1) Este documento descreve os conceitos e cálculos da estequiometria química, incluindo a escrita e balanceamento de equações químicas. 2) Dois exemplos mostram como usar proporções estequiométricas para calcular quantidades de substâncias envolvidas em reações. 3) Um experimento de laboratório é descrito para verificar a reação de um comprimido antiácido e calcular seu teor de bicarbonato de sódio.

1. Estequiometria
Nome: Emilyn Pereira de Lima
Nº: 11
Serie: 1º C
Professora : Vânia
Data: 15/10/2016
Disciplina: Química

2. Estequiometria
• Cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que
participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas
correspondentes.
• Utilizamos o cálculo estequiométrico quando desejamos descobrir a quantidade
de determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou
produtos.
• Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos,
como:
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.

3. Exemplo I
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
• 1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2O
• 2° Balancear a equação:
2 H2 + O2→ 2 H2O
• 3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2→ 2 H2O
4 g ---- 32 g
8 g ---- x g
x = 64 g
2 H2 + O2→ 2 H2O
8 g+ 64 g = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.

4. Exemplo II
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e entram em combustão.
Quantas moléculas de O2 serão consumidas nesta reação?
• 1° escrever a reação:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
• 2° balancear a equação:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
• 3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C2H6O -------- 3 mols de O2(g)
7 mols de C2H6O -------- x
x = 21 mols de O2
• Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O2 são consumidas na reação

5. Prática em laboratório
• Objetivo: verificar a reação envolvida na efervescência de um comprimido
antiácido em água e calcular o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) a
partir da massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência.
• Materiais e reagentes: 1 comprimido antiácido efervescente; Um copinho
descartável de tomar café; Água; Balança simples.
• Procedimento Experimental: 1º) Coloca-se água até a metade do copinho
descartável; 2º) Pesa-se na balança o copo com água e também o comprimido
antiácido ainda na embalagem; 3º) Anota-se essa massa, que será considerada
a massa inicial (m1); 4°) Coloca-se o comprimido na água, tomando o
máximo cuidado para não haver perda de material (para isso, é bom tampar a
boca do copo descartável com a embalagem do comprimido); 5º) Pesa-se
novamente o conjunto; 6º) Anota-se a massa final (m2)

6. Prática em Laboratório
• Resultados: O primeiro passo para resolver os problemas estequiométricos é escrever a equação que
descreve a reação que ocorreu. No caso do comprimido antiácido, a efervescência é resultado da reação
do bicarbonato de sódio (NaHCO3) com algum ácido contido no comprimido, geralmente o ácido cítrico
(H3C6H5O7). Assim, ocorre a liberação do dióxido de carbono (CO2) produzido nessa reação. Forma-se
também o dihidrogenocitrato de sódio (NaH2C6H5O7):
• NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → NaH2C6H5O7(aq) + H2O(l) + CO2(g)
• Com a reação em mãos e os dados obtidos no experimento, pode-se descobrir a quantidade de massa do
dióxido de carbono (CO2) que se desprendeu por diminuir a massa inicial pela final:
• m (CO2) = m1 - m2
• Com a massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência, e com as massas molares (M) de
NaHCO3 e de CO2 em mãos, é possível atingir o principal objetivo desse trabalho, que é calcular o teor de
bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente no comprimido. Para tal é só fazer uma regra de três simples,
conforme mostrada abaixo:
• M (NaHCO3) -------- M (CO2)
• M (NaHCO3) -------- m (CO2)
• De onde resulta a massa do bicarbonato:
• m (NaHCO3) = m(CO2). M (NaHCO3)
• M (CO2).