Este documento discute os princípios da estequiometria, incluindo: 1) Leis da conservação de massa e proporções constantes; 2) Equações químicas e balanceamento; 3) Cálculos estequiométricos usando massa, volume ou mols de reagentes e produtos. Exemplos demonstram como resolver problemas envolvendo reações químicas quantitativas.

1. ESTEQUIOMETRIA

2. Leis Ponderais
- Lei da conservação das Massas
Essa lei foi proposta, por volta de 1775, por Antoine Laurent
Lavoisier e é popularmente enunciada da seguinte maneira: na
natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.
Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual
à massa total dos produtos.
CaO + H2O → Ca(OH)2
56g 18g 74g
- Lei das Proporções Constantes
Em 1799, Joseph Louis Proust, analisando várias substâncias,
descobriu que a proporção com que cada elemento entra na
formação de determinada substância ou composição em massa
era constante, independentemente de seu processo de obtenção.

3. Lei volumétrica de Gay-Lussac
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os
volumes dos gases participantes de uma reação química têm
entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

4. ESTEQUIOMETRIA
• do grego: stoikheion, elemento; metron, medição;
• Regras fundamentais:
1ª) Escrever a equação química mencionada no problema.
2ª) Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação
(lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em
mols existente entre os participantes da reação).
3ª) 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 mols,
conforme as conveniências do problema.

5. 1º CASO: Quando o dado e a pergunta são expressos em
massa
Exemplo 1: Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de
2,54 g de cobre metálico (massas atômicas: O = 16; Cu = 63,5).
RESOLUÇÃO:

6. 2º CASO: Quando o dado é expresso em massa e a pergunta
em volume (ou vice-versa)
Exemplo 2: Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas
condições normais de pressão e temperatura, por calcinação de
200 g de carbonato de cálcio (massas atômicas: C = 12; O = 16;
Ca = 40).
RESOLUÇÃO:

7. Variação do Exemplo 2: Calcule o volume final do CO2, sabendo
que a Pfinal = 700 mmHg e Tfinal = 27 °C.
RESOLUÇÃO 1:
RESOLUÇÃO 2:

8. 3º CASO: Quando o dado e a pergunta são expressos em
volume
Exemplo 3: Um volume de 15 L de hidrogênio, medido a 15 °C e
720 mmHg, reage completamente com cloro. Qual é o volume de
gás clorídrico produzido na mesma temperatura e pressão?
RESOLUÇÃO:

9. 4º CASO: Quando o dado é expresso em massa e a pergunta
em mols (ou vice-versa)
Exemplo 4: Quantos mols de ácido clorídrico são necessários
para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio? (Massas
atômicas: Na = 23; Cl = 35,5)
RESOLUÇÃO:

10. 5º CASO: Quando o dado é expresso em massa e a pergunta
em número de partículas (ou vice-versa)
Exemplo 5: Quantas moléculas de gás carbônico podem ser
obtidas pela queima completa de 4,8 g de carbono puro? (Massa
atômica: C = 12)
RESOLUÇÃO:

11. 6º CASO: Quando aparecem reações consecutivas
Exemplo 6: Qual é a massa de H2SO4 produzida a partir de 8
toneladas de enxofre na reação abaixo?
RESOLUÇÃO:

12. 7º CASO: Quando são dadas as quantidades de dois (ou
mais) reagentes
Exemplo 7: Misturam-se 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de
hidróxido de sódio para que reajam segundo a equação:
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32). Pede-se
calcular:
a) a massa de sulfato de sódio formada;
b) a massa do reagente que sobra (em excesso) após a reação.
RESOLUÇÃO:
I M P O S S Í
V E L

13. H2SO4 - REAGENTE EM EXCESSO
NaOH - REAGENTE LIMITANTE

14. 8º CASO: Quando os reagentes são substâncias impuras
Exemplo 8: (UFRN) Uma amostra de calcita, contendo 80% de
carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a
aquecimento, segundo a equação abaixo:
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800
g de calcita?
RESOLUÇÃO:
O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de
CaCO3: 80% de 800 = 640 g de CaCO3 puro.

15. Exemplo 9: Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono,
medidos nas condições normais, pela calcinação de um calcário
de 90% de pureza (massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40).
Qual é a massa de calcário necessária?
RESOLUÇÃO:

16. Exemplo 10: (UFRGS-RS) O gás hilariante (N2O) pode ser obtido
pela decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3). Se de
4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever
que a pureza do sal é da ordem de:
a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20%
RESOLUÇÃO:

17. 9º CASO: Quando o rendimento da reação não é total
Exemplo 11: (Cesgranrio-RJ) Num processo de obtenção de ferro
a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação não-
balanceada:
Fe2O3 + C  Fe + CO
(Massas atômicas: C = 12; O = 16; Fe = 56)
Utilizando-se 4,8 toneladas (t) de minério e admitindo-se um
rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida
será de:
a) 2.688 kg b) 3.360 kg c) 1.344t d) 2.688t e) 3.360 t
RESOLUÇÃO:

18. Exemplo 12: (PUC-SP) Sabe-se que o cobre metálico reage com
ácido nítrico diluído e produz óxido de nitrogênio II, água e um
composto iônico no qual o cobre tem número de oxidação +2.
a) Formule e ajuste a equação da reação entre cobre e ácido
nítrico diluído.
b) Calcule a massa de metal que deve reagir com o ácido nítrico
e produzir 4,48 L de gás (CNPT), em um processo no qual o
rendimento é de 50%.
RESOLUÇÃO:

19. Obrigado!!!