AULA-04-QUÍMICA-TECNOLÓGICA

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QUÍMICA TECNOLÓGICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Olá! 
A estequiometria (do grego stoicheion = “elemento” e metron = “medida”) é 
o campo de estudo que examina as quantidades das substâncias consumidas e 
produzidas nas reações químicas, fornecendo um conjunto essencial de 
ferramentas amplamente utilizadas em química, que possui diversas aplicações, 
como na medição das concentrações de ozônio na atmosfera e na abordagem de 
diferentes processos para converter carvão em combustível gasoso. 
 
Bons estudos! 
AULA 4 – 
ESTEQUIOMETRIA I 
 
 
4 ESTEQUIOMETRIA 
A estequiometria é baseada em massa atômica, fórmula química e na lei de 
conservação da massa. O cientista francês Antoine Lavoisier (Figura 1) chegou a essa 
importante lei da Química no fim do século XVIII, estabelecendo-a com as seguintes 
palavras: 
[...] “podemos aceitar como um axioma incontestável que, em todas as 
operações da arte e da natureza, nada se cria; uma quantidade igual de 
matéria está presente antes e depois do experimento. Toda a arte que 
envolve a realização de experimentos químicos depende desse princípio 
(LAVOISIER, 1965). 
Com o advento da teoria atômica de Dalton, os químicos passaram a entender 
a base dessa lei: átomos não são criados nem destruídos durante uma reação 
química. As transformações que ocorrem durante qualquer reação simplesmente 
reorganizam os átomos, uma vez que o mesmo conjunto de átomos está presente 
tanto antes quanto depois da reação. 
 
Figura 1 - Retrato de Antoine Laurent Lavoisier e sua esposa Marie-Anne Pierrette 
Paulze 
Fonte: Jacques-Louis David (1788). 
 
 
4.1 Massas Moleculares 
Fórmulas e equações químicas carregam um significado quantitativo, pois os 
subscritos nas fórmulas e os coeficientes nas equações representam quantidades 
precisas. A fórmula H2O indica que uma molécula dessa substância (água) contém 
exatamente dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Da mesma forma, os 
coeficientes de uma equação química balanceada indicam as quantidades relativas 
de reagentes e produtos. No entanto, como podemos relacionar o número de átomos 
ou moléculas às quantidades medidas no laboratório? Se você quiser que o hidrogênio 
e o oxigênio reajam na proporção certa para formar a H2O, como você se certificaria 
de que os reagentes contêm uma proporção 2:1 de átomos de hidrogênio para átomos 
de oxigênio? 
Não é possível contar átomos ou moléculas específicas, mas podemos 
determinar, indiretamente, a quantidade deles, se suas massas forem conhecidas. 
Assim, caso fosse preciso calcular as quantidades dos reagentes necessários para 
obter uma determinada quantidade de produto ou extrapolar a informação quantitativa 
de uma fórmula ou equação química, precisaríamos saber mais sobre as massas de 
átomos e moléculas. 
A massa molecular (MM), peso molecular ou peso-fórmula de uma substância 
representa a soma das massas atômicas (MA) dos átomos presentes na fórmula 
química da substância. Utilizando as massas atômicas, temos conhecimento, por 
exemplo, da massa molecular do ácido sulfúrico (H2SO4) que é 98,1 uma (unidade de 
massa atômica): 
𝑀𝑀 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 = 2(𝑀𝐴 𝑑𝑒 𝐻) + (𝑀𝐴 𝑑𝑒 𝑆) + 4(𝑀𝐴 𝑑𝑒 𝑂) 
= 2(1,0 𝑢𝑚𝑎) + 32,1 𝑢𝑚𝑎 + 4(16,0 𝑢𝑚𝑎) 
= 98,1 𝑢𝑚𝑎 
Arredondamos as massas atômicas para uma casa decimal – prática que será 
adotada na maioria dos cálculos apresentados. 
Se a fórmula química é o símbolo químico de um elemento, como o Na, a massa 
molecular é igual à massa atômica do elemento, neste caso, 23,0 uma. Se a fórmula 
química se refere à uma única molécula, esta também será chamada de massa 
molecular. A massa molecular da glicose (C6H12O6), por exemplo, é: 
 
