O documento discute conceitos fundamentais de estequiometria como: 1) Leis das reações químicas e balanceamento de equações; 2) Conceitos de mol, massa atômica, massa molecular e massa molar; 3) Cálculos estequiométricos utilizando leis químicas e regra de três.

1. Reações Químicas
Massa Molar
Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva

2.  Reações químicas: aspectos quantitativos;
 Leis das combinações químicas;
 Equações químicas: Balanceamento;
 Mol: conceito e utilização;
 Massa atômica;
 Massa molecular;
 Massa molar;
 Estequiometria.

3. Um dos primeiros aspectos estudados nas reações
químicas foi a relação quantitativa entre as substâncias
que intervinham: as leis de combinação química.
Estudaremos os princípios básicos no estudo da relação
entre as quantidades de substância que intervêm numa
reação química (estequiometria).

4. 1-Lei da conservação da massa (ou de Lavoisier)
2-Lei das proporções constantes (ou de Proust)
3-Lei das proporções múltiplas (ou de Dalton)

5. “Numa reação química a massa dos reagentes é
igual à massa total dos produtos dessa reação.”
Num sistema fechado, quando duas ou mais
substancias reagem entre si, a massa total dos
produtos é igual a soma das massas das
substâncias reagentes.

6. Ou de maneira mais simples e já popularizada:
“Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se
transforma”
Durante as reações químicas não há criação nem
perda de massa; o que ocorre é a transformação
das substâncias reagentes em outras substâncias.

7. Exemplo:
Duas substâncias, uma com 15g de massa e outra com
13g, reagiram entre si num sistema fechado. Da
reação surgiram dois produtos: um gasoso e outro
sólido. Sabendo-se que o produto sólido tem massa de
10g, calcule a massa do gás que se desprendeu da
reação.

8. Resolução:
massa dos reagentes massa dos produtos
A + B → C + D
15g 13g 10g x
15g + 13g = 10g + x
28g = 10g + x
x = 28g – 10g
x= 18g
R.: O gás que se desprendeu tem massa de 18g.

9. “Quando duas ou mais substancias se combinam
para formar um composto, elas devem guardar entre
si proporções certas e definidas”
Você vai fazer um bolo e com a quantidade de
ingredientes que você fez o bolo não deu para todo
mundo. Daí pra fazer outro bolo que seja três vezes
maior e com o mesmo sabor que o outro você precisa
multiplicar a quantidade dos ingredientes três vezes.

10. Da mesma maneira, se você quiser fazer um bolo que
seja a metade do primeiro, a medida de cada
ingrediente devera ser dividida por dois.
O raciocínio que fizemos para o caso do bolo é feito
também pelos químicos ao realizar uma
reação química. Isso porque quando duas substancias
reagem para formar um composto elas devem ser
combinadas em quantidades proporcionais.

11. Exemplo: Para obter sulfeto de ferro, devemos
combinar o ferro e o enxofre na seguinte proporção: 7
partes de ferro para 4 partes de enxofre. Assim obtemos
11 partes de sulfeto de ferro.
De acordo com a lei temos:
7g de ferro + 4g de enxofre → 11g de sulfeto de ferro
Fe + S → FeS
Combinado 9g de ferro com 4g de enxofre, ainda assim
conseguimos 11g de sulfeto de ferro, mas sobram 2g de
ferro.

12. Da mesma maneira, ao combinar 7g de ferro com 5g
de enxofre, iremos obter também 11g de sulfeto de
ferro, mas agora sobrará 1g de enxofre.
Observe que, nessa combinação, a quantidade de ferro
e enxofre pode ser diferente de 7g e 4g,
respectivamente, mas ambas as substâncias reagem
sempre na relação de 7 para 4.
Então pergunta-se: Por que a proporção das
substancias reagentes para a formação do sulfeto de
ferro é de 7 partes de ferro para 4 partes de enxofre?

13. Essa relação pode ser também conseguida pela massa
atômica dos elementos. Como a massa atômica do
ferro é 56 e a do enxofre é 32. Temos a proporção:
56:32
Para simplificar, dividimos cada um desses números
pelo máximo divisor comum, que é 8, e chegamos ao
seguinte resultado: 7:4
Assim podemos concluir que na formação desse
composto, os elementos com maior massa atômica
participam em maior proporção.

14. "Em uma mistura gasosa, a pressão de cada
componente é independente da pressão dos demais, a
pressão total (P) é igual à soma das pressões parciais
dos componentes".
PT = P1 + P2 + P3 +... + Pn

15.  Exemplo: Sabemos que o ar atmosférico é composto
essencialmente, na prática, de 78,8% de Nitrogênio e
de 20,95% de oxigênio. Assim sendo, e aplicando-se a
Lei de Dalton, podemos dizer que a expressão total do
ar atmosférico, 760 mmHg ao nível do mar, é
representada em seu 1/5 pela pressão parcial de
oxigênio. Então podemos dizer que.

