Colégio Integração Anglo
Uberlândia- MG
Disciplina: Química- Ciências da Natureza
Tema: Estequiometria: Cálculos com
fórmulas e equações químicas
PROFESSOR: LOURIVAL RODRIGUES DE SOUSA NETO
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Sumário

1 – Introdução

2 – Equação Química

3 – Alguns Padrões de reação

4 – Reações de Combustão

5 – Informações obtidas na Estequiometria

6 – Esquema

7 – Reagente Limitante

8 – Rendimento

9 – Bibliografia

10 – Exercícios

11 - Agradecimentos
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1. Introdução

Uma reação química significa uma transformação de uma substância em outras. As substâncias
que iniciam uma reação química são chamadas reagentes, enquanto que aquelas que são obtidas
são chamadas produtos da reação. Diz-se então que os reagentes são transformados nos
produtos. Uma equação química é a descrição global da reação química. Nela, constam as
fórmulas das substâncias reagentes e dos produtos formados.
Reagentes → Produtos
O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado
ESTEQUIOMETRIA — palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim =
medida.Para efetuarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções
existentes entre os elementos que formam as diferentes substâncias.
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2. Equação Química

É a maneira simples de representar uma reação. Nela temos reagentes
que são transformados em produtos
2𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2𝐻2 𝑂 𝑙 + 𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟
Reagentes
Produtos
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2. Equação Química
A equação química para a formação da água pode ser visualizada como duas moléculas de hidrogênio
reagindo com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água:
2𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2𝐻2 𝑂 𝑙 + 𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟
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2. Equação Química

Exemplos de reações
Coeficientes
estequiométricos
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Interpretação:
2:2
:
2 : 1
2K + 2H2O → 2KOH + H2
Interpretação:
Observação: Os coeficientes estequiométricos fornecem a proporção entre reagentes e produtos.
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2. Equação química
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2. Equação química
Lei da conservação da massa: Numa reação química os átomos não são destruídos
e nem são formados, eles se recombinam e formam substâncias diferentes.
Massa dos reagentes consumidos = Massa
dos produtos formados
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3. Alguns padrões de reação

Reações de combinação e de decomposição

Reações de combinação: Tem menos produtos que reagentes

Reações de decomposição: Tem menos reagentes que produtos
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g)
(a reação que ocorre em um airbag)
O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.
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3. Alguns Padrões de Reação
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4. Combustão
A combustão é a queima de uma substância em oxigênio do ar:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) + Energia (calor)
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5. Informações obtidas na estequiometria


Para obtermos informações na estequiometria devemos:

1º Coletar as grandezas fornecidas pelo enunciado;

2º Montar e balancear a equação química;

3º Relacionar as grandezas dadas com as exigidas(converter de massa para
mol, por exemplo);

4º Obter a relação estequiométrica entre o que é dado e o que é exigido;
Alguns exercícios trazem informações sobre:

Impurezas;

Reagente Limitante;

Rendimentos menores que 100%.
6. Esquema retirado do Livro Química
a ciência central 9ª edição
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7. Reagente Limitante

A equação química balanceada informa a proporção em mols, massa,
volume, etc entre as substâncias participantes

Se uma substância estiver fora (acima ou abaixo) da proporção irá haver
excesso e falta


Substância acima da proporção: Reagente em excesso

Substância abaixo da proporção: Reagente Limitante
De uma maneira simples e ideal, dizemos que limitante é aquele que é
totalmente consumido na reação.
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7. Reagente Limitante
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8. Rendimento

No cálculo estequiométrico, admite-se que uma reação pode alcançar 100% de
rendimento

Na prática, os químicos sabem que isso não ocorre!
Rendimento Teórico ≠ Rendimento real