 
𝑀𝑀 𝑑𝑒 𝐶6𝐻12𝑂6 = 6(𝑀𝐴 𝑑𝑒 𝐶) + 12(𝑀𝐴 𝑑𝑒 𝐻) + 6(𝑀𝐴 𝑑𝑒 𝑂) 
= 6(12,0 𝑢𝑚𝑎) + 12(1,0 𝑢𝑚𝑎) + 6(16 𝑢𝑚𝑎) 
= 180,0 𝑢𝑚𝑎 
Uma vez que as substâncias iônicas existem como arranjos tridimensionais de 
íons, não é adequado falar de moléculas. Em vez disso, usamos a fórmula empírica 
destes compostos como unidades de fórmula, sendo que a massa molecular de uma 
substância iônica é determinada por meio da soma das massas atômicas dos átomos 
que compõem a fórmula empírica. Por exemplo, a unidade de fórmula do CaCl2 
consiste de um íon Ca2+ e dois íons Cl-. Assim, a massa molecular do CaCl2 é: 
𝑀𝑀 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑙2 = 40,1 𝑢𝑚𝑎 + 2(35,5 𝑢𝑚𝑎) = 111,1 𝑢𝑚𝑎 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
Calcule a massa molecular (a) do ácido acetilsalicílico C9H8O4 (b) do nitrato 
de chumbo (II) Pb (NO3)2: 
(a) Somando as massas atômicas dos átomos presentes na molécula de 
ácido acetilsalicílico, descobrimos que sua massa molecular é de 180 
uma 
 
9 átomos de C = 12 (12,0 uma) = 108 uma 
8 átomos de H = 8 (1,0 uma) = 8 uma 
4 átomos de O = 4 (16,0 uma) = 64 uma 
 180 uma 
(b) Se uma fórmula química tem parêntese, o subscrito fora deles é um 
multiplicador de todos os átomos que estão dentro. Assim, para o Pb 
(NO3)2, temos: 
 
1 átomo de Pb = 1(207 uma) = 207 uma 
2 átomos de N = 2(14,0 uma) = 28,0 uma 
6 átomos de O = 6(16,0 uma) = 96,0 uma 
 331 uma 
 
 
4.2 Composição percentual a partir das fórmulas químicas 
Por vezes, os químicos devem calcular a composição percentual de um 
composto, isso é, a percentagem em massa de cada elemento presente na 
substânica. Os químicos forenses, por exemplo, podem determinar a composição 
percentual de um pó desconhecido e compará-la com as composições percentuais de 
substânicas conhecidas (por exemplo, açúcar, sal ou cocaína). Isso possibilitará a 
identificação do pó, até então desconhecido (BROWN, et al., 2016). 
Calcular a composição percentual (%E) de todo e qualquer elemento presente 
em uma substância (também chamada de composição elementar de uma substância) 
é simples desde que a fórmula química dessa substânica seja conhecida. O cálculo 
depende da massa molecular da substância, da massa atômica do elemento em 
questão e do número de átomos desse elemento presente na fórmula química: 
 
%𝐸 =
(𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜)(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡ô𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑖𝑐𝑎 
× 100% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.3 Número de Avogadro e Mol 
Mesmo as menores amostras com que lidamos no laboratório contêm um 
número enorme de átomo, íons e moléculas. Por exemplo, uma colher de chá de água 
(cerca de 5 ml) contém 2 × 1023 moléculas de água, um número tão grande que quase 
desafia a nossa compreensão. Deste modo, os cientistas desenvolveram uma unidade 
Calcular a percentagem de carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio (em 
massa) na molécula de glutamina C5H10N2O3. 
%𝐶 =
(5)(12 𝑢𝑚𝑎)
146,14 𝑢𝑚𝑎
× 100% = 41,1% 
%𝐻 =
(10)(1,0 𝑢𝑚𝑎)
146,14 𝑢𝑚𝑎
× 100% = 6,8% 
%𝑁 =
(2)(14 𝑢𝑚𝑎)
146,14 𝑢𝑚𝑎
× 100% = 19,2% 
%𝑂 =
(3)(16 𝑢𝑚𝑎)
146,14 𝑢𝑚𝑎
× 100% = 32,9% 
Os porcentuais calculados somam 100%, como pode-se verificar! 
 
