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DEFINIÇÕES
Utilizamos o cálculo estequimétrico quando desejamos descobrir a quantidade de determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou produtos.
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.
Exemplo 1
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2 O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2 → 2 H2 O
3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2 → 2 H2 O
4 g ---- 32 g
8 g ---- x g
x = 64 g
2 H2 + O2 → 2 H2 O
8 g+ 64 g = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
H
2° Balancear a equação:
2 H
3° Estabelecer as proporções
2 H
4 g ---- 32 g
8 g ---- x g
x = 64 g
2 H
8 g+ 64 g = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
Exemplo 2
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e entram em combustão. Quantas moléculas de O2 serão consumidas nesta reação?
1° escrever a reação:
C2 H6 O + O2 → CO2 + H2 O
2° balancear a equação:
1 C2 H6 O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2 O
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C2 H6 O -------- 3 mols de O2(g)
7 mols de C2 H6 O -------- x
x = 21 mols de O2
C
2° balancear a equação:
1 C
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C
7 mols de C
x = 21 mols de O
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O2 são consumidas na reação
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O
PUREZA
Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros, como é o caso dos materiais utilizados nas indústrias. Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em consideração o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas vezes, é preciso descontar as impurezas, que não participam da reação química.
Exemplo:
15 g de H2 4 , com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al2 (SO4 )3 e H2 . Qual será a massa de hidrogênio formada?
Reação balanceada:
2 Al + 3 H2 SO4 → Al2 (SO4)3 + 3 H2
15 g de H
Reação balanceada:
2 Al + 3 H
Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de H2 SO4 (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H2 (M = 2 g/mol), então:
294 g -------- 6g
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H2 .
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H
RENDIMENTO
O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada.Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%. O cálculo para obter o rendimento, expresso em porcentagem, pode ser feito da seguinte forma:
Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.
Exemplo 1:
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:
146,66 g de CO2 --------- 100%
x g de CO2 ---------- 95%
146,66 g de CO2 --------- 100%
x g de CO2 ---------- 95%
x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%.
Exemplo 2:
Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
Como o rendimento da reação foi de 80%, temos:
135 g de H2O ------- 100%
x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.
135 g de H2O ------- 100%
x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.
REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO
Quando um problema fornece a quantidade de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo denominado reagente limitante.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos.
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos.
Exemplo:
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH + H2SO4 → Na2
80 g 98 g
16 g x
x = 19,6 g
2NaOH + H2SO4 → Na
80 g 98 g
16 g x
x = 19,6 g
19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.
Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
80 g 98 g 142 g
16 g 19,6 g x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
80 g 98 g 142 g
16 g 19,6 g x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
EXERCÍCIOS
(UFF-RJ) Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente.
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada:
TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4(g). Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:
(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.)
a) 1,2 g
b) 2,4 g
c) 3,6 g
d) 4,8 g
e) 7,2 g
(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.)
a) 1,2 g
b) 2,4 g
c) 3,6 g
d) 4,8 g
e) 7,2 g
Gabarito
Calculando a massa molar do TiCl4, temos:
48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol
48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol
Balanceando a equação:
TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)
190 g 48 g
9,5 g x g
x = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.
TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)
190 g 48 g
9,5 g x g
x = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.
(UFMG) Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, formada após um deles ter sido completamente consumido?
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
Gabarito
Calculando a massa molar do Fe2O3, temos:
(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/mol
Reação química balanceada:
4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)
Trabalhando com o reagente Fe:
4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
15 g x g
x = 6,42 g
(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/mol
Reação química balanceada:
4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)
Trabalhando com o reagente Fe:
4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
15 g x g
x = 6,42 g
Como no problema, há 4,8 g de oxigênio, e o cálculo forneceu o valor de 6,42 g ( que é o valor que reage completamente com 15 g de Fe), concluímos que o oxigênio é o reagente limitante, ou seja, irá reagir completamente na reação. Dessa forma, o ferro é o reagente em excesso, e não irá ser usado nos cálculos.
Confirmando o excesso do ferro:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
x g 4,8 g
x = 11,2 g (excesso confirmado)
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
x g 4,8 g
x = 11,2 g (excesso confirmado)
Trabalhando com o oxigênio:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
4,8 g x g
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
4,8 g x g
x = 16 g de Fe2O3 serão formados na reação. Letra B.
Fonte: http://educacao.globo.com/quimica/assunto/estequiometria/calculos-estequiometricos.html
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