1. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco
Método Científico 1 mol de objetos contém um determinado número de
objetos igual ao número de átomos que existe em
precisamente 12g de carbono-12.
O caminho indireto – baseado na massa de um átomo
Primeiro passo – Coletar dados a partir de pequenas No de átomos de C12 = 12g = 6,0221 x 1023
amostras representativas do material a ser estudado; 1,9926 x 10-23g
Segundo passo – Observar padrões nos dados obtidos e a
partir daí descrevê-los formalmente como uma lei científica;
Terceiro passo – Desenvolver hipóteses (intuição, 32g de enxofre, 201g de
imaginação e criatividade), que são possíveis explicações mercúrio, 207g de chumbo,
64g de cobre e 12g de
das leis, ou das observações; carbono
Quarto passo – Planejar outros experimentos, que são
testes cuidadosamente controlados para verificar a sua
validade;
Quinto passo – Formular uma teoria, caso os resultados
dos experimentos estejam de acordo com a hipótese; Mol = número de átomos de uma amostra = 6,0221 x 1023
átomos do elemento
Teoria = Explicação formal da Lei

2. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco
A massa molar
Massa de amostra = quantidade x massa molar
1 mol = quantidade de substância = n
m (g) = n (mol) x M (g.mol-1)
Constante de Avogadro A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus
átomos; a massa molar de um composto molecular é a
O No de objetos por mol massa por mol de suas moléculas e a massa molar de um
6,0221 x 1023 mol-1 composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas
unitárias.
A constante de Avogadro é usada
na conversão entre a quantidade M = mátomo x NA
química (no de mols) e o no de
átomos íons ou moléculas:
N = n x NA Peso atômico Peso molecular/Peso fórmula
O valor numérico da O valor numérico da massa
As quantidades de átomos, íons ou moléculas de uma massa molar de um molar de um composto
amostra são expressas em mols e a constante de Avogadro elemento molecular/iônico
(NA) é usada para a conversão entre o número de
partículas e o número de mols.
A massa molar é importante quando queremos saber o no
de átomos de uma amostra.

3. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco
B. Predição massa a massa
A estequiometria das reações químicas é a interpretação Em um cálculo massa a massa, converta a massa fornecida
quantitativa delas, onde o coeficiente estequiométrico de em quantidade de mols, aplique o fator de conversão mol a
uma reação química informa a quantidade relativa mol para obter a quantidade desejada e, por fim, converta a
(número de mols) de uma substância que reage ou é quantidade de mols em massa.
produzida.
N2 (g) + 3H2(g) → 2 NH3 (g)
1mol de N2 ≅ 3 mols de H2 1mol de N2 ≅ 2 mols de H2
Sinal de equivalência química
A. Predição mol a mol
C. Análise volumétrica
A eq. Química balanceada de uma reação é usada para
estabelecer a razão molar, que é o fator usado para converter A análise volumétrica é uma das técnicas mais comuns de
a quantidade de uma substância na quantidade de outra. determinação da concentração de um soluto. Para tal é
utilizado a titulação.

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Análise Volumétrica - Titulação A relação estequiométrica entre as espécies de analito e
titulante, juntamente com a molaridade do titulante , é usada
nas titulações para determinar a molaridade do analito.
D. Reagentes Limitantes
O reagente limitante de uma reação é o reagente que está em
quantidade menor do que o necessário, segundo a relação
estequiométrica entre os reagentes.
N2 (g) + 3H2(g) → 2 NH3 (g)
Se ... N2 (g) + 2H2(g) → 2 NH3 (g)
Reagente limitante
O reagente limitante é o que determina o rendimento
máximo do produto de uma reação.

5. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco
Como identificar o reagente limitante? Método 2 – Uma alternativa é calcular o rendimento
molar teórico de um dos produtos para cada reagente
Método 1 – Usa-se a razão molar obtida da equação
separadamente . Este método é mais eficaz quando há
química para determinar se existe quantidade suficiente
mais de dois reagentes. O reagente que produzir a menor
para a reação de qualquer reagente com os demais.
quantidade de produto é o reagente limitante.
CaC2(s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (aq.) + C2H2 (g)
1mol de CaC2 ≅ 2 mols de H2O
Etapa 1: Converta a massa de cada reagente em mols; se
necessário, usando as massas molares das substâncias;
Etapa 2: Selecione um dos produtos. Para cada reagente,
Etapa 1: Calcule a quantidade de cada reagente em mols, calcule quantos mols de produto ele irá formar;
convertendo as massas em quantidades. Use as massas Etapa 3: O reagente que produzir menos produtos é o
molares; reagente limitante.
Etapa 2: Escolha um dos reagentes e use a relação
Rendimento percentual
estequiométrica para calcular a quantidade teórica do
segundo reagente, necessária para que a reação com o
primeiro se complete; Rend. % = Rendimento real x 100
Etapa 3: Se a quantidade real do segundo reagente é maior Rendimento teórico
do que a quantidade necessária (valor calculado na etapa 2),
então o segundo reagente está em excesso. O contrário é
verdadeiro.

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E. Análise por combustão Fórmula Empírica
A fórmula empírica de um composto é determinada a
Em uma por combustão, as quantidades de átomos C, H, O
partir da composição percentual da massa e da massa
na amostra de um composto e, portanto, sua fórmula
molar dos elementos presentes.
empírica, são determinadas a partir das massas de dióxido
de carbono e água produzidas quando o composto queima
sob excesso de oxigênio.
Caso seja necessário, multiplicar cada número da fórmula
empírica por um fator de correção para transformá-los em
números inteiros
1 mol de C na amostra ≅ 1 mol CO2 como produto
Fórmula Molecular
2 mols de H na amostra ≅ 1 mol H2O como produto
A fórmula molecular de um composto é obtida
A composição percentual da massa é obtida pelo cálculo determinando-se quantas fórmulas empíricas unitárias são
da fração devida a cada elemento presente na massa total necessárias para atingir a massa molar medida do
de um composto. O resultado é expresso em percentual. composto.