www.AulasParticularesApoio.Com - Química - Cálculo Estequimétrico

ESTEQUIOMÉTRICOS
Parte 1

Definição

Etimologia

Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol

Constante de Avogadro

Cálculos Volume Molar
Estequiométricos
Leis das combinações
Métodos
químicas

Regras

Massa X Massa
Resolução
Massa X Molécula

Tipos Mol X Mol

Mol X Massa

Grandeza X Volume

CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Definição:

Cálculos estequiométricos são cálculos que
permitem prever, a quantidade de produtos
que podem ser obtidos a partir de uma certa
quantidade de reagentes consumidos, em
uma reação química, ou seja são aplicadas
as leis das combinações químicas às reações.

Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.

Cálculos
Estequiométricos

CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Etimologia:

A palavra estequiometria, no grego,
significa medida das partes mais simples.
Essas quantidades podem ser expressas
de diversas maneiras: massa, volume,
quantidade de matéria (mol), número de
moléculas.


Origem grego Medida das partes mais
Etimologia simples

significado Medida das partes mais
simples

Cálculos
Estequiométricos

CONCEITOS
FUNDAMENTAIS
Massa atômica
Massa molecular
Mol

Constante de Avogadro
Volume Molar

MASSA ATÔMICA
Massa atômica (MA) é um número que
indica quantas vezes um átomo de um
determinado elemento químico é mais
pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12.
Átomo Padrão: 6C12

O carbono-12 foi
escolhido referência pois
sua massa atômica podia
ser medida de maneira
bastante precisa.

RELEMBRANDO...
Os isótopos são átomos de um mesmo
elemento químico que possuem o mesmo
número atômico(Z) e diferentes números de
massa(A).
Na tabela periódica encontramos o
número de massa(A) dos elementos, que é
um número inteiro, positivo e sem unidade,
pois representa a soma do número de
prótons e nêutrons (A = p+n).

MASSA ATÔMICA

1
/12 do átomo padrão = 1 uma
Unidade da massa atômica: u.m.a


Origem grego Medida das partes mais
Etimologia simples

simples

Massa atômica

Cálculos Conceitos
fundamentais
Estequiométricos

Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico
é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12

Unidade u.m.a Padrão 6 C12

Massa atômica

MASSA ATÔMICA
Exemplo:
Quando dizemos que a massa atômica do
átomo de 32S é igual a 32 u, concluímos que:
– a massa atômica de um átomo de 32S é
igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de
12
C.



Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a
massa de 1/12 do átomo de 12C

CÁLCULO DA
MASSA ATÔMICA
A maioria dos elementos apresenta
isótopos. A massa atômica de um elemento é
dada pela média ponderada das massas
isotópicas.
Sendo assim, a massa atômica de um
elemento hipotético A, constituído dos isótopos
naturais A1, A2, ...., An, pode ser calculada por:




Fórmula
É a média ponderada das massas isotópicas
Cálculo

Exemplo

O antigo slide era esse
com o exemplo do
cálculo, mas a Marcela
tirou o exemplo porque
deve ter considerado
desnecessário




Cálculo Média ponderada das
massas isotópicas

CÁLCULO DA
MASSA ATÔMICA
O cloro, por exemplo, é constituído por
uma mistura de 2 isótopos de massas
atômicas, respectivamente, 35 e 37.

A massa atômica do cloro é dada pela
média ponderada das massas isotópicas:

CÁLCULO DA
MASSA ATÔMICA
Quando dizemos que a massa atômica do
elemento cloro é 35,5 u, concluímos que:
 cada átomo do elemento cloro pesa em
média 35,5 u;
 cada átomo do elemento cloro pesa em
média 35,5 vezes mais que 1/12 da massa do
C12

VAMOS EXERCITAR?
Um elemento teórico é formado por dois isótopos
A e B. A tabela a seguir indica a composição
isotópica do elemento. Sabendo-se que o elemento
possui massa atômica igual a 106 u, pode-se
afirmar que:

a) x = 70.
b) y = 70.
c) x = 50.
d) y = 10.
e) x = 75.

RESPOSTA
Aplicando a fórmula temos:

106 = 100X + 120(100-X)
100
106 x 100= 100X + 120000-120X
10600 = -20X +12000
20X = 1400
a) X = 70.

