETRIA (Parte I)

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Equações Químicas e 
Estequiometria (Parte I)
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Objectivos
• Calcular as massas molares e conversão mole/massa/número de
partículas/volume
• Determinar a composição centesimal ou elementar, fórmulas
empíricas e moleculares a partir de dados da análise racional
• Escrever e acertar equações de reacção
• Enunciar e aplicar as leis das reacções químicas
• Balanceamento de reacções
• Realizar cálculos estequiométricos envolvendo
• moles e massas
• Reagente limitante
• Rendimentos alcides.sitoe@gmail.com 2
Cálculos massas molares
Ex.: 
CH4 = 1*12.01 + 4*1.008 = 16.04 g/mol
C10H6O3 = 10*12.01 + 6*1.008 + 3*16.00 = 174.1 g/mol
CaCl2; AgNO3; AgCl; Ca(NO3)2
𝑛 (𝑚𝑜𝑙) =
𝑚 (𝑔)
𝑀(
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
Calcule o número de moles em 22 gramas de dióxido de carbono
(CO2)? 𝑛 =
22
44
= 0.5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
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Conversão: mole/massa/número de partículas/volume
•Calcule o número de moles em 7 gramas de dióxido de carbono?
•Calcule o número de moléculas existentes em 0,9 gramas de água?
•Calcule o número de átomos existentes em 0,75 moles de Oxigénio?
•Qual é o volume ocupado por 0.355 gramas de Cloro (Cl2) nas
CNTP?
•Qual é o volume ocupado por 0,125 moles de metano nas CNTP?
•Qual é o volume ocupado por 3,01*1022 moléculas de amoniáco
(NH3) nas CNTP?
1 mol X = 6,02*1023 moléculas, particulas, iões = 22.4L (CNTP)
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Conversão
mole/massa/número de partículas/volume
•Calcule o número de moles em 7 gramas de dióxido de carbono
(CO)?
𝑛 =
7
28
= 0.25 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
•Calcule o número de moléculas existentes em 0,9 gramas de água
(H2O)?
𝑛 =
0.9
18
= 0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛 = 0.05 ∗ 6.02 ∗ 1023 = 3.01 ∗
1022 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐.
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Conversão
mole/massa/número de partículas/volume
•Calcule o número de átomos existentes em 0,75 moles de Oxigénio
(O2)? 
𝑛 = 0.75 ∗ 6.02 ∗ 1023 = 4.52 ∗ 1023 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠
•Qual é o volume ocupado por 0.355 gramas de Cloro (Cl2) nas
CNTP?
𝑛 =
0.355
71
= 0.005 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛 = 0.05 ∗ 22.4 = 0.112 𝐿
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Composição centesimal
•Calcule a composição centesimal do Etanol (C2H5OH)?
C2H5OH = 2 ∗ 12.01 + 6 ∗ 1.008 + 1 ∗ 16.00 = 46.07 g
%𝐶 =
2 ∗ 12.01
46.07
= 52.14
%𝐻 =
6 ∗ 1.008
46.07
= 13.13
%𝑂 =
1 ∗ 16.00
46.07
= 34.73
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Composição centesimal
•Calcule a composição centesimal da Penicilina (C14H20N2SO4)?
Sol: %C: 53.81; %H: 6.453; %N: 8.969; %S: 10.27; %O: 20.49
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Determinação de fórmulas
a) Determinação da fórmula empírica
1 – Dividir as massas dos elementos pelas suas respectivas massas
atómicas relativas, a fim de se conhecer o número de átomos
existentes no composto;
2 – Transformar o número de átomos (geralmente o número
fraccionário) em números inteiros, por meio de artifícios de cálculo;
3 – Como não se conhece o número exacto de átomos contidos na
molécula temos assim uma fórmula não verdadeira, conhecida por
fórmula empírica.
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Determinação de formulas: a) Determinação da fórmula empírica
Calcular a fórmula empírica de um composto orgânico, sabendo-se
que a sua composição centesimal é a seguinte: C = 40,67%; H = 8,47%;
N = 23,73%; O = 27,13%.
