1. DISCIPLINA: QUÍMICA
PROFESSOR: ARI
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ESTEQUIOMETRIA
Parte da Química que estuda as proporções dos elementos que se combinam ou que reagem.
MASSA ATÔMICA (u)
É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u). A massa atômica indica quantas vezes
o átomo considerado é mais pesado que 1/12 do isótopo C12.
As massas atômicas que aparecem na Tabela Periódica dos Elementos é a média ponderada das massas
dos vários isótopos existentes na terra destas massas.
Antigamente, utilizava-se o termo "peso atômico". Mas deve-se evitar este termo. Para determinar as
massas atômicas dos elementos é utilizado um aparelho chamado espectrômetro de massas.
MASSA MOLECULAR (MM)
É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculos estequioméricos, utliza-se
a unidade gramas (g).
O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e a soma dos seus
átomos na molécula.
Assim:
H2O (água)
O = 1x 16 = 16
H = 2 x 1 = 2
MM = 16 + 2 = 18g ou 18u
Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16), resultando em
16.
Há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2.
Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, 18g ou 18u. Veja
outros exemplos:
Ca(NO3)2 (nitrato de cálcio)
O = 6 x 16 = 96
N = 2 x 14 = 28
Ca = 1 x 40 = 40
MM = 96 + 28 + 40 = 164g ou 164u
CuSO4.5H2O (sulfato cúprico penta-hidratado)
O = 5 x 16 = 80
H = 10 x 1 = 10
O = 4 x 16 = 64
S = 1 x 32 = 32
Cu = 1 x 63,5 = 63,5
MM = 80 + 10 + 64 + 32 + 63,5 = 249,5g ou 249,5u
MOL
A palavra mol foi utilizada pela primira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim, esta
palavra significa mole, que significa”monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também
originou molécula, que quer dizer pequena quantidade.
Algumas mercadorias são vendidadas em quantidades já definidas, como por exemplo a dúzia (6), a
resma (500) e etc.
O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja o esquema a
seguir:
O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado em química
para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para
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quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc.
O número 6,02.1023 é a constante de Avogadro.
Exemplos:
1 mol de átomos de H tem 6,02.1023 átomos.
2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H
O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).
Exemplos:
1 mol de água tem 18g
2 mol de água tem 2 x 18 = 36g
O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais
de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).
CNTP:
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos:
1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 22,4L
2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L
Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Clapeyron
(veremos posteriormente).
ESTEQUIOMETRIA COMUM / ESTEQUIOMETRIA DA FÓRMULA:
Os cálculos estequiométricos são cálculos que relacionam as grandezas e quantidades dos elementos
químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes cálculos.
É muito importante saber transformar a unidade grama em mol. Pode-se usar a seguinte fórmula:
Onde:
n = número de mol (quantidade de matéria)
m = massa em gramas
MM = massa molar (g/mol)
Exemplo:
Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?
Este cálculo pode ser feito também por Regra de Três:
Para os cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidades iguais uma embaixo da outra,
como no exemplo acima.
Outros exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química:
1. Quantos mols há em 90g de H2O?
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90 = 18. x
5 mol = x
1. Quantas moléculas de água há em 3 mol de H2O?
x = 3 . 6,02.1023
x = 18,06. 1023 ou 1,806.1024 moléculas
3) Qual o volume ocupado por 4 mol do gás Cl2 nas CNTP?
x = 4 x 22,4
x = 89,6L
4) Quantos mols existem em 89,6L do gás CO2 nas CNTP?
x = 4 mol
ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA
Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consiste em encontrar as quantidades
de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação
química.
Estes cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora serão
chamados de coeficientes estequiométricos.
Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular:
1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).
Exemplos:
1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a
reação abaixo:
Determine:
a) o balanceamento da equação:
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Isto quer dizer que 2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol
de H2
b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir com o alumínio:
1°) passo: 2°) passo:
3°) passo:
x = 588g de H2SO4
Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no 2°passo,
transformar o número de mol em gramas.
CÁLCULO DE PUREZA
O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias.
Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras.
Exemplo:
Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a
aquecimento, de acordo com a reação:
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?
x = 640g de CaCO3
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Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g.
x = 358,4g de CaO
CÁLCULO DE RENDIMENTO
É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o
rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos
aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a
quantidade teórica (que deveria ser obtida).
Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de
100%.
Exemplo:
Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química
não-balanceada:
Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro
produzida será de:
Equação Balanceada:
Dados: 1Fe2O3 = 480g
2Fe = x (m) com 80% de rendimento
MM Fe2O3 = 160g/mol
MM Fe = 56g/mol
x = 336g de Fe
Cálculo de Rendimento:
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x = 268,8g de Fe
CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO:
Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de
reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante.
Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes. É
necessário calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está em excesso. Depois de
descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos
estequiométricos.
Exemplos:
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?
Balancear a reação química:
Dados:
Zn = 30g
S = 36g
Transformar a massa em gramas para mol:
Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.
Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?
Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso:
x = 0,46mol de S
Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se temos 0,46mol de Zn, prrecisamos de 0,46mol
de S, mas temos 1,12mol de S. Concluimos que o S está em excesso e, portanto o Zn é o regente
limitante.
2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?
Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.
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x = 44,68g de ZnS
Referências
LORÉNS MOLINA, J. A. Comezando a aprender Química - ideas para el diseño curricular. Madrid: Visor,
1991.
AMBROGI, A.; VERSOLATO, E. F.; LISBOA, J. C. F. Unidades modulares de química. São Paulo,
Hamburg, 1987.
Chemical Education Material Study, Química, uma Ciência experimental – Vol 1, 2, 3, São Paulo: EDART,
1973.
CISCATO, C. A. M.; BELTRAN, N. O. Química: parte integrante do projeto diretrizes gerais para o ensino
de 2.º grau núcleo comum (convênio MEC/ PUC-SP). São Paulo, Cortez e Autores Associados, 1991.
GEPEQ – Grupo de Pesquisa para o Ensino de Química. Interação e transformação:química para o 2.º
grau. São Paulo, Editora da Universidade de São Paulo, 1993-1995-1998. v. I, II e III; livro do aluno,
guia do professor.
MALDANER, O. A. Química 1: construção de conceitos fundamentais. Ijuí, Ed. Unijuí, 1992.
MORTIMER, E. F.; Machado, A. H. Química para o ensino médio: volume único. São Paulo, Scipione,
2002.
ROMANELLI, L. I.; JUSTI, R. da S. Aprendendo química. Ijuí, Ed. Unijuí, 1997.
SCHNETZLER, R. P. et al. PROQUIM: projeto de ensino de Química para o segundo grau. Campinas,
CAPES/MEC/PADCT, 1986.
Sites interessantes para suas pesquisas em química.
http://www.grupovirtuous.com.br/
http://www.soq.com.br/
http://www.abip.org.br/abip
• Associação Brasileira da Indústria de Panificação e Confeitaria.
http://sbqensino.foco.fae.ufmg.br/
• Página da Divisão de Ensino de Química da Sociedade Brasileira de Química. Acesso à Revista Química
Nova na Escola - é possível imprimir artigos em PDF.
http://www.rossetti.eti.br/dicuser/index2.asp
• Dicionário de Química para consulta on-line.
