O documento descreve os conceitos de estequiometria e as leis de Lavoisier e Proust. Explica como estas leis podem ser usadas para resolver problemas estequiométricos, calculando as quantidades de reagentes e produtos em reações químicas.

1. Estequiometria
Aluno: Matheus Von Sohsten
Tavares
Matrícula: 5105904
Professor: Sandra Nunes
Disciplina: Estágio Supervisionado I

2. Estequiometria (definição)
 É tido como estequiometria os cálculos que podem ser
feitos através de uma equação de uma reação
química balanceada, com o objetivo de se obter
diversas informações: qual a quantidade de reagentes
necessário para produzir determinado produto; qual a
quantidade de produto que se forma com a medida
de reagentes usada; definir a proporção entre
reagentes e produtos...
 O conceito de estequiometria será elaborado após a
introdução das leis a respeito do comportamento da
matéria, que serão vistas a seguir.

3. Lei de Lavoisier
 Quando se queima um pedaço de carvão em um
ambiente fechado e este mesmo pedaço desaparece,
não ocorre o mesmo com sua matéria. Toda matéria
do pedaço de carvão e do oxigênio usado em sua
queima se transforma em gás carbônico:
C (s) + O2  CO2
Carvão
Gás
oxigênio
Gás
carbônico

4. Lei de Lavoisier
 No exemplo fictício usado, é suposto que há...
 No lado dos reagentes, 3 g de carbono (carvão puro) + 8 g
de oxigênio, resultando numa massa total de 11 g;
 No lado dos produtos, foi medido 11 g de gás carbônico.
 A massa da matéria inicial da reação, em ambiente
fechado, é igual a massa final. Assim concluiu o
químico Antoine Lavoisier (1743 – 1794), que através da
realização de diversos experimentos pôde observar
uma lei da natureza, que veio a ser conhecida como
lei da conservação de massas ou lei de Lavoisier.

5. Lei de Lavoisier
 As ideias dos experimentos de Lavoisier podem ser
ilustradas da seguinte forma:
 Primeiramente, um recipiente fechado (preenchido com
água) é colocado em cima de uma balança
extremamente precisa. Ao lado do mesmo, é colocado um
comprimido de ácido ascórbico (vitamina C). A balança
registrou um determinado peso;
 Após o primeiro passo, o comprimido foi colocado dentro
do recipiente. Fechou-se rapidamente o recipiente após ser
colocado o comprimido, para que o gás que o
comprimido de vitamina C libera seja aprisionado;

6. Lei de Lavoisier
 Após o comprimido ser totalmente dissolvido, o recipiente
foi colocado na balança. Resultado: a massa registrada
pela balança foi a mesma que a massa registrada no
primeiro passo.
 Essa idéia ilustra a lei de Lavoisier, que afirma o
seguinte:
Na natureza, nada se perde, nada se
cria; a matéria apenas se transforma.
A soma das massas antes da reação
é igual à soma das massas após a
reação.

7. Lei de Proust
 Joseph Louis Proust (1754 – 1826), a respeito do
comportamento da matéria nas reações, realizou
diversos experimentos. Usando o exemplo da formação
do gás carbônico para ilustrar a conclusão de Proust, se
tem as seguintes informações:
 1º experimento: 3 g de carbono se uniram com 8 g de
oxigênio 
 2º experimento: 1,5 g de carbono se uniram com 4 g de
oxigênio 
3
8
= 0,375
1,5
4
= 0,375

8. Lei de Proust
 3º experimento: 21 g de carbono se uniram com 56 g de
oxigênio 
 Em todas as reações pode-se observar que a divisão
entre as massas dos reagentes mantém sempre uma
proporção. Desta forma, define-se a ideia principal da
chamada lei de Proust:
21
56
= 0,375
Uma substância é formada por
substâncias mais simples, que
apresentam sempre uma proporção
definida.

9. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Com a lei de Proust e a lei de Lavoisier, podem ser
feitos os cálculos estequiométricos, que serão
exemplificados a seguir.
 Primeiramente, é dada a situação:
 “32 g de enxofre reagem com 32 g de O2, formando x g de SO2”.
 Após, o problema a ser resolvido:
 “Utilizando 64 g de enxofre, há a reação de y g de O2 e a
formação de z g de SO2. Quais são os valores de x, y e de z?”
 Com as leis anteriormente aprendidas, pode-se obter a
resolução do problema.

10. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Utilizando, primeiramente, a lei de Lavoisier:
 Reação: S + O2  SO2
 Pela lei de Lavoisier, é dito que o somatório da massa dos
reagentes é igual ao somatório da massa dos produtos.
Desta forma...
 32 g de enxofre + 32 g de oxigênio = 64 g de dióxido de enxofre
formados (valor de x obtido).
1
2
32 g 32 g x

11. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Utilizando a lei de Proust para obter o valor de y:
 A lei de Proust fala a respeito das proporções definidas.
Qualquer alteração em uma parte da equação química se
reflete nas outras partes:
 64 g de enxofre = dobro da quantidade de enxofre utilizada
inicialmente. Se a quantidade de enxofre foi dobrada, se faz o
mesmo com a quantidade de oxigênio utilizada:
32 g de S
64 g de S
2
32 g de O2
y g de O2
2
y = 64 g de O2

12. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Forma alternativa de obter o valor de y (regra de 3):
 Há uma lógica que permite, através do uso da matemática
e das informações fornecidas, obter o valor desejado:
 Multiplicam-se os valores ligados pelas linhas vermelhas,
construindo uma equação de primeiro grau cujo objetivo é
encontrar o valor de y:
32y = 2048 
32 g de enxofre 32 g de oxigênio
…produzem…
64 g de enxofre y g de oxigênio
y = 64 g de O2

13. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Obtendo o valor de z pela Lei de Lavoisier:
 64 g de enxofre + 64 g de oxigênio  z g de dióxido de
enxofre. O valor de “z” é o somatório da massa dos
reagentes: 64 + 64 = 128 g de dióxido de enxofre = valor de
z
 Obtendo o valor de z pela lei de Proust:
 Se a massa dos reagentes da primeira para a segunda
reação dobra, se faz o mesmo com seu produto.
 Massa do produto obtido primeiramente (valor de x) = 64 g.
Dobrando o valor deste, se obtém o valor de z  128 g de
dióxido de enxofre.

14. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Obtendo o valor de z pela regra de 3:
32 g de enxofre ou
oxigênio
64 g de dióxido de
enxofre
64 g de enxofre ou
oxigênio
z g
32 z = 4096
z = 128 g

15. Estequiometria (exemplos e
exercícios)
 Exercícios
1. Complete o quadro a seguir:
2. Qual a massa de FeS obtida em sua reação de formação,
sabendo-se que 8 g de enxofre são utilizados? Dados: S =
32 g ; Fe = 55,8 g
3. Num 1o experimento, 2 g de A combina-se com 8 g de B.
Num 2o experimento, 1,25 g de A combina-se com 5 g de
B. Estes valores estão de acordo com a Lei de Proust?
C + O2  CO2
12 g IIIIIIIIIIIIII ________ IIIIIIIIIIIIII 44 g
________ IIIIIIIIIIIIII 96 g IIIIIIIIIIIIII ________
3 g IIIIIIIIIIIIII ________ IIIIIIIIIIIIII ________

16. Respostas
1)
2) Fe + S  FeS
55,8 g + 32 g = 87, 8 g
C + O2  CO2
12 g IIIIIIIIIIIIII 32 g IIIIIIIIIIIIII 44 g
36 g IIIIIIIIIIIIII 96 g IIIIIIIIIIIIII 132 g
3 g IIIIIIIIIIIIII 8 g IIIIIIIIIIIIII 11 g
32 g de S
8 g de S
87,8 g de FeS
x g de FeS
32 x = 702,4
x = 21,95 g de FeS

17. Respostas
Ou ainda, pela lei de Dalton:
x = 87,8 ÷ 4  x = 21,95 g de FeS
3) Estão de acordo, pois os coeficientes coincidem:
32 g de S
8 g de S
4
87,8 g de FeS
x g de FeS
4
2
8
= 0,25
1,25
5
= 0,25
Experimento 1 Experimento 2