𝐶 =
40.67
12.00
= 3.39 ∴
3.39
1.69
= 2
𝐻 =
8.47
1.00
= 8.47 ∴
8.47
1.69
= 5
𝑁 =
23.73
14.00
= 1.69 ∴
1.69
1.69
= 1
𝑂 =
27.13
16.00
= 1.69 ∴
1.69
1.69
= 1
𝐹𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑐𝑎: 𝐶2𝐻10𝑁𝑂 alcides.sitoe@gmail.com 10
Determinação de fórmulas
a) Determinação da fórmula empírica
Calcular a fórmula empírica da cafeina, sabendo-se que a sua
composição centesimal é a seguinte: C = 49.48%; H = 5,15%; N =
28,87%; O = 16.49%. Sol: 𝐶8𝐻10𝑁4𝑂2
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b) Determinação da fórmula molecular
1 – Determine a fórmula empírica; 
2 – Conhecer, directamente ou indirectamente, o valor do peso 
molecular; 
3 – Multiplicar a fórmula empírica por “n” (número inteiro e positivo) 
igualando-a em seguida ao valor do peso molecular; 
4 – Efectuar os cálculos para a determinação do valor de “n”; 
5 – Substituir na fórmula empírica “n” pelo seu valor, determinando-se 
assim a fórmula molecular. 
Observação: Para n =1, temos a menor fórmula possível, conhecida 
por fórmula mínima. Logo, a fórmula molecular coincide com a 
fórmula mínima ou empírica. 
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Determinação de formula molecular
Calcular a fórmula molecular de um composto orgânico, sabendo-se
que a sua composição centesimal é a seguinte: C = 24.27%; H = 4.07%;
Cl = 71.65%. Sabe-se que o seu peso molecular é 118.
𝐶 =
24.27
12.00
= 2.02 ∴
2.02
2.02
= 2 𝐹𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑐𝑎: 𝐶𝐻2𝐶𝑙
𝐻 =
4.07
1.00
= 4.07 ∴
4.07
2.02
= 2 𝐶𝐻2𝐶𝑙 𝑛 = 118 ∴ 𝑛 = 2
𝐶𝑙 =
71.65
35.50
= 2.02 ∴
2.02
2.02
= 1 𝐹𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟: 𝐶2𝐻4𝐶𝑙2
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Determinação de formula molecular
Calcular a fórmula molecular de um composto orgânico, sabendo-se
que a sua composição centesimal é a seguinte: C = 92.31%; H = 7.69%.
Sabe-se que o seu peso molecular é 78.
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Estequiometria
Parte da química que se dedica ao estudo das relações 
quantitativas entre os reagentes e os produtos numa 
reacção química 
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Escrever e acertar equações de reacção
• reacção química – substância de partida transforma-se
em outras
• Substâncias de partida – reagentes
• Substâncias obtidas - produtos
• Os produtos resultam da
• Dissociação, rearranjo, combinação dos reagentes
• reacções são representadas por equações químicas
Reagentes – esquerda Produtos – direita
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• A transformação é simbolizada pela seta
Reacção irreversível →
Reacção reversível
H2 + O2 → H2O
CH3COOH + H2O CH3COO
- + H3O
+
Escrever e acertar equações de reacção
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•Informações sobre um processo químico: 
-Quais são os estados de agregação das substâncias 
envolvidas? 
-A reacção é rápida ou lenta? (Cinética química) 
-Ela requer energia para a sua ocorrência ou tem lugar sob 
libertação de energia? (Termodinâmica) 
- Qual é a quantidade dos reagentes que é necessária para 
formar uma certa quantidade de produtos? 
(Estequiometria) 
Escrever e acertar equações de reacção
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Balanceamento de equações químicas
• Antoine Lavoisier
A matéria não pode ser criada nem destruída
▪ Massa dos reagentes = massa dos produtos
• John Dalton
• Durante uma reacção química não há destruição nem
criação de átomos.
• Eles são combinados, separados, sofrem rearranjos de
acordo com a estrutura do produto que se pretende
obter.
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• o número de átomos de um elemento nos reagentes =
número de átomos desse elemento nos produtos.
Massa de um elemento nos reagentes = massa desse
elemento nos produtos
 conservação do número de elementos é uma forma
prática de aplicar a lei da conservação de massa
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Exemplo
H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)
No de átomos de H 2 0 = 2
No de átomos de O 0 2 ≠ 1
Balanço mássico: 2 g + 2*16 g ≠ 18 g
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)
• No de átomos de H 4 0 = 4
• No de átomos de O 0 2 = 2
• Balanço mássico: 2*2 g + 2*16 g = 2*18 g
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• Equação acertada
2 H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)
• Coeficientes estequiométricos – indicam o número de moles
• Indices – indicam o número de atomos
•• A equação acertada é aquela que tem como coeficientes
estequiométricos os menores números inteiros – convenção
• As equações balanceadas são a base para o cálculo quantitativo
num processo químico
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• balanceamento consiste
• na determinação dos coeficientes que é necessário
colocar para que
▪ o número de átomos de cada espécie seja igual
nos reagentes e produtos
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Princípios de balanceamento de equações
•Com que dados trabalhamos numa equação química?Massas? 
Número de átomos? Número de moles? Número de equivalentes? 
•MÉTODO DAS TENTATIVAS (Metais; Ametais; Carbono; 
Hidrogenio; Oxigenio ) 
•MÉTODO ALGÉBRICO 
•MÉTODO REDOX
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Princípios de balanceamento de equações
1. Verifique se aparecem na sua equação todas as
espécies que tomam parte no processo
2. Durante o balanceamento nunca se deve alterar as
fórmulas (identidade) dos compostos
• estas são-nos prescritas pelo processo
3. Ao começar a balancear uma equação, tem que se ter
já definidos
• quais são os reagentes e
• quais são os produtos da reacção.
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4. na fase inicial, não preste atenção ao acertos dos
coeficientes de espécies monoatómicas
• podem ser acertadas no final
5. espécies que aparecem na forma de grupos de
átomos, ex. iões poliatómicos,
• que aparecem em ambos os lados da equação,
• é melhor fazer o seu balanceamento na forma em
que aparecem e
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• não tentar balancear cada tipo de átomo que
aparece individualmente.
6. identifique primeiro a espécie mais complexa e inicie o
seu balanceamento começando por essa espécie.
Ex.: 
Cu + O2 → Cu2O; 
CaCl2 + AgNO3→ AgCl + Ca(NO3)2
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Cálculos estequiométricos
• Etapa 1 – escrever a equação balanceada
• Etapa 2 – comparação das proporções de combinação dos
intervenientes
• Pode ser por moles ou massas
• Relação em moles – simples e recomendada pela IUPAC
• Etapa 3 – Usar a proporção dada pela equação balanceada do
processo para calcular o número de moles da substância de
interesse
• Etapa 4 – Converter o número de moles do produto de interesse,
na massa ou outra grandeza de interesse
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Exemplo:
• Qual é a massa de oxigénio que reage com 96.1 gramas
de propano?
C3H8 + 5O2 → CO2 + H2O
1*44 5*32
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
96.1 X
X = 349 g de O2
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Exemplo:
• Qual é a massa de oxigénio que reage com 96.1 gramas
de propano?
C3H8 + 5O2 → CO2 + H2O
𝑛 =
93.1
44
= 2.18 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 C3H8
1 5
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
2.18 X 
X = 10.9 moles de O2 
𝑛 =
𝑛
𝑀
∴ 𝑚 = 𝑛 ∗ 𝑀 = 10.9 ∗ 32 = 349 g de O2 alcides.sitoe@gmail.com 30
Exemplo:
• Qual é a massa de dioxido de carbono produzida quando
96.1 gramas de propano reagem com oxigénio?
C3H8 + 5O2 → CO2 + H2O
1*44 3*44
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
96.1 X
X = 288 g de CO2
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Exemplo:
• Qual é a massa de oxigénio que reage com 96.1 gramas
de propano?
C3H8 + 5O2 → CO2 + H2O
𝑛 =
93.1
44
= 2.18 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 C3H8
1 3
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
2.18 X 
X = 6.54 moles de CO2 
𝑛 =
𝑛
𝑀
∴ 𝑚 = 𝑛 ∗ 𝑀 = 6.54 ∗ 44 = 288 g de CO2alcides.sitoe@gmail.com 32