Cálculos estequiométricos: etapas e exercícios resolvidos

Os cálculos estequiométricos são fundamentais para a resolução de problemas que envolvem reações químicas. Eles permitem determinar quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação, bem como prever o rendimento de uma reação química. Neste artigo, vamos abordar as etapas necessárias para realizar cálculos estequiométricos e apresentar alguns exercícios resolvidos para auxiliar na compreensão e aplicação desse conceito na química.

Passo a passo do cálculo estequiométrico: conheça as etapas para realizar corretamente os cálculos.

Os cálculos estequiométricos são fundamentais na Química para determinar a quantidade de reagentes necessária para uma reação química, bem como a quantidade de produtos formados. Para realizar esses cálculos de forma correta, é importante seguir algumas etapas específicas. Conheça o passo a passo a seguir:

1. Equacionar a reação química: O primeiro passo é equacionar a reação química, ou seja, escrever a fórmula dos reagentes e produtos envolvidos na reação. Certifique-se de que a equação esteja balanceada antes de prosseguir.

2. Definir as informações disponíveis: Identifique as informações fornecidas no problema, como a quantidade de um dos reagentes, a massa de um dos produtos formados, entre outros dados relevantes.

3. Converter as unidades, se necessário: Caso as unidades fornecidas não estejam na mesma unidade que você precisa para os cálculos, faça as conversões necessárias para garantir que todas as grandezas estejam na mesma unidade.

4. Aplicar a estequiometria: Utilize os coeficientes da equação química balanceada para determinar a relação entre os reagentes e produtos envolvidos na reação. Isso permitirá calcular a quantidade de um reagente necessário para formar uma determinada quantidade de produto, por exemplo.

5. Verificar e interpretar o resultado: Após realizar os cálculos, verifique se a resposta obtida faz sentido com o contexto do problema e interprete o resultado adequadamente, considerando as unidades e grandezas envolvidas.

A prática de exercícios é fundamental para aprimorar a habilidade de realizar cálculos estequiométricos. A resolução de problemas ajuda a fixar os conceitos e a desenvolver a capacidade de aplicá-los em diferentes situações. Agora que você conhece as etapas para realizar corretamente os cálculos estequiométricos, pratique com exercícios resolvidos e desafie-se a resolver problemas cada vez mais complexos.

Descubra os 5 passos essenciais para realizar um cálculo estequiométrico com precisão.

Realizar cálculos estequiométricos pode parecer complicado à primeira vista, mas seguindo alguns passos essenciais, é possível realizar esses cálculos com precisão. Aqui estão os 5 passos principais para realizar um cálculo estequiométrico:

1. Balanceamento da equação química: O primeiro passo é garantir que a equação química esteja devidamente balanceada, ou seja, que o número de átomos de cada elemento seja o mesmo nos reagentes e produtos. Isso é essencial para garantir a precisão dos cálculos.

2. Conversão de unidades: Converta as unidades fornecidas na questão para a unidade desejada para o cálculo estequiométrico. Certifique-se de que as unidades estejam consistentes ao longo do cálculo.

3. Determinação dos coeficientes estequiométricos: Utilize os coeficientes da equação química balanceada para determinar a relação entre os reagentes e produtos. Isso é fundamental para calcular as quantidades de substâncias envolvidas na reação.

4. Cálculo das quantidades de reagentes e produtos: Com base nos coeficientes estequiométricos, calcule as quantidades de reagentes consumidos e produtos formados na reação química. Mantenha a precisão ao longo do cálculo.

5. Verificação dos resultados: Por fim, verifique os resultados obtidos, garantindo que as unidades estejam corretas e que os cálculos estejam precisos. Caso necessário, revise os passos anteriores para garantir a exatidão do cálculo estequiométrico.

Seguindo esses 5 passos essenciais, você será capaz de realizar cálculos estequiométricos com precisão e confiança. Pratique com exercícios resolvidos e desafie-se a resolver problemas cada vez mais complexos.

Passos iniciais para resolver problemas de cálculo estequiométrico de forma eficaz.

Para resolver problemas de cálculo estequiométrico de forma eficaz, é importante seguir alguns passos iniciais. Primeiramente, é necessário entender o conceito de estequiometria, que é a relação entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química. Em seguida, deve-se identificar a equação química balanceada do problema, garantindo que haja o mesmo número de átomos de cada elemento nos reagentes e produtos.

Após a identificação da equação balanceada, o próximo passo é determinar a quantidade conhecida de um dos reagentes ou produtos envolvidos na reação. Em seguida, utiliza-se essa informação para calcular a quantidade desconhecida de outro reagente ou produto, utilizando proporções e coeficientes estequiométricos da equação química.