 
de contagem para descrever grandes números de átomos e moléculas. 
No dia a dia, usamos unidades de contagem bastante familiares, como a dúzia 
(12 unidades). Na química, a unidade de contagem para o número de átomos, íons e 
moléculas é o mol. O mol é a unidade do SI para quantidade de matéria. Um mol 
contém exatamente 6,02214076 × 1023 entidades elementares. Esse número é o 
valor numérico fixo da constante de Avogadro NA, quando expresso na unidade mol-1 
e é chamado número de Avogadro. A quantidade de matéria, símbolo n, de um 
sistema é a medida do número de entidades elementares especificas. Uma entidade 
elementar pode ser um átomo, uma molécula, um íon, um elétron, ou qualquer 
partícula ou grupo especifico de partículas (IUPAC, 2018). 
1 mol de átomos de H2O = 6,02 ×1023 moléculas de H2O 
1 mol de átomos de 23Na = 6,02 × 1023 átomos de 23Na 
1 mol de íons Cl- = 6,02 × 1023 íons de Cl- 
O número de Avogadro é muito grande, o que se torna difícil de imaginar. Se 
espalhássemos 6,02 × 1023 bolinhas de gude sobre a superfície da Terra, teríamos 
uma camada de 5 km de espessura. Já se colocássemos 6,02 × 1023 moedas em linha 
reta daríamos 300 trilhões de voltas entorno da Terra (BROWN, et al., 2016). 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.4 Massa molar 
O mol sempre representa a mesma quantidade, mas claramente, por exemplo, 
uma dúzia de ovos não tem a mesma massa de uma dúzia de elefantes. Da mesma 
forma, podemos comparar com o mol. Compare, por exemplo o 1 mol de 16O e 1 mol 
de 32S. Um único átomo de 16O tem uma massa de 16 uma, enquanto um único átomo 
Exemplo: Determine a quantidade de átomos de sódio presente em 0,78 mol 
de NaCl 
1 𝑚𝑜𝑙 − − − − − 6,02 × 1023 𝑚𝑜𝑙−1 
0,78 𝑚𝑜𝑙 − − − − − − − − − − − − − 𝑥 
𝑥 = 0,78 𝑚𝑜𝑙 . 6,02 × 1023 𝑚𝑜𝑙−1 
𝑥 = 4,69 × 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠ó𝑑𝑖𝑜 
 
 
 
 
de 32S é duas vezes mais pesado, com 32 uma. Uma vez que um mol de qualquer 
elemento sempre contém o mesmo número de partículas, um mol de 32S deve ter duas 
vezes a massa de um mol de 16O. Logo, conclui-se 1 mol de enxofre pesa duas vezes 
mais que 1 mol de oxigênio. Em termos de massa, se 1 mol de enxofre pesa 32 g, 1 
mol de oxigênio pesará metade, 16 g (BROWN, et al., 2016). 
Esse exemplo ilustra uma regra geral que relaciona a massa do átomo ao 
número de Avogadro. A massa atômica de um elemento em unidade de massa 
atômica é numericamente igual à massa em gramas de 1 mol desse elemento. 
Exemplo: 
Cl tem massa atômica de 35,5 uma, logo 1 mol de Cl tem massa de 35,5 g 
Au tem massa atômica de 197 uma, logo 1 mol de Au tem massa de 197 g 
Para outros tipos de substâncias, existe a mesma relação numérica entre 
massa molecular e massa de 1 mol da substância: H2O tem massa molacular de 18,0 
uma, logo 1 mol de H2O tem massa de 18,0 g. NaCl tem massa molecular de 58,5 
uma, portanto, 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 g. 
A massa em gramas de um mol de uma substância, isto é, a massa em grama 
por mol, é chamada de massa molar da substância. A massa molar em grama po rmol 
de toda e qualquer substância é numericamente igual à sua massa molecular em 
unidades de massa atômica, uma. Para o HCl, por exemplo, a massa molecular é 36,5 
uma e a massa molar é 36,5 g/mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: que tem mais massa: um mol de água ou um mol de glicose 
(C6H12O6)? 
𝑀𝑀𝐻2𝑂 = 2(1 𝑢𝑚𝑎) + 1(16 𝑢𝑚𝑎) 
𝑀𝑀𝐻2𝑂 = 18 𝑢𝑚𝑎 => 18 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
𝑀𝑀𝐶6𝐻12𝑂6
= 6(12 𝑢𝑚𝑎) + 12(1 𝑢𝑚𝑎) + 6(16 𝑢𝑚𝑎) 
𝑀𝑀𝐶6𝐻12𝑂6
= 180 𝑢𝑚𝑎 => 180 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
Podemos concluir que um mol de glicose tem a massa de 180 g, dez 
vezes maior que a massa da água (18 g). 
 