AGORA É SUA VEZ!
(Fuvest) O carbono ocorre na natureza
como uma mistura de átomos dos quais
98,90% são 12C e 1,10% são 13C.
a) Explique o significado das
representações 12C e 13C.
b) Com esses dados, calcule a massa
atômica do carbono natural.
Dados:
massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003

RESPOSTA
a) Isótopos do elemento químico carbono de
números de massa 12 e 13.

b)Aplicando a fórmula temos:

M.A = 12 x 98,90 + 13,003 x 1,10 =
100
M.A = 1186,8 + 14,3033 = 12,01 u
100

MASSA MOLECULAR
A massa molecular (MM) é a soma das
massas atômicas dos átomos que compõem
uma molécula.
Exemplo:
Em uma molécula de água (H2O) ,
teremos:
H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
O = 16u
H2O = 2u + 16u = 18u


Stoicheia (partes mais simples)
Origem grego
Etimologia
Metreim (medida)

simples
Massa atômica
Soma das massas atômicas
Massa molecular dos átomos que compõem
Conceitos uma molécula
Cálculos fundamentais
Estequiométricos

VAMOS EXERCITAR
(UEL-PR) Assinale a opção que apresenta
as massas moleculares dos seguintes
compostos: C6H12O6, Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2,
respectivamente:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca =
40 u; P = 31 u.
a) 180, 310 e 74.
b) 150, 340 e 73.
c) 180, 150 e 74.
d) 200, 214 e 58.
e) 180, 310 e 55.

RESPOSTA
C6H12O6  6 x 12u + 12 x 1u + 6 x 16u =
72 + 12 + 96 = 180u

Ca3(PO4)2  3 x 40u + 2 x 31u + 8 x 16u =
120 + 62 + 128 = 310u

Ca(OH)2  40u + 2 x 16u + 2x 1u =
40 + 32 + 2 = 74u
a) 180, 310 e 74.

AGORA É SUA VEZ!
(U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3
apresenta uma massa molecular igual a 342
u. Determine a massa atômica do elemento
“X”.
Dados: O = 16 u.; Al = 27 u.
a) 8 u.
b) 16 u.
c) 32 u.
d) 48 u.
e) 96 u.

RESPOSTA
Al2(XO4)3
342 = 2 x 27u + 3X + 12 x 16u
3X = -(54 + 192) + 342
3X = 342- 246
X = 96
3
X = 32u
c) 32 u.

MOL
Definição: Mol é a unidade (SI) que
expressa a quantidade de matéria de um
sistema (que contém tantas partículas
quantos átomos existem em 0,0012kg de
12C).


Origem grego
Etimologia
Metreim (medida)

simples
Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
Cálculos fundamentais Mol
Estequiométricos

Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria
de um sistema

Unidade mol

Mol

MOL
Massa molar: É a massa, em gramas, de
um mol da substância.
Podemos utilizar a fórmula:

m = massa da amostra (g)
M = massa molar (g/mol)
Logo, n = número de mol (mol)

Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria
de um sistema

Mol Unidade mol

Massa de um mol
definição
em gramas
Massa Massa molar
m = massa da amostra (g)
Cálculo M = massa molar (g/mol)
n = número de mol (mol)

MOL

Exemplo:
A quantidade da matéria que corresponde
a 20g de H2SO4 é:

VAMOS EXERCITAR
(MACK-SP) Um copo contém 90g de água e
17,1g de sacarose. Indique a quantidade de
matéria total contida no copo.
Dados: massa molar da água = 18 g/mol e
massa molar da sacarose= 342 g/mol.
a) 9,71 mol
b) 5,05mol
c) 0,05mol
d) 3,42mol
e) 9,05 mol

RESPOSTA
água  n = 90g = 5 mol
n=m 18g/mol
M
Sacarose  n= 17,1 g = 0,05 mol
342 g/mol
Quantidade de matéria total:
5mol + 0,05 mol = 5,05 mol

a) 4 × 1028
b) 6 × 1023
c) 1 × 103
d) 7 × 104

AGORA É SUA VEZ!
(UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ou
inorgânica é constituída por átomos e a massa dos
átomos é praticamente igual à massa do núcleo
atômico.
Baseando-se no conceito de massa molar, o
número de prótons e nêutrons existentes em um
indivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em:
Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023u
a) 4 × 1028
b) 6 × 1023
c) 1 × 103
d) 7 × 104

