Estequiometria
Profa. Dra. Aline Rodrigues Soares
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Estequiometria
 Jeremias
Benjamim
RICHTER
foi
o
fundador
da
estequiometria, ou seja, a determinação das quantidades de
substâncias envolvidas numa reação química a partir da
equação correspondente.
 Estas quantidades podem estar expressas em massa,
quantidade de matéria, número de átomos ou volume de
substâncias, já que há uma correspondência entre as diversas
grandezas utilizadas.
É de extrema importância no laboratório e na indústria, pois
permite que se faça a previsão da quantidade de produtos que
serão obtidos da quantidade de reagentes necessária.
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
As transformações químicas (REAÇÕES)
estão
baseadas
em
duas
leis
fundamentais:
 CONSERVAÇÃO DAS MASSAS (LAVOISIER, 1774)
 PROPORÇÕES DEFINIDAS (PROUST, 1807)
As Leis Ponderais
1) LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA
• Antoine Laurent Lavoisier (1743 - 1794)
“NA NATUREZA NADA SE CRIA NADA SE
PERDE; TUDO SE TRANSFORMA.”
C(s) + O2 (g) CO2(g)
+
2) LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES OU LEI DE
PROUST:
Numa reação química a massa dos reagentes é igual a massa
dos produtos – Não há perda nem ganho de massa
H 2  1 O2  H 2O
2
2g
16g
11,1g
88,9g
18g
100g
Unidades de Medida
Unidades de Medida
Unidades de Medida
Leis Volumétricas (Gay-Lussac 1778-1850)
“Os volumes das substâncias participantes de uma reação química,
quando no estado gasoso e a uma mesma temperatura e pressão,
guardam entre si uma relação expressa por números inteiros e
pequenos”.
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
Relação entre os volumes dos gases:
1:1:2
“Volumes iguais de gases diferentes, à mesma pressão
e
temperatura, contêm o mesmo número de
moléculas.”
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
1mol = 22,4 L nas CNTP = 6,02 x 1023
Faça o balanceamento das equações químicas
abaixo:
a) Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
b) C12H22O11 → C + H2O
c) KClO4 → KCl + O2
d) Fe + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2
e) NaHCO3 → Na2CO3 +CO2 +H2O
Cálculo Estequiométrico
Definição: é o cálculo das quantidades de
substâncias produzidas ou consumidas numa
reação química.
EXEMPLOS:
1) Qual a massa de hidrogênio necessária para reagir totalmente com
8,4g de carbono?
C + H2 → CH4
2) Considere a reação química representada pela equação:
Fe2S3 (s) + H2O(l) + O2(g) → Fe(OH)3(s) + S(s)
a) Calcule a massa molar de todas as substâncias que participam da
reação.
b) Faça o balanceamento da equação.
c) Calcule a massa de Fe(OH)3, formada à partir de 500 g de Fe2S3.
d) Calcule o volume de O2 necessário para reagir com 300 g de Fe2S3.
3) Um operário faz, diariamente, a limpeza do piso de mármore de um
edifício com ácido muriático (HCl comercial). Sabendo-se que o ácido
ataca o mármore (CaCO3), desprendendo gás carbônico segundo a
equação:
CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2
a) Qual a massa molar do mármore (CaCO3), do ácido muriático (HCl),
do cloreto de cálcio (CaCl2) e do dióxido de carbono (CO2)?
b) Supondo que, em cada limpeza ocorre reação de 50,0 g de
mármore, qual a massa de gás carbônico formado?
4) As superfícies de alumínio recém preparadas reagem com oxigênio
para formar uma camada dura de óxido, que protege o metal de
posterior corrosão. A reação é:
Al + O2 → Al2O3
a) Calcule a massa molar das substâncias envolvidas na reação?
b) Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 0,300 mols
de alumínio?
1) Qual a massa de água obtida pela reação completa entre 4,0 g de
H2 e 40 g de O2, se o rendimento da reação for de 75%?
2) Fazendo-se reagir 158 g de Na2S2O3 com quantidade suficiente de I2,
segundo a reação:
2 Na2S2O3 + I2 → 2 NaI + Na2S4O6
obteve-se 105 g de Na2S4O6. Qual o rendimento da reação?
3) Um químico pegou 12,25 g de ácido sulfúrico que foram totalmente
neutralizados por hidróxido de sódio, numa reação que apresenta um
rendimento de 80%. Qual a MASSA de sulfato de sódio obtida?
NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(s) + H2O(l)