 
4.5 Conversão entre massa e mols e número de partículas 
A conversão de massa em mols e vice-versa são frequentes nos cálculos 
químicos. Uma fórmula muito utilizada é a que relaciona a massa (m) ou número de 
mols (n) por meio da massa molar (MM). 
𝑚 = 𝑛. 𝑀𝑀 
Ao passo que queremos o número de mols que contem uma determinada 
massa, temos: 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
 
Vejamos alguns exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O conceito de mol estabelece uma relação entre a massa e o número de 
particulas. Para exemplificar como essa relação funciona (BROWN, et al., 2016), 
vamos calcular o número de átomos de ouro em uma moeda antiga. Essa moeda tem 
massa de cerca de 4 g e, no exemplo, vamos supor que ela é 100% constituída de 
ouro: 
1. Inicia-se calculando a massa molar da substância de interesse. Este caso é mais 
simples, pois o ouro está puro, ou seja, não está combinado com nenhum outro 
elemento. Logo, a massa molar será igual a massa atômica do ouro. Buscando 
a informação na tabela periódica, temos que 197 uma → 197 g/mol. 
Exemplo: Calcule a quantidade de matéria, em mols, que tem uma amostra 
de 80 g de nitrato de prata, AgNO3. 
1. Primeiramente, temos que calcular a massa molar do nitrato de prata, a 
partir das massas atômicas disponíveis na tabela periódica. 
𝑀𝑀𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 1(107,8 𝑢𝑚𝑎) + 1(14,0 𝑢𝑚𝑎) + 3(16,0 𝑢𝑚𝑎) 
𝑀𝑀𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 169,8 𝑢𝑚𝑎 → 169,8 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
2. Com a massa molar da substância, agora aplica-se a formula para 
encontrar o número de mols. 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
80
169,8
= 0,47 𝑚𝑜𝑙 
Uma amostra de 80 g possui 0,47 mol de nitrato de prata. 
 
 
2. Em seguida, calculamos o quantidade de mols pertencentes a 4 gramas deste 
elemento. 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
 =
4
197
= 0,020 𝑚𝑜𝑙 
3. Para chegarmos na quantidade de particulas, presentes temos que multiplicar o 
número de mols pelo número de Número de Avogadro, 𝑁𝐴. Este número é 6,02 ×
1023 𝑚𝑜𝑙−1. Portanto, temos que: 
 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑢 = 𝑛. 𝑁𝐴 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑢 = 0,020 𝑚𝑜𝑙 . 6,02 × 1023 𝑚𝑜𝑙−1 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑢 = 1,204 × 1022 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑢 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. Porto Alegre: Pearson, 2016. 
IUPAC. International Union of Pure and Applied Chemistry. A new definition of the 
mole has arrived, 2018. Disponivel em: https://iupac.org/new-definition-mole-arrived/. 
Acesso em: jan. 2023. 
LAVOISIER, A. Elements of chemistry: in a new systematic oder, containing all the 
modern discoveries. Nova Iorque: Dover Publications, 1965.