RESPOSTA
Passando 70 kg para g = 70000g
1 g ---- 6,0 x 1023
70000 g ---- X
X = 4,2.1028

a) 4 × 1028
b) 6 × 1023
c) 1 × 103
d) 7 × 104

CONSTANTE
DE AVOGADRO
Definição: é uma constante física
fundamental que representa um mol de
entidades elementares (significando átomos,
moléculas, íons, elétrons, outras partículas,
ou grupos específicos de tais partículas).
Formalmente, a constante de Avogadro é
definida como o número de átomos de
carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) de
carbono-12, o que é aproximadamente igual
a 6,02 × 1023.


Origem grego
Etimologia
Metreim (medida)

simples
Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol
Cálculos
Estequiométricos Constante de Avogadro

Definição constante física que representa um mol de entidades
elementares
Constante de Avogadro Valor 6,02 x 1023

CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro é
proveniente dos estudos de
Amedeo Avogadro (1786-
1856), este cientista estudava
os gases quando enunciou
uma hipótese, mais tarde
suas pesquisas foram
reconhecidas surgindo a
constante de Avogadro, que
recebeu esse nome em sua
homenagem.

Definição constante física que representa um mol de entidades
elementares
Constante de Avogadro Valor 6,02 x 1023

Origem proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro,
cientista estudava os gases.

CONSTANTE
DE AVOGADRO
Exemplo:
Cálculo da quantidade de átomos em 50
gramas de Sódio (Na).
Massa atômica do Sódio = 23 g
Estabelecendo uma relação com o número
de Avogadro temos:

1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023

CONSTANTE
DE AVOGADRO
Pela regra de três teremos:
Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023 átomos.
Então em 50 g teremos X átomos.
Calculando:

23 — 6,02 x 1023
50 — X = 50 • 6,02 x 1023
X = 13,08 x 1023 átomos de Sódio (Na)

VAMOS EXERCITAR
(Cesgranrio) Um frasco contém uma
mistura de 16 gramas de oxigênio e 55
gramas de gás carbônico. O número total de
moléculas dos 2 gases no frasco é de:
Dadas as massas atômicas: C = 12 O = 16
a)1,05 x 1022.
b) 1,05 x 1023.
c) 1,05 x 1024.
d) 1,35 x 1024.
e) 1,35 x 1023.

RESPOSTA
CO2  12u + 2 x 16u = 44u
O2  2x 16u = 32u Somando: 1,25 mol + 0,50
mol = 1,75 mol
1mol de CO2---- 44g 1mol ----- 6,02 x 10 23
X ----- 55g 1,75 mol -----Y
X = 1,25 mol Y = 1,05 x 10 24

1mol de O2---- 32g c) 1,05 x 1024.
Y-----16g
Y = 0,50 mol

AGORA É SUA VEZ!
(UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV -
contêm oxigênio molecular nas condições
normais. A quantidade de substância contida
em cada um está representada nos rótulos
transcritos a seguir:

O frasco que contém o maior número de
átomos de oxigênio é o de número:
a) I

b) II

c) III

d) IV

RESPOSTA
I- 3,0 x 10 23

II- 1 mol --- 6,02 x 10 23

III- 32g----- 1,02 x 10 23
16g----- X = 3,01 x 10 23

IV- 22,4L----- 6,02 x 10 23
5,6 L----- Y= 1,5 x 10 23

b) II

VOLUME MOLAR
Definição:
Volume molar é o volume fixo determinado
a partir de observações experimentais, em
que foi constatado que um mol de moléculas
de qualquer substância gasosa, nas
condições normais de temperatura e pressão,
CNTP (0º e 1 atm), ocupa um volume
constante de 22, 4 L.


Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
mais simples.

Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol


Estequiométricos

Volume fixo que um mol de moléculas de qualquer
Definição
Volume Molar substância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa.