O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade
de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico:
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9. Bibliografia
Mariano, R. MBA. Apresentação Processos industriais Inorgânicos
White, D,P. Química a ciência central 9ª edição. Capítulo 3 Estequiometria:
cálculos com fórmulas e equações químicas
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10. Exercícios
1) (Cesgranrio-RJ) A síntese da aspirina (ácido acetil-salicílico) foi uma das maiores conquistas
da indústria farmacêutica. Sua estrutura é:
Determine a porcentagem, em massa de carbono, do hidrogênio e do oxigênio na
aspirina. (Dados: massas molares (g/mol): C = 12, O = 16, H = 1)
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10. Exercícios
2) O açúcar comum, quando submetido a aquecimento, pode se transformar em carvão.
Foram realizados dois experimentos cujos dados constam da tabela a seguir:
Determine os valores de a, b e c.
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10. Exercícios
3) A queima do carvão pode ser representada pela equação:
carvão + oxigênio → gás carbônico
Sabendo-se que 12 g de carvão reagem exatamente com 32 g de oxigênio, pergunta-se:
a) Qual a massa de gás carbônico produzida na reação?
b) Qual a razão entre a massa de carvão e a de oxigênio que reagiram?
c) Se reagirmos 20 g de carvão com 32 g de oxigênio, qual será a quantidade de gás
carbônico produzida?
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10. Exercícios
4 (Unesp-SP) As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio (KO2)
sólido. Quando a máscara é usada, o superóxido reage com o CO2 exalado pela pessoa e
libera O2, necessário à respiração, segundo a equação química balanceada:
a) a massa de KO2, expressa em gramas, necessária para reagir com 0,10 mol de CO2.
b) o volume de O2 liberado nas CNTP, para a reação de 0,4 mol de KO2.
(massas molares — em g/mol: C = 12, O = 16; K = 39; volume molar dos gases (CNTP) = 22,4 L)
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10. Exercícios
5) (ENEM) O esquema a seguir ilustra o processo de obtenção do álcool etílico a partir da cana-de-açúcar. Em 1996, foram
produzidos no Brasil 12 bilhões de litros de álcool. A quantidade de cana-de-açúcar, em toneladas, que teve de ser colhida para
esse fim foi aproximadamente:
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10. Exercícios
6) Misturando 2g de hidrogênio e 32g de oxigênio em um balão de vidro e
provocando a reação entre os gases, obteremos:
(Dados: H = 1; O = 16)
a) 32 g de água com 2 g de oxigênio, que não reagiram.
b) 32 g de água com 1 g de oxigênio, que não reagiu.
c) 34 g de água oxigenada.
d) 34 g de água, não restando nenhum dos gases.
e) 18 g de água ao lado de 16 g de oxigênio, que não reagiram.
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10. Exercícios
7) O óxido de alumínio (Aℓ2O3) é utilizado como antiácido. Sabendo-se que a reação que
ocorre no estômago é
1Aℓ2O3 + 6HCℓ  2AℓCℓ3 + 3H2O,
a massa desse óxido que reage com 0,25 mol de ácido será de: (Al=27 O=16)
a) 3,25 g.
b) 4,25 g.
c) 5,35 g.
d) 6,55 g.
e) 7,45 g.
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10. Exercícios
8) Na obtenção de álcool a partir da sacarose, conforme a reação:
C12H22O11 + H2O
4C2H6O + 4CO2
Admitindo que o rendimento da reação seja de 80%, calcule a massa de
etanol obtida a partir de 10 mols de sacarose? (C=12 H=1 O=16)
a)1840 g
b) 1766,4 g
c) 1472 g
d) 1177,6 g
e) 368 g
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10. Exercícios
9) Uma das maneiras de produzir gás metano é reagir carbeto de alumínio
(Al4C3) com água, de acordo com a equação não–balanceada:
Al4C3(s) + H2O(l) → Al(OH)3(aq) + CH4(g)
Reagindo-se 384,0 gramas de carbeto de alumínio com 75% de pureza,
completamente com a água, o volume em litros de gás metano produzido
por essa reação, nas CNTP é: (Dados: Al=27 C=12 H=1 O=16)
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Soluções

Água  Solvente
O
H
O H
H
H
Moléculas
de água
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/upload/conteudo/images/
polaridade-da-agua.jpg. Acessp 06-8-2014 às 14:08 hs
Fonte: http://2.bp.blogspot.com/_ZkAsWfdkICY/R1vKHBhgnhI/AAAAAAAAA14/99R-BBnnMI/s400/agua.png Acesso às 14:11 no dia 06-08-2014
Fonte: https://encryptedtbn0.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcTDy6goy
VfcbwZEXm26ylCoj8RsJBUam1LjXU0evFZkRwyM3dO
SSg
Acesso às 14:15 hs no dia 06-08-2014
Fonte: http://s3.amazonaws.com/magoo/ABAAAejrIAE-2.jpg
Acesso 06-08-2014 às 14:00 hs
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Osmose