TUTORIAL – 9B
Data:
Aluno (a):
Série: 3ª
Ensino Médio
Turma:
Equipe de Química
QUÍMICA
ESTEQUIOMETRIA
A palavra “estequiometria” deriva das palavras gregas stoicheim (elemento) e metria (medida),
significando, então, a medida dos elementos químicos.
A estequiometria é o estudo quantitativo da composição química das substâncias e de suas
transformações.
Antes de verificar como esses cálculos podem ser feitos, é preciso relembrar as fórmulas das
substâncias, as equações químicas e o balanceamento dessas equações.
Fórmulas químicas
Numa substância pura qualquer, a proporção de cada elemento é constante, e isso possibilita que ela
possa ser representada por uma fórmula. Por exemplo, toda e qualquer água é composta por moléculas
em uma proporção de dois hidrogênios para um oxigênio. Podemos representar a água pelo símbolo do
elemento e usar um número como subíndice para indicar quantos daquele elemento formam a
substância. No caso da água, hoje sabemos que cada molécula é formada por dois hidrogênios e um
oxigênio. Portanto, sua fórmula molecular correta é H2O. Pela fórmula molecular, podemos saber quais
são os elementos formadores da substância e quantos átomos, de cada elementos formam cada
molécula.
Fórmula mínima ou empírica
A fórmula mínima representa a proporção mínima entre os átomos formadores de uma substância.
Ela indica quais são os elementos formadores da substância, diz em que proporção eles se encontram,
mas não confirma a quantidade exata de átomos que formam a molécula da substância.
Por meio da fórmula molecular é possível determinar a fórmula mínima de qualquer substância.
Substâncias moleculares (somente ligações covalentes) são representadas por fórmulas moleculares,
desde que se conheça o número de átomos de cada um dos elementos. No entanto, para substâncias
que não são moleculares e, portanto não são formadas por moléculas, a única representação possível
é por meio da fórmula mínima ou empírica.
A fórmula mínima dos compostos iônicos representa a proporção mínima na qual a quantidade de
cargas positivas é igual à quantidade de cargas negativas.
A determinação das massas.
A massa atômica.
É relativa a um único átomo, e sua unidade de medida é a unidade de massa atômica u. No entanto, é
muito comum um elemento apresentar vários isótopos. Assim, em vez de colocar a massa individual de
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cada um dos isótopos, faz-se uma média ponderada da incidência de cada um na natureza e apresentase uma massa média ponderada.
A massa molecular
Diz respeito à massa de uma molécula e pode ser obtida somando-se a massa individual de cada
átomo que a compõe.
Ex: Para cada molécula de H2O é formada por dois hidrogenios e um oxigênio, portanto, conhecendose a massa individual desses átomos é possível determinar a massa da molécula.
Hidrogenio- 1u
Oxigenio- 16u
Logo a massa de uma molécula de H2O é 1u+1u+16u =18u
A massa molar
É a massa de um mol de uma substância. A definição de mol estabelece a quantidade de matéria
equivalente a exatamente 0,012 kg do isótopo de C-12, isto é 0,012 kg de C = 1 mol. A massa é
estabelecida em quilograma (kg) porque é a unidade-padrão do sistema Internacional (SI) no entanto,
0,012 kg é igual a 12 g.
Podemos estabelecer que a massa molar é a massa de um mol de matéria. Para o C-12, a massa
molar é 12 g/mol ou, como é recomendado 12 g/mol. Isso significa que em 12 g de carbono existem
6,02x1023 átomos de carbono.
LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA ( Lavoisier)
No século XVIII, Antoine Laurent Lavoisier fez uma série de experimentos, em ambientes fechados,
nos quais as substâncias participantes da reação eram cuidadosamente pesadas antes e depois da
reação. A observação mais importante foi que Lavoisier não encontrou nenhuma alteração na massa
após a reação ser finalizada. Desse modo, ele propôs que, durante uma reação química, a massa que
existe antes é igual à massa que existe após a reação. Essa proporção é conhecida como lei da
conservação das massas.