Valor 22, 4 L

VAMOS EXERCITAR
Calcule o volume de H2 (g), liberado nas
CNTP quando 80 mg de cálcio reagem
completamente com água.
Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol

Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2

VAMOS EXERCITAR
Calcule o volume de H2(g), liberado nas
CNTP quando 80 mg de cálcio reagem
completamente com água.
Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol

Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2

RESPOSTA
Passando 80 mg para gramas = 0,08g

Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
40g 22,7 L
0,08g X

40g ---- 22,7 L
0,08g ---- X
X= 4.10-3

AGORA É SUA VEZ!
(FEI-SP) Uma residência consumiu no ano
2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kg
de gás natural. O volume consumido, em
metros cúbicos (m3) medido nas CNTP,
considerando o gás natural como metano (CH4)
puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP
22,4 L/mol)
a) 2,24
b) 22,4
c) 44,8
d) 4,48
e) 2,48

RESPOSTA
CH4  12u + 4 x 1u = 16 u
1 mol de CH4 = 16 g

16g ----- 22,4 L 1L ---- 10-3 m3
1600g ----- X 2240L ---- Y
X = 2240L Y = 2,24 m3

a)
2,24

LEI DAS COMBINAÇÕES
QUÍMICAS
Leis ponderais:
-Lei da conservação da massa ou Lei de
Lavoisier
-Lei das proporções constantes ou Lei de
Proust
 Leis volumétricas:
-Lei de Gay-Lussac
-Lei ou hipótese de Avogadro

LEI DA CONSERVAÇÃO
DA MASSA (LAVOISIER)
“Em um sistema, a massa total dos
reagentes é igual à massa total dos
produtos”.

Veja o exemplo:

A + B  AB
2g 5g 7g


mais simples.

Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol


Estequiométricos
Métodos
químicas

Em um sistema, a massa
Lei de conservação da total dos reagentes é igual à
massa (Lavoisier) massa total dos produtos
Leis
ponderais

Leis das
combinações
químicas

VAMOS EXERCITAR
Dada a seguinte reação de combustão do
etanol:
C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
De acordo com a estequiometria da reação,
10g de etanol reagem com certa massa de
oxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e
12g de água. Pode-se afirmar que a massa
de oxigênio necessária para reagir
completamente com todo o álcool usado é de:

a) 12g.
b) 18g.
c) 21g.
d) 32g.
e) 64g.

RESPOSTA
C2H6O  2 x 12 + 6x 1 + 16= 46u
O2  2x 16 = 32u

46g --- 96g (9 + 12 )

10g --- X 10 + Y = 31
X= 960 = 20,87 Y = 31-10
46 Y= 21

c)
21g.

AGORA É SUA VEZ!
(UFMG-MG) Em um experimento, soluções
aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de
cloreto de sódio, NaCl, reagem entre si e
formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco
insolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, sal
solúvel em água. A massa desses reagentes e
a de seus produtos estão apresentadas neste
quadro:

Considere que a reação foi completa e que
não há reagentes em excesso.
Assim sendo, é CORRETO afirmar que X,
ou seja, a massa de cloreto de prata
produzida é:
a) 0,585 g.
b) 1,434 g.
c) 1,699 g.
d) 2,284 g.
e) 2,866 g.

RESPOSTA
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
1,699 0,585 X 0,850
X= 1,434g
a) 0,585 g.
b) 1,434 g.
c) 1,699 g.
d) 2,284 g.
e) 2,866 g.

LEI DAS PROPORÇÕES
CONSTANTES (PROUST)
“ Toda substância
apresenta uma proporção
constante em massa, na
sua composição, e a
proporção na qual as
substâncias reagem e se
formam é constante”.

LEI DAS PROPORÇÕES
CONSTANTES (PROUST)
Veja o exemplo:

A + B  AB
2g 5g 7g
4g 10g 14g

Com a Lei de Proust podemos prever as
quantidades das substâncias que
participarão de uma reação química.

Leis
ponderais Toda substância apresenta
Lei das proporções uma proporção constante em
constantes (Proust) sua massa e a proporção na
qual as substâncias reagem e
se formam é constante.
Leis das
combinações
químicas

VAMOS EXERCITAR
(Covest-2000) O etanol é obtido da
sacarose por fermentação conforme a
equação:

Determine a massa de etanol obtida pela
fermentação de 171g de sacarose. As massas
molares da sacarose e do etanol são,
respectivamente, 342 g e 46 g.

