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Estequiometria
Cálculos com fórmulas e equações
químicas
Professor Joseval Estigaribia
Temas abordados
• Equações químicas;
• Reatividade química;
• Massa atômica e massa molecular;
• O mol;
• Fórmulas mínimas a partir de análises;
• Informações quantitativas a partir de
equações balanceadas;
• Reagentes limitantes.
Introdução
• Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o
estudo das relações quantitativas de
reagentes e produtos
• Baseado nas leis:
– Lei da conservação da massa (Lavoisier)
– Lei das proporções definidas (Proust)
Equações Químicas
• Reagentes – Substâncias iniciais que provocam
uma reação e encontram-se à esquerda na
equação.
• Produtos – Resultado da reação e encontra-se à
direita na equação.
H2(g) + ½ O2(g) H20(g) (x2)
2 H2(g) + O2(g) 2 H20(g)
Lavoisier & Proust
• Lei da conservação das massas:
Usando uma balança, Lavoisier determinou a massa do recipiente fechado antes e após
uma reação química, e concluiu que “a massa final de um recipiente fechado onde se
processa uma reação química é sempre igual á sua massa inicial”. Ex.:
água  hidrogênio + oxigênio
18 g 2 g 16 g
REAGENTE  P R O D U T O S
• Lei das proporções constantes:
Partindo do trabalho de Lavoisier, Proust descobriu que as substâncias compostas tem
composição fixa. Ele percebeu que a massa de oxigênio na decomposição da água é
sempre 8 vezes maior que a massa de hidrogênio, uma proporção constante. Então a
decomposição de 100 g de água gera 11,11 g de hidrogênio e 88,89 g de oxigênio (1/9
H2 e 8/9 O2). Na decomposição do gás carbônico:
CO2 (g)  C (g) + O2 (g)
44 g 12 g 32 g
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Estabeleceu Proust que: “a composição química das substâncias compostas é sempre
constante, não importando a sua origem”.
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Tipos de reatividade
Combustão: Reação química exotérmica entre
uma substância e um gás, geralmente o
oxigênio, para liberar calor.
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
Massa atômica e massa molecular
• Massa atômica: massa de um átomo relativo à
unidade de massa atômica u (1/12 da massa
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• Massa molecular: massa de uma molécula de
uma substância relativa à unidade de massa
atômica u (1/12 da massa do isótopo carbono-
12, 12C).
Massa atômica e massa molecular
• Massa molecular de uma
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Mol
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Mol
• Massa Molar: é a massa em gramas de 1 mol de
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Mol
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partículas;
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
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multiplicação dos índices de cada elemento por uma
constante de proporcionalidade.
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Fórmula mínima a partir de análises
Fórmula mínima a partir de análises
• A análise por combustão tem a finalidade de
descobrir também a fórmula empírica através
das massas de CO2, H2O e NO2.
Informações quantitativas a partir de
equações balanceadas
• Os coeficientes de uma equação balanceada mostram
as relações estequiométricas entre os componentes
desta reação.
• Com essa equivalência estequiométrica pode-se
deduzir a quantidade do produto através do reagente e
vice-versa.
• Exemplo: 2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)
• No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e
2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente
equivalentes.
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equações balanceadas
Esquema do cálculo da massa de um reagente consumido ou de um
produto formado numa reação, a partir da massa de um outro reagente ou
outro produto.
Reagentes limitantes
• O reagente limitante de uma reação química é o reagente
que se encontra presente em menor quantidade relativa ou
seja, o que é primeiramente consumido.
Ex: 2H2 + O2 2H2O
• Se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e
sobrará excesso de 1 mol de O2.
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Reagentes limitantes
• Rendimento real de um produto – massa obtida no final da
reação, medida em gramas, ou quantidade de
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não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade
calculada com base numa equação química)
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  • 1. Estequiometria Cálculos com fórmulas e equações químicas Professor Joseval Estigaribia
  • 2. Temas abordados • Equações químicas; • Reatividade química; • Massa atômica e massa molecular; • O mol; • Fórmulas mínimas a partir de análises; • Informações quantitativas a partir de equações balanceadas; • Reagentes limitantes.
  • 3. Introdução • Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos • Baseado nas leis: – Lei da conservação da massa (Lavoisier) – Lei das proporções definidas (Proust)
  • 4. Equações Químicas • Reagentes – Substâncias iniciais que provocam uma reação e encontram-se à esquerda na equação. • Produtos – Resultado da reação e encontra-se à direita na equação. H2(g) + ½ O2(g) H20(g) (x2) 2 H2(g) + O2(g) 2 H20(g)
  • 5. Lavoisier & Proust • Lei da conservação das massas: Usando uma balança, Lavoisier determinou a massa do recipiente fechado antes e após uma reação química, e concluiu que “a massa final de um recipiente fechado onde se processa uma reação química é sempre igual á sua massa inicial”. Ex.: água  hidrogênio + oxigênio 18 g 2 g 16 g REAGENTE  P R O D U T O S • Lei das proporções constantes: Partindo do trabalho de Lavoisier, Proust descobriu que as substâncias compostas tem composição fixa. Ele percebeu que a massa de oxigênio na decomposição da água é sempre 8 vezes maior que a massa de hidrogênio, uma proporção constante. Então a decomposição de 100 g de água gera 11,11 g de hidrogênio e 88,89 g de oxigênio (1/9 H2 e 8/9 O2). Na decomposição do gás carbônico: CO2 (g)  C (g) + O2 (g) 44 g 12 g 32 g 12/44 32/44 3/11 (0,277) 8/11 (0,7272) Estabeleceu Proust que: “a composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando a sua origem”.
  • 6. Tipos de reatividade Reação de combinação e decomposição
  • 8. Tipos de reatividade Combustão: Reação química exotérmica entre uma substância e um gás, geralmente o oxigênio, para liberar calor. CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
  • 9. Massa atômica e massa molecular • Massa atômica: massa de um átomo relativo à unidade de massa atômica u (1/12 da massa do isótopo carbono-12, 12C). • Massa molecular: massa de uma molécula de uma substância relativa à unidade de massa atômica u (1/12 da massa do isótopo carbono- 12, 12C).
  • 10. Massa atômica e massa molecular • Massa molecular de uma fórmula: soma das massas atômicas dos átomos da fórmula. 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
  • 11. Mol • Origem: palavra latina moles (porção, quantidade) • É a unidade utilizada para relacionar um número grande de quantidade de matéria com as respectivas entidades químicas (átomos, moléculas, íons ou aglomerados destes). 1 mol = 6,0221367 x 10²³ partículas
  • 12. Mol • Massa Molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1) • A massa de 1 mol de átomos de 12C = 12 g
  • 13. Mol • Conversões entre massas, mols e número de partículas;
  • 14. 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)
  • 15. Fórmula mínima a partir de análises
  • 16. Fórmula mínima a partir de análises • A análise por combustão tem a finalidade de descobrir também a fórmula empírica através das massas de CO2, H2O e NO2.
  • 17. Informações quantitativas a partir de equações balanceadas • Os coeficientes de uma equação balanceada mostram as relações estequiométricas entre os componentes desta reação. • Com essa equivalência estequiométrica pode-se deduzir a quantidade do produto através do reagente e vice-versa. • Exemplo: 2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) • No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente equivalentes.
  • 18. Informações quantitativas a partir de equações balanceadas Esquema do cálculo da massa de um reagente consumido ou de um produto formado numa reação, a partir da massa de um outro reagente ou outro produto.
  • 19. Reagentes limitantes • O reagente limitante de uma reação química é o reagente que se encontra presente em menor quantidade relativa ou seja, o que é primeiramente consumido. Ex: 2H2 + O2 2H2O • Se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O2.
  • 21. Reagentes limitantes • Rendimento real de um produto – massa obtida no final da reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, medida em mols • Rendimento teórico – é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada com base numa equação química) RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 % RENDIMENTO TEÓRICO