Quando uma reação química é realizada em um recipiente fechado, a massa dos produtos é igual à
massa dos reagentes.
Hoje em dia, podemos interpretar a lei de Lavoisier por meio de equações químicas. Quando as
substâncias envolvidas em uma reação puderem ser representadas por fórmulas, então
representaremos a reação por meio de uma equação química.
Ex.: A queima ideal de álcool (aproximadamente um tanque de combustível) com oxigênio produz gás
carbônico e água. Sabendo-se que cada 46 kg de álcool reagem com 96 kg de oxigênio, produzindo 54
kg de água, qual é a massa de gás carbônico lançada na atmosfera?
Resolução: Considerando a lei da conservação das massas, temos:
Álcool + oxigênio  gás carbônico + água
CH3CH2OH + 3 O2  2CO2 + 3H2O
1x 46 (46g) + 3x32(96g)  2x44 (88g) + 3x18(54g)
m álcool + m oxigênio = m gás carbônico + m água
46 kg + 96 kg = m gás carbônico + 54 kg
m gás carbônico = 88 kg.
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LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS ( Proust)
Joseph Louis Proust descobriu que um composto, quando purificado, continha sempre os mesmos
elementos na mesma razão entre as massas (composição fixa )
Podemos usar a decomposição da água em gás hidrogênio e gás oxigênio como exemplo para
esclarecer a proposição de Proust.
Relações fixas na proporção em massa a decomposição da água.
Massa de
água
Água decomposta 2 H2O
18 g
18 g
36g
36 g
100g
100 g
hidrogênio
2H2
2g
4g
11,11g
+
oxigênio
O2
16g
32g
88,89g
Pelos resultados obtidos, notamos que a decomposição de 18 g de água produz 2 g de hidrogênio e
16 g de oxigênio. Quando a massa de água decomposta é dobrada (36g), notamos que a massa de
hidrogênio e de oxigênio também dobra (4g e 32 g, respectivamente); quer dizer, a proporção é a
mesma. O mesmo acontece para qualquer massa utilizada na decomposição da água. A proporção dos
elementos que compõem a água é sempre a mesma. A água é sempre formada por 88,89% de
oxigênio e 11,11% de hidrogênio e podemos representar essa proporção na seguinte forma algébrica.
18 = 2 = 16 ou 18 = 2 = 16 ou 36 =
4
= 32
36 4 32
100 11,11 88,89
100 11,01
88,89
Essa constatação originou a lei da composição constante, ou lei das proporções definidas, enunciadas
por Proust em 1808.
Exemplo: De acordo com a equação abaixo, qual a massa de gás carbônico produzida na queima de 5
kg de carvão- C(s) ?
C(s) + O2(g)  CO2 (g)
12 g
32 g
44g
Utilizando as proporções definidas, temos:
12 g
32 g 44 g
5kg
x
Y
Logo, 12g x Y = 5 kg x 44 g
y= 18,38 kg
Cálculos estequiométricos
Com uma equação química balanceada e com base na lei da conservação das massas e na lei das
proporções definidas, podemos realizar cálculos para determinar quanto de reagente vai ser gasto ou
quanto de produto será formado em uma reação.
A equação química balanceada traz a proporção em mols das substâncias. No entanto é possível
transformar essas quantidades em massa ou volume (no caso de gases). A massa de cada substância
pode ser obtida conhecendo-se a massa de cada elemento. O volume de um mol de qualquer gás ideal
nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) é igual a 22,7 L. Para determinar o volume
em outra condição basta usar a equação dos gases ideais (P x V = n x R x T).
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Relação em massa
1) Quanto de massa de gás carbônico será lançada na atmosfera pela queima de um tanque de álcool
de 55 litros ( aproximadamente 1000 mols de álcool)?
Resolução:
CH3CH2OH(l) + 3 O2  2CO2(g) + 3H2O(g)
Cada 1 mol de álcool produz - 88 g CO2 (2 mols)
1000 mols de álcool produzirão - X g de CO2
X= 1000 x 88 mol g = 88000g ou 88 kg de CO2
Relação em volume
Que volume de gás carbonico, nas condições normais de temperatura e pressão, será lançado na
atmosfera. Quando houver a queima de 100 L de álcool?