RESPOSTA
C12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2
342g 46g
171g X

342g ---- 46g Dados:
171g ---- X M.M(sacarose)= 342g/mol
X= 92g M.M(etanol)= 46g/mol

AGORA É SUA VEZ!
(Covest-2009) A decomposição do
carbonato de cálcio, por aquecimento, produz
óxido de cálcio e dióxido de carbono. A partir
de 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-se
as massas molares: Ca(40 g/mol), C(12
g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:

a) pode-se obter no máximo 40 g de óxido
de cálcio.
b) se tivermos este sistema em equilíbrio,
o mesmo será deslocado no sentido de
produtos, caso aumentemos a pressão sobre
o mesmo.
c) pode-se obter no máximo 1 mol de
dióxido de carbono.
d) pode-se obter no máximo 200 g de
produtos.
e) se forem consumidos 50 g de carbonato
de cálcio, serão produzidos 1 mol de óxido
de cálcio.

RESPOSTA
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
100g 56g 44g
1 mol 1 mol 1 mol

c) pode-se obter no máximo 1 mol
de dióxido de carbono.

LEI DE GAY-LUSSAC
“Os volumes de todas as substâncias
gasosas envolvidas em um processo químico
estão entre si em uma relação de números
inteiros e simples, desde que medidos à
mesma temperatura e pressão”.
Veja o exemplo:

1 L de H2 + 1 L de Cl2  2 L de HCl

relação de números inteiros e simples:
1:1:2

LEI DE GAY-LUSSAC
Cabe aqui observar que nem sempre a
soma dos volumes dos reagentes é igual à
dos produtos. Isso quer dizer que não existe
lei de conservação de volume, como ocorre
com a massa. Veja o exemplo:

10 L de H2 + 5 L de O2  10 L de H2O

relação de números inteiros e simples:
10:5:10, que pode ser simplificada por 2:1:2

Leis
Leis das
combinações
químicas Os volumes de todos os gases
envolvidos em um processo
químico estão entre si em
Lei Gay Lussac uma relação de números
inteiros e simples, se
Leis estiverem nas CNTP.
volumétricas

VAMOS EXERCITAR
(UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussac
estabelece que, quando gases reagem entre
si, à temperatura e pressão constantes, seus
volumes de combinação relacionam-se, entre
si, na razão de números inteiros. É assim
que, para a formação de amônia gasosa a
500ºC, os volumes de hidrogênio e
nitrogênio que reagem, guardam, entre si,
uma relação igual a

RESPOSTA
1N2 + 3NH3  2 NH3

a)1/2
b)2/1
c)3/1
d)3/2
e)1/1

AGORA É SUA VEZ!
(UNI-RO/2010)
Verifica-se, experimentalmente, que, na
reação entre os gases hidrogênio e oxigênio,
em condições de temperatura e pressão
constantes, 6 mL de gás hidrogênio são
consumidos ao reagirem com 3 mL de
oxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água.
Sobre essa reação, pode-se afirmar:

a) Durante a reação houve uma contração de
volume igual a 1/3 do volume inicial.
b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois coincide
com os coeficientes da equação da reação.
c) O volume de gás oxigênio necessário para
reagir com 25 L de hidrogênio é 50 L.
d) Essa reação não obedece à lei das
combinações dos volumes gasosos.
e) Nas condições propostas, os volumes dos
reagentes e produtos não podem ser determinados.

a) Durante a reação houve uma contração de
volume igual a 1/3 do volume inicial.
b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois
coincide com os coeficientes da equação da
reação.
c) O volume de gás oxigênio necessário para
reagir com 25 L de hidrogênio é 50 L.
d) Essa reação não obedece à lei das
combinações dos volumes gasosos.
e) Nas condições propostas, os volumes dos
reagentes e produtos não podem ser
determinados.