É importante lembrar de sempre converter as unidades de medida, se necessário, para garantir que os cálculos estejam corretos. Além disso, é fundamental utilizar a massa molar dos elementos para converter massas em número de mols e vice-versa.

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Por fim, recomenda-se praticar resolvendo diversos exercícios de cálculo estequiométrico para aprimorar a habilidade e familiarizar-se com os diferentes tipos de problemas que podem surgir. Com dedicação e prática, é possível dominar os cálculos estequiométricos e obter resultados precisos em suas resoluções.

Dicas práticas para resolver problemas de estequiometria de forma eficiente e precisa.

Para resolver problemas de estequiometria de forma eficiente e precisa, é importante seguir algumas dicas práticas que podem facilitar o processo de cálculo. A estequiometria é a parte da química que estuda as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química, sendo essencial para compreender e prever os resultados de uma reação.

Uma dica importante é sempre começar identificando os reagentes e produtos da reação, bem como suas proporções estequiométricas. Em seguida, é fundamental converter as unidades de massa ou volume para mol, pois a estequiometria é baseada nas quantidades em mol dos reagentes e produtos.

Outra dica útil é utilizar a proporção estequiométrica da reação para determinar a quantidade de um dos reagentes ou produtos, a partir da quantidade conhecida de outro. Para isso, é necessário garantir que a equação química esteja balanceada, para que as proporções estejam corretas.

Além disso, é importante prestar atenção às unidades utilizadas em cada etapa do cálculo, garantindo que estejam coerentes e que as conversões sejam feitas de forma correta. Utilizar a tabela periódica para determinar as massas molares dos elementos também é essencial para calcular as quantidades com precisão.

Por fim, é recomendado praticar a resolução de exercícios estequiométricos com frequência, pois a prática leva à familiaridade com os cálculos e à melhoria da habilidade de resolver problemas dessa natureza.

Seguindo essas dicas práticas e praticando regularmente, é possível resolver problemas de estequiometria de forma eficiente e precisa, garantindo um melhor entendimento das reações químicas e dos cálculos envolvidos.

Cálculos estequiométricos: etapas e exercícios resolvidos

Os cálculos estequiométricas são aqueles que são feitos com base das relações de massa dos elementos ou compostos envolvidos numa reacção química.

O primeiro passo para realizá-las é equilibrar a reação química de interesse. Da mesma forma, as fórmulas corretas dos compostos envolvidos no processo químico devem ser conhecidas.

Cálculos estequiométricos: etapas e exercícios resolvidos 1

Fonte: Pixabay

Os cálculos estequiométricos são baseados na aplicação de um conjunto de leis, entre as quais: A lei da conservação da massa; a lei de proporções definidas ou composição constante; e, finalmente, a lei de múltiplas proporções .

A lei de conservação de massa indica que em uma reação química a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Em uma reação química, a massa total permanece constante.

A lei das proporções definidas ou da composição constante indica que amostras diferentes de qualquer composto puro têm os mesmos elementos nas mesmas proporções de massa. Por exemplo, a água pura é a mesma, independentemente de sua fonte ou de qual continente (ou planeta) ela vem.

E a terceira lei, de proporções múltiplas, indica que quando dois elementos A e B formam mais de um composto, a proporção da massa do elemento B que é combinada com uma dada massa do elemento A, em cada um dos compostos , pode ser expresso em termos de pequenos números inteiros. Ou seja, para A n B m n e m são inteiros.

O que são cálculos estequiométricos e seus estágios?

São cálculos projetados para resolver as diferentes questões que podem surgir quando uma reação química está sendo estudada. Para isso, é necessário possuir o conhecimento dos processos químicos e das leis que os governam.

Com o uso do cálculo estequiométrico, por exemplo, a partir da massa de uma substância reagente, é possível obter a massa desconhecida de outro reagente. Você também pode conhecer a composição percentual dos elementos químicos presentes em um composto e, a partir dele, obter a fórmula empírica do composto.

Consequentemente, o conhecimento da fórmula empírica ou mínima de um composto permite o estabelecimento de sua fórmula molecular.

Além disso, o cálculo estequiométrico permite saber em uma reação química qual é o reagente limitante ou se existe um reagente restante, bem como sua massa.

Etapas

As etapas dependerão do tipo de problema apresentado, bem como de sua complexidade.

Duas situações comuns são:

– Dois elementos reagem para originar um composto e apenas a massa de um dos reagentes é conhecida.

-É desejável conhecer a massa desconhecida do segundo elemento, bem como a massa do composto resultante da reação.

Em geral, a seguinte ordem de etapas deve ser seguida na resolução desses exercícios:

-Estabelecer a equação da reação química.

-Balancear a equação.