Dado: densidade do álcool = 0,8 g mL-1
Resolução: Primeiramente, precisamos transformar 100 L ( 100.000mL) em massa.
D= m/v m = 0,8x100.000 g.mL= 80 kg
Cada 46 g de alcool produz 2 x 22,7 L de CO2
80000 g de álcool
----- x L de CO2
x= 78956,5 L de CO2
Exercícios:
1. Considere a reação representada por:
2NH4 (aq)  H 2 PtCl6 (aq)  ( NH4 ) 2 PtCl6 (s)  2H  (aq)
precipitado amarelo
Esse precipitado amarelo, quando aquecido, libera cloro, Cl2 (g), amônia, NH3 (g) e HCl (g) (esses
últimos podem produzir NH4Cl (s)), restando Pt(s) como resíduo. Na decomposição total de 1 mol de
(NH4)2PtCl6 (s) a quantidade, em mols, de cloro (g), amônia (g) e cloreto de hidrogênio (g) é,
respectivamente, igual a
a) 2, 2 e 2.
b) 2, 2 e 1.
c) 2, 1 e 2.
d) 1, 3 e 2.
e) 1, 2 e 3.
2. A azia é muitas vezes devida a uma alteração no pH do estômago, causada por excesso de ácido
clorídrico. Antiácidos como o leite de magnésia neutralizam este ácido. O leite de magnésia apresenta
em sua composição 64,8 g de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, por litro da suspensão. A quantidade de
ácido que será neutralizada se uma pessoa ingerir duas colheres de sopa (volume total de 9 mL) de
leite de magnésia é:
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a)
b)
c)
d)
e)
0,02 mols.
20 mols.
200 mols.
0,01 mols.
0,58 mols.
3. Em um laboratório de química, amostras de metais de alta pureza, rotuladas com os números I, II, III
e IV foram submetidas a testes químicos e físicos para sua identificação. Sabe-se que as amostras são
de alumínio, cobre, magnésio e zinco, não necessariamente nessa ordem.
TESTE 1: determinação da densidade a 20 ºC
A massa da amostra II (10,80 g) foi determinada em uma balança semi-analítica e o seu volume foi
determinado por meio do deslocamento de água destilada em uma proveta de 22,5 mL para 26,5 mL.
Dados de densidade a 20 ºC
metal
Al Cu Mg Zn
3
densidade(g/cm ) 2,7 8,9 1,7
7,1
TESTE 2: Reação com solução de HCl
Foram testadas as amostras III e IV. A amostra III não reagiu no teste, enquanto que 9,72 g de amostra
IV reagiram completamente com excesso de solução de HCl, produzindo 0,40 mol de gás hidrogênio.
A partir dos resultados, pode-se afirmar que as amostras I e IV referem-se, respectivamente, às
amostras dos metais
a)
b)
c)
d)
e)
alumínio e cobre.
alumínio e magnésio.
cobre e alumínio.
magnésio e zinco.
zinco e magnésio.
4. (Ufla MG/2006/1ªFase)
Compostos de sal e água combinados em proporções definidas são chamadas hidratos e a água a eles
associada é água de hidratação. 2,7 g do hidrato FeCl3 . XH2O fornecem, por aquecimento, 1,62 g de
FeCl3 anidro. O número de águas de hidratação do hidrato é
a)
b)
c)
d)
e)
2
6
1
3
5
5. O óxido de magnésio é indicado como alternativa para diminuir a liberação de SO 2 para a atmosfera.
O referido fenômeno pode ser traduzido por meio da equação (não-balanceada) abaixo:
MgO(s) + SO2(g) + O2(g)

MgSO4(s)
A respeito do fenômeno são feitas a seguintes afirmativas:
I-
O produto deve conduzir a corrente elétrica quando dissolvido em água ou após fusão.
II-
Para cada mol de SO2 são necessários 2 mols do MgO.
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III- O MgO é um óxido básico enquanto o SO2 é um óxido ácido.
IV- Para tratar 1 tonelada de SO2 é necessário 1tonelada de MgO.
V- Ao final do processo, encontraremos uma substância composta de elevado ponto de ebulição.
São verdadeiras:
a)
b)
c)
d)
e)
apenas IV e V.
I, II e V.
II, III e IV.
I, III e V.
II, III e IV.
6. Ácido fosfórico impuro, para uso em preparação de fertilizantes, é produzido pela reação de ácido
sulfúrico sobre rocha de fosfato, cujo componente principal é Ca3(PO4)2. A reação é:
Ca3 (PO4)2 (s) + 3 H2SO4 (aq)  3 CaSO4 (s) + 2 H3PO4 (aq)
Quantos mols de H3PO4 podem ser produzidos pela reação de 200 kg de H2SO4?
(Dados: Massas molares (em g/mol): H=1; O=16; S=32; P=31; Ca=40)
a)
b)
c)
d)
e)
2.107 mol
1.361 mol
95,4 mol
954,3 mol
620 mol
7. No processo da fotossíntese a planta absorve gás carbônico (CO2(g)) e libera oxigênio (O2(g)), de
acordo com a reação:
6CO2(g) + 6H2O(l)
C6H12O6(s) + 6O2(g)
A alternativa correta em relação a esse fenômeno é:
a)
b)
c)
d)
e)
O número de moléculas de água é 1/2 do número de moléculas de glicose.
O número de moléculas do produto é igual ao número de moléculas de água.
A planta requer 1mol de CO2(g) por mol de O2(g) liberado.
O número de mols do gás carbônico é igual ao número de mols da glicose.
A reação química não está balanceada corretamente.
8. Um produto farmacêutico com propriedades antiácidas pode ser preparado à base de hidróxido de
alumínio. Esse produto é usado para reduzir a acidez estomacal provocada pelo excesso de ácido
clorídrico, de acordo com a reação de equação não balanceada:
Al(OH)3  HCl  AlCl3  H2O
Se bebermos 3,90 g de hidróxido de alumínio, o número de mols do ácido clorídrico, neutralizado no
estômago, é igual a:
a)
b)
c)
d)
0,30
0,15
0,10
0,05
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9. Considere o composto denominado nitroglicerina, obtido misturando-se o 1, 2, 3 – propanotriol
[CH2(OH) CH(OH) CH2(OH)]
com ácido nítrico (HNO3).
H 2C
O
NO 2
HC
O
NO 2
H 2C
O
NO 2
(nitroglicerina)
É um óleo levemente amarelado, altamente suscetível ao choque. Com agitação explode liberando
enorme quantidade de energia e enorme volume gasoso.
4 C3H5N3O9 ()  6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g)
Dados: Massas molares (g/mol)
ácido nítrico .................. 63
1, 2, 3 – propanotriol .... 92
nitroglicerina ................ 230
Volume molar de gás à temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm = 25 L/mol
Considere a explosão de 9,2 kg (40 mols) de nitroglicerina em ambiente cuja pressão é de 1 atm e
temperatura de 25ºC. Os gases produzidos, inicialmente a altas pressões e temperaturas atingem, no
final, temperatura e pressão ambiente. O vapor d’água é praticamente todo condensado. Nessas
condições, o volume gasoso formado, em L, é da ordem de:
a) 4,8
b) 4,8  101
c) 4,8  102
d) 4,8  103
e) 4,8  104
10. Para se determinar o número de moléculas de água de hidratação do sulfato de sódio hidratado,
um químico aqueceu 16,08 g desse sal até a desidratação completa, obtendo 8,52 g do sal anidro, ou
seja, desidratado. A razão entre a quantidade de mol de moléculas de H2O e a quantidade de mol de
fórmulas unitárias de Na2SO4 obtida foi igual a:
Dados: massas molares (g/mol): H2O = 18; Na2SO4 = 142
a)
b)
c)
d)
e)
3.
5.
7.
9.
11.
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GABARITO:
1- a
2- a
3- e
4- b
5- d
6- b
7- c
8- b
9- d
10- c
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