RESPOSTA

2 H2 + O2  2H2O
2 x 22400 mL 2 x 22400 mL

6mL 3mL 6mL
9/3 = 3
a) Durante a reação houve uma contração
9-3= 6mL
de volume igual a 1/3 do volume inicial.

LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO
“Volumes iguais de
gases diferentes possuem
o mesmo número de
moléculas, desde que
mantidos nas mesmas
condições de temperatura
e pressão”.

LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO

Para melhor entender a Lei de Gay-
Lussac, o italiano Amedeo Avogadro
introduziu o conceito de moléculas,
explicando por que a relação dos volumes é
dada por números inteiros. Dessa forma foi
estabelecido o enunciado do volume molar.

LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO
Exemplo:

Leis
Leis das
combinações
químicas Os volumes de todos os gases
envolvidos em um processo
químico estão entre si em
Lei Gay Lussac uma relação de números
inteiros e simples, se
Leis estiverem nas CNTP.
volumétricas
Volumes iguais de gases
diferentes possuem o mesmo
Lei de Avogadro número de moléculas, desde
que mantidos CNTP

VAMOS EXERCITAR
(UFES-ES) Três balões
H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:

Considerando-se que os gases estão sob
pressão de 1 atm e à mesma temperatura,
assinale a alternativa com o número possível
de moléculas de H2, N2 e O2 contidas nos
balões:
a) 2.1023, 7.1023 e 8.1023
b) 1.1023, 14.1023 e 16.1023
c) 2.1023, 2.1023 e 2.1023
d) 2.1023, 28.1023 e 32.1023
e) 2.1023, 32.1023 e 32.1023

RESPOSTA

a) 2.1023, 7.1023 e 8.1023
b) 1.1023, 14.1023 e 16.1023
c) 2.1023, 2.1023 e 2.1023
d) 2.1023, 28.1023 e 32.1023
e) 2.1023, 32.1023 e 32.1023

AGORA É SUA VEZ!
(UNIFESP-SP) Considere recipientes com
os seguintes volumes de substâncias
gasosas, nas mesmas condições de pressão e
temperatura.

Com base no Princípio de Avogadro
("Volumes iguais de gases quaisquer,
mantidos nas mesmas condições de
temperatura e pressão, contêm o mesmo
número de moléculas."), é possível afirmar
que o número total de átomos é igual nos
recipientes que contêm:
a) CO e CO2.
b) CO e O2.
c) CO e C2H4.
d) CO2 e O2.

RESPOSTA

CO  2 átomos V = 20 L
O2  2 átomos V = 10 L

CO2  3 átomos V = 20 L
C2H4  6 átomos V= 10 L e) CO2 e
C2H4.

RESOLUÇÃO
DOS CÁLCULOS
Para resolver exercícios de cálculos
estequiométricos, devem ser obedecidos os
seguintes passos:

1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação
química.

2º) Sublinham-se as substâncias envolvidas
nos dados e perguntas do problema.


mais simples.

Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol


Estequiométricos
Métodos
químicas

Regras

Resolução

1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química

2°) Sublinham-se, as substâncias envolvidas nos
dados e perguntas do problema

Regras

RESOLUÇÃO
DOS CÁLCULOS
3º) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados
estequiométricos correspondentes às
unidades dos dados (mol, gramas, número de
átomos ou moléculas, volume molar).
4º) Abaixo dos dados estequiométricos,
escrevem-se os dados do problema,
estabelecendo-se assim a regra de três.
5º) Resolve-se a regra de três.

1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química

2°) Sublinham-se as substâncias envolvidas nos
dados e perguntas do problema

Regras 3°) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados
correspondentes às unidades

4º) Abaixo dos dados estequiométricos, escrevem-
se os dados do problema, estabelecendo-se assim
a regra de três.

5º) Resolve-se a regra de três

TIPOS DE CÁLCULOS

1) Relacionando grandezas e volume
Massa X Volume
Massa X Moléculas(ou átomos)
Mol X Mol
Mol X Moléculas
Mol X Massa


mais simples.

Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol


Estequiométricos
Métodos
químicas

Regras

Resolução

Tipos

MASSA X VOLUME
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o
volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se
reagem totalmente 18g de H2?

1. Acerte os coeficientes da equação:
1N2 +3H22NH3.

MASSA X VOLUME
2. Sublinhe os dados fornecidos e
solicitados pelo problema.

volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se
reagem totalmente 18g de H2?

MASSA X VOLUME
3. Veja os dados informados (18g de H2) e o
que está sendo solicitado (volume de NH3 nas
CNTP) e 4. escreva os dados
estequiométricos correspondentes às
unidades e estabeleça uma regra de três.
3H2- - - - - - - - - - 2NH3
3x2g- - - - - - - - -- 2x22,4L
18g- - - - - - - -- - - x
x= 134,4L

VAMOS EXERCITAR
(Puc-camp) Combustível e importante
reagente na obtenção de amônia e
compostos orgânicos saturados, o hidrogênio
pode ser obtido pela reação:
NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)

Quantos litros do gás, nas condições
ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise
de 60,0g de hidreto de sódio?

Dado: Volume molar, nas condições
ambiente = 24,5L/mol
Massa molar do NaH = 24g/mol
a) 61,2
b) 49,0
c) 44,8
d) 36,8
e) 33,6

RESPOSTA
NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)

24 g 24,5 L
60 g X

24 g ---- 24,5L
60 g ---- X

X= 61,2 L

a) 61,2

MASSA X MOLÉCULAS
número de moléculas de NH3 obtido, quando
se reagem totalmente 18g de H2 ?
Acerte os coeficientes da equação:
1N 2 +3 H2  2NH3

MASSA X MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o número
de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem
totalmente 18g de H2 ?
Acerte os coeficientes da equação:
1N 2 +3 H2  2NH3
Dados: 18g de H2.
Estabelecer uma regra de três, para encontrar nº
de moléculas de NH3.
3 H2 - - - - - 2NH3
3 x 2g- - - - -2 x 6,02x10 23 X= 18,06x1023 ou
X= 1,806x1024 moléculas
18g- - - - - - - X

VAMOS EXERCITAR
(MACK SP) O peso de um diamante é expresso
em quilates. Um quilate, que é dividido em 100
pontos, equivale a 200mg. O número de átomos de
carbono existente em um diamante de 25 pontos é
de:
Dados: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023
6

mol-1
a) 25.1020
b) 50.1023
c) 50.1020
d) 200.1023
e) 25.1023

VAMOS EXERCITAR
(MACK SP) O peso de um diamante é expresso
em quilates. Um quilate, que é dividido em 100
pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos de
carbono existente em um diamante de 25 pontos é
de:
Dados: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023
6

mol-1
a) 25.1020
b) 50.1023
c) 50.1020
d) 200.1023
e) 25.1023

RESPOSTA
Passando 200 mg para g = 0,2 g
12 g ---- 6.1023 átomos
0,2 g ---- X
X = 1022 átomos

100 pontos --- 1022 átomos
25 pontos --- Y
Y = 2,5. 1021
a) 25.1020

MOL X MOL
Exemplo:
Calcule o número de mols de H3PO4
necessários para reagir totalmente com 9 mols
de Ca(OH)2 .
1. Escrever a equação relacionada com o
problema.

2. Acertar os coeficientes estequiométricos da
equação.

MOL X MOL
3. Relacionar cada coeficiente com a
quantidade em mols das substâncias
envolvidas.

Estabelecendo e resolvendo a proporção,
teremos:

VAMOS EXERCITAR
(UEL)Considere a reação de decomposição
térmica de 0,50 mol de dicromato de
amônio, de acordo com a equação:
(NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s)
A quantidade do óxido metálico obtido, em
mols, é
a) 1,5
b) 1,0
c) 0,75
d) 0,50
e) 0,25

VAMOS EXERCITAR
(UEL) Considere a reação de decomposição
térmica de 0,50 mol de dicromato de
amônio, de acordo com a equação:
A quantidade do óxido metálico obtido, em
mols, é
n

a) 1,5
b) 1,0
c) 0,75
d) 0,50
e) 0,25

RESPOSTA

1 mol 1 mol
0,5 mol X

X = 0,50 mol
d) 0,50

MOL X MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual a massa,
em g, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente
18g de H2?
1. Acerte os coeficientes da equação:
1N2 +3H2 2NH3.
2. Sublinhe os dados fornecidos e solicitados pelo
problema.
3. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está
sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma
regra de três.
3H2- - - - - - - - - 2NH3

