Estequiometria
Cálculos com fórmulas e equações químicas
José Acácio Bertogna Júnior
Murilo Santos Ferreira
Tópicos
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Equações Químicas
Reatividade Química
Massas Atômicas e Moleculares
O mol
Análise Química e Fórmulas Empíricas
Informações Quantitativas e Equações Equilibradas
Reagentes Limitantes
Introdução
Estequio | metria
(elemento) | (medida)
A estequiometria é a análise quantitativa dos
reagentes e dos produtos envolvidos numa reação.
Lei de Lavoisier (Lei da Conservação de Massa):
“Podemos estabelecer, como axioma
incontestável, que em todas as operações
artificiais e naturais nada se cria; a
quantidade de matéria que existe antes
de uma experiência é igual à quantidade
que existe depois da experiência.”
Esta lei dá origem à estequiometria.
1 – Equações Químicas
São uma representação das reações químicas.
Exemplo: 2 H2(g) + O2(g)  2 H20(g)
- O número localizado à esquerda de cada substância é
chamado coeficiente. Indica sua proporção na reação.
- O número menor, escrito do lado direito de cada elemento é
chamado índice. Indica sua proporção na substância.
- O sinal “+” pode ser lido como “reage com”.
- O sinal “” pode ser lido como “e forma”.
- Pode-se usar (g), (l), (s) e (aq) ao lado da substância para
indicar o seu estado físico na reação.
- É importante que as equações estejam balanceadas para não
haver erro nos cálculos.
Exemplo: CH4 + O2  CO2 + H20
(não balanceada)
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H20
(balanceada)
- O balanceamento é normalmente feito por tentativa e erro.
- Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma
equação.
2 - Reatividade Química
- A participação da Tabela Periódica
A tabela periódica traz relações que ajudam a medir ou
prever o resultado de uma reação. Um exemplo de relação
encontrada na tabela periódica é a reatividade.
Observe a reação: 2 K(s) + 2 H2O(l)  ?
Sem a tabela periódica, seria difícil prever se a reação
ocorre ou não. Mas fazendo seu uso poderíamos
perceber que: 2 K(s) + 2 H2O(l)  2 KOH(aq) + H2(g)
- Combustão ao Ar
É uma reação rápida
produzindo chama. O oxigênio
atua como reagente. O gás
carbônico e a água são
produtos.
Se acaso o O2 for insuficiente,
ocorre uma combustão
incompleta formando CO
(monóxido de carbono) ou C
(fuligem).
- Reações de Combinação e Decomposição
As reações de combinação ocorrem quando duas ou mais
substâncias se “juntam” dando origem a uma única outra.
Exemplo: 2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s)
Já as reações de decomposição ocorrem quando uma
única substância dá origem à outras. Exemplos:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g)
3 – Massas Atômicas e Massas
Moleculares
Há muito tempo, sabe-se que os elementos possuem massas diferentes,
por isso foi criada a escala de massa atômica.
- A escala de massa atômica
 Define-se 1/12 da massa do Carbono 12 como sendo 1 u
(unidade de massa atômica).
 1 u = 1,66054 x 10-24 g
 1 g = 6,02214 x 1023 u
- Massas Atômicas Médias
- Necessárias devido à existência de
isótopos.
- São uma média ponderada das massas
atômicas de cada isótopo de acordo com
sua abundância relativa.
Exemplo: 98,892% do carbono
encontrado na natureza possui 12 u e
1,108% possui 13 u. Portanto, sua
massa atômica média pode ser calculada
da seguinte forma:
(0,98892)(12 u) + (0,01108)(13 u) = 12,011 u
- Composição Percentual a partir das Fórmulas
A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento
em determinada substância.
Exemplo: C12H22O11
% C = (12 x (12,0 u) x 100) / 342 u = 42,1%
% H = (22 x (1,0 u) x 100) / 342 u = 6,4%
% O = (11 x (16,0 u) x 100) / 342 u = 51,5%
4 – O mol
Sempre usamos um número muito grande de átomos ou moléculas
em um laboratório, por isso seria muito difícil contá-los em unidades,
dezenas, dúzias ou até mesmo centenas. Por isso a medida mais
comum é o mol.
“Um mol se define como a quantidade de matéria que contém tantas
partículas (átomos, moléculas, íons, etc.) quantos forem os átomos
presentes em exatamente 12 gramas de ¹²C.”
1 mol = 6,0221367 x 10²³ partículas
- Massa Molecular
É uma relação entre unidades de massa atômica e gramas.
Exemplos:
1 átomo de ¹²C pesa 12 u, 1 mol de ¹²C pesa 12 g.
1 átomo de 24Mg pesa 24 u, 1 mol de 24Mg pesa 24 g.
1 átomo de 197Au pesa 197 u, 1 mol de 197Au pesa 197 g.
5 – Análise Química e Fórmulas
Empíricas
- A fórmula empírica trata de uma proporção entre a
quantidade de cada átomo de uma molécula.
Exemplo: C6H12O6  Glicose
CH2O
 Fórmula empírica da glicose
- A fórmula molecular pode ser obtida através da
multiplicação dos índices de cada elemento por uma
constante de proporcionalidade.
Exemplo: C(6x1)H(6x2)O(6x1) = C6H12O6
- Análise por Combustão
- É feita por uma aparelhagem que determina a massa de
H2O e CO2 liberada na queima total de substâncias
contendo carbono ou hidrogênio.
- Pode ser usada para determinar a porcentagem de cada
elemento da substância analisada.
6 – Informações quantitativas nas
Equações Equilibradas
“Os números de uma equação química
equilibrada podem ser interpretados como
números relativos de moléculas (ou de unidades
formais) que participam da reação ou como
números relativos de mols.”
7 – Reagentes Limitantes
- Diz-se limitante daquele reagente que limita a
quantidade de produto a ser formado na
reação, isto é, reagente que é completamente
consumido numa reação. Os outros reagentes
são chamados “reagentes em excesso”.
Ex: 2 H2 + O2  H2O (equação balanceada)
se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2
será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O2.
- Produção teórica
A quantidade de produto que se determina por cálculo a partir do
consumo do reagente limitante é chamada produção teórica. Esta
é sempre maior do que a real, uma vez que o rendimento
normalmente é inferior a 100%.
Observação: pode haver caso de rendimento 100%, assim sendo,
a produção teórica será igual à real.
Rendimento Percentual = Produção real x 100 / Produção teórica
Exemplo: 4,70 g x 100 / 4,92 = 95,5%
Referência Bibliográfica
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Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 7ª
edição
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