16. PT (760 mmHg) = TO2 (1/5 de 760 = 150) + TN2 (4/5
de 760 = 593)
PT = 150 + 593 = 743 mmHg
Resumindo: A tensão parcial de O2 ao nível do mar é
152 mmHg e a tensão parcial do N2 ao mesmo nível é
de 608 mmHg.

17. O balanceamento de equações químicas consiste
em igualar o número de elementos do produto com
os reagentes.
Consiste em erros e acertos dos coeficientes.
Sempre balancear pela ordem abaixo:
1o) Metais;
2o) Ametais;
3o) Carbono;
4o) Hidrogênio;
5o) Oxigênio.

18. HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + H2O
H2CO3 + Al(OH)3 → Al2(CO3)3 + H2O
3 1 1 3
3 2 1 6

19. Do latim, Mol indica amontoamento de pedras, que
estão no mar. Já na química a palavra Mol indica o
amontoamento de partículas, como por exemplo,
átomos, elétrons, moléculas entre outras. Se tratando
desse amontoado, podemos dizer que ele sempre irá
conter 6,02. 1023 unidades. Vejamos:
Um mol de moléculas são 6,02. 1023 moléculas.
Um mol de elétrons são 6,02. 1023 elétrons.
Um mol de grãos são 6,02. 1023 grãos.

20. Para exemplificar melhor:
6,02. 1023 moléculas de O2: 32 g/mol.
6,02. 1023 moléculas de H2: 2 g/mol.
6,02. 1023 moléculas de H2O: 18 g/mol.
6,02. 1023 moléculas de NaCl: 58,5 g/mol.
6,02. 1023 moléculas de NaOH: 40 g/mol.

21. Massa atômica é a média dos números de
massas (representada pela letra A) do isótopos de um
determinado elemento químico, ponderada pela
ocorrência de cada isótopo. Número de massa (A) é a
soma de prótons e neutrons do núcleo de um átomo,
medida em unidade de massa atómica, representado
por u.m.a. (unidade de massa atômica) ou
simplesmente u.

22. Exemplo: Massa atômica do cloro (Cl):

23. Conforme vimos, levando em consideração a ocorrência
na natureza, sabe-se que a massa atômica do elemento
Cloro é de 35,45 u.
Pela definição de "u" (unidade de massa atômica)
corresponde a 1/12 da massa do Carbono-12. Como a
massa atômica é expressa em "u", ela indica quantas
vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa
de Carbono-12.

24. Massa molecular é a massa da molécula dessa
substância expressa em u. Indica quantas vezes a
massa da molécula dessa substância é maior que a
massa de 1/12 do átomo de 12C.
A massa molecular de uma substância é
numericamente igual à soma das massas atômicas de
todos os átomos da molécula dessa substância.

25. Exemplo:
massa molecular do Cl2
m.m. = 35,45 x 2 =
m.m. = 70,9 u

26. Massa molar é a massa de substância que contém
6,02.1023 entidades representadas pela fórmula
dessa substância. É comumente expressa em g/mol
ou g.mol-1.
Quando perguntamos qual a quantidade de X...,
estamos perguntando quantos mols de X....

27. Exemplo: Calcule a massa molar do ácido sulfúrico
(H2SO4)
2.H = 2.1g/mol = 2 g/mol
1.S =1.32g/mol = 32 g/mol
4.O = 4.16g/mol = 64 g/mol
H2SO4
massa molar H2SO4 = 98 g/mol
+

28. Conceito: Estequiometria é o cálculo da
quantidade de reagentes e produtos da reação,
baseado nas leis das reações químicas.
Regra geral:
1. Escrever a reação química;
2. Acertar os coeficientes;
3. Estabelecer uma regra de três.

29. Exemplo: Calcular a massa de óxido cúprico a
partir de 2,54 g de cobre metálico. Dados: Cu =
63,5 e O = 16 g/mol.
1º) Vamos escrever a reação química:
Cu + O2 → CuO
2º) A equação está desbalanceada, acertemos os
coeficientes: 2Cu + 1O2 → 2CuO
3º) E agora? Como calcular a massa de óxido
cúprico? É fácil, é só fazer a regra de três das
partes envolvidas.

30. 2 Cu + 1O2 → 2CuO
Mol 2.63,5 2.79,5
127 159
Massa 2,54 x
127.x = 159.2,54 → 127.x = 403,86
A massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de
cobre metálico é = 3,18 g