VAMOS EXERCITAR
(UFPB) Um comprimido de aspirina contém
120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. O
número de moléculas do ácido contidas em
um comprimido de aspirina é:
a) 4. 1023
b) 4. 1018
c) 6. 1023
d) 7,2.1022
e) 4.1020

RESPOSTA
M.M(C9H8O4) = 9 x 12 + 8 x 1 + 4 x 16 = 180u
Massa molar(C9H8O4) = 180 g/mol
Passando 120 mg para g = 0,12 g

180 g ---- 6,02 . 1023
0,12 g ---- X
X = 4,01. 1020

e) 4.1020

MOL X MASSA
Exemplo:
Quantos gramas de H2 são liberados na reação
completa de 2 mols de cálcio metálico com ácido
clorídrico ?
Dado: H2 = 2 g/mol
1. Escrever a equação relacionada com o
problema.

2. Acertar os coeficientes estequiométricos da
equação.

MOL X MASSA
3. Relacionar cada coeficiente com a
quantidade em mols das substâncias
envolvidas, fazendo, se necessário, as
transformação de mols para gramas.

Estabelecendo e resolvendo a proporção,
teremos:

VAMOS EXERCITAR
(U. F Viçosa-MG) A adição de pequena
quantidade de selênio durante a fabricação
de vidro permite a obtenção de vidro
colorido em diversas tonalidades de
vermelho. Uma taça de vidro de 79 g foi
manufaturada a partir de vidro contendo
1% em massa de selênio. A quantidade de
matéria (número de mol) de selênio contida
na taça, em mol é:

a) 0,01.
b) 0,10.
c) 1,00.
d) 7,90.
e) 0,79.

RESPOSTA
79 g ---- 100%
X ---- 1%
X = 0,79 g

1 mol(Se) ---- 79 g
Y ---- 0,79 g
Y = 0,01 mol

a) 0,01.


mais simples.

Massa atômica

Massa molecular
Conceitos
fundamentais Mol


Estequiométricos
Métodos
químicas

Regras de resolução

Massa X Massa

Massa X Molécula

Exemplos Mol X Mol

Mol X Massa

Grandeza X Volume

PRÓXIMA AULA:
Cálculos estequiométricos (Parte 2)

Tipos de cálculos

2) Volume fora das CNTP

3) Casos Particulares
- Pureza
- Rendimento
- Excesso de reagentes
- Reações Consecutivas

BIBLIOGRAFIA
LEMBO, A. e SARDELLA A.; Química; Volume 1 e 2
 CAMARGO, Geraldo. Química Moderna. Editora Scipione
Massa Atômica
Disponível em: http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/
massa-atomica.asp
Acesso em: 12/07/2011
Massas atômicas e massa molecular
Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/massas-atomicas-
e-massa-molecular/
Acesso em: 10/07/2011
Massa atômica
Disponível em: http://www.profjoaoneto.com/quimicag/massaat.htm
Acesso em: 25/07/2011

MOL uma nova terminologia
Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/
atual.pdf
Acesso em: 12/07/2011
Estudo do mol
Disponível em: http://turmadomario.com.br/cms/
images/download/quimica/estudodomol.pdf
Acesso em: 12/07/2011
Biografia, Amedeo Avogadro

Disponível em: http://www.portalsaofrancisco.com.br
/alfa/biografia-avogadro/amedeo-avogrado-1.php
Acesso em 02/08/2011

Constante de Avogadro
Disponível em: http://www.profpc.com.br/Grandes%20
nomes %20da%20Ci%C3%AAncia/Avogadro.htm
Acesso em: 02/08/2011
Líria Alves, constante de Avogadro
Disponível em: http://pt.scribd.com/doc/53555083/
Constante-de-Avogadro
Acesso em: 02/08/2011
RUSSEL, J.B. Química Geral. McGraw-Hill, 1982.
Cálculo estequiométrico
Disponível em: http://www.agamenonquimica.com/docs/
teoria/geral/calculo_estequiometrico.pdf
Acesso em: 05/07/2011

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