-O terceiro estágio é, usando os pesos atômicos dos elementos e os coeficientes estequiométricos, para obter a proporção das massas dos elementos reagentes.

-Em seguida, usando a lei das proporções definidas, uma vez que a massa de um elemento reagente é conhecida e a proporção com a qual ele reage com o segundo elemento, conhece a massa do segundo elemento.

-E o quinto e último estágio, se as massas dos elementos reagentes forem conhecidas, sua soma permite que a massa do composto produzido na reação seja calculada. Nesse caso, essas informações são obtidas com base na lei de conservação de massa.

Exercícios resolvidos

-Exercício 1

Qual é o reagente restante quando 15 g de Mg são reagidos com 15 g de S para formar MgS? E quantos gramas de MgS serão produzidos na reação?

Dados:

– Massa Mg e S = 15 g

-Atômico peso de Mg = 24,3 g / mol.

-Peso atômico de S = 32,06 g / mol.

Etapa 1: equação da reação

Mg + S => MgS (já balanceado)

Etapa 2: Estabeleça a proporção na qual Mg e S se combinam para produzir MgS

Para simplificar, o peso atômico de Mg pode ser arredondado para 24 g / mol e o peso atômico de S para 32 g / mol. Então a proporção na qual S e Mg são combinados será 32:24, dividindo os 2 termos por 8, a proporção é reduzida para 4: 3.

Reciprocamente, a razão na qual Mg é combinado com S é igual a 3: 4 (Mg / S)

Etapa 3: discussão e cálculo do restante reagente e sua massa

A massa de Mg e S é de 15 g para ambos, mas a proporção na qual Mg e S reagem é 3: 4 e não 1: 1. Então, pode-se deduzir que o reagente restante é Mg, uma vez que é encontrado em menor proporção em relação a S.

Esta conclusão pode ser testada calculando a massa de Mg que reage com 15 g de S.

g de Mg = 15 g de S x (3 g de Mg) / mol) / (4 g de S / mol)

11,25 g de Mg

Massa em excesso de Mg = 15 g – 11,25 g

3,75 g

Etapa 4: massa de MgS formada na reação com base na lei de conservação de massa

Massa MgS = massa Mg + massa S

11,25 g + 15 g.

26,25 g

Um exercício para fins educacionais pode ser feito da seguinte maneira:

Calcule os gramas de S que reagem com 15 g de Mg, usando neste caso uma proporção de 4: 3.

g de S = 15 g de Mg x (4 g de S / mol) / (3 g de Mg / mol)

20 g

Se a situação fosse apresentada neste caso, podia-se ver que os 15 g de S não seriam suficientes para reagir completamente com os 15 g de Mg, faltando 5 g. Isso confirma que o reagente restante é Mg e S é o reagente limitante na formação de MgS, quando ambos os elementos reativos têm a mesma massa.

-Exercício 2

Calcular a massa de cloreto de sódio (NaCl) e impurezas em 52 g de NaCl com uma porcentagem de pureza de 97,5%.

Dados:

– Amostra de amostra: 52 g de NaCl

– Percentual de pureza = 97,5%.

Etapa 1: cálculo da massa pura de NaCl

Massa de NaCl = 52 gx 97,5% / 100%

50,7 g

Etapa 2: cálculo da massa de impurezas

% de impurezas = 100% – 97,5%

2,5%

Massa da impureza = 52 gx 2,5% / 100%

1,3 g

Portanto, dos 52 g de sal, 50,7 g são cristais puros de NaCl e 1,3 g de impurezas (como outros íons ou matéria orgânica).

-Exercício 3

Qual massa de oxigênio (O) está em 40 g de ácido nítrico (HNO 3 ), sabendo que seu peso molecular é de 63 g / mol e o peso atômico de O é de 16 g / mol?

Dados:

-HNO 3 massa = 40 g

-Peso otômico de O = 16 g / mol.

-HNO 3 peso molecular

Etapa 1: Calcular o número de mols de HNO 3 presentes em uma massa ácida de 40 g

Moles HNO 3 = 40 g de HNO 3 x 1 mole de HNO 3 /63 g de HNO 3

0,635 moles

Etapa 2: calcular o número de mols de O presente

A fórmula do HNO 3 indica que existem 3 moles de O por mole de HNO 3.

Moles de O = 0,635 moles de HNO 3 x 3 moles de O / mol de HNO 3

1.905 moles de O

Etapa 3: calcular a massa de O presente em 40 g de HNO 3

g de O = 1,905 moles de O x 16 g de O / mol de O

30,48 g

Ou seja, dos 40g de HNO 3 , 30,48g são devidos exclusivamente ao peso das moles de átomos de oxigênio. Essa grande proporção de oxigênio é típica dos oxoanions ou de seus sais terciários (NaNO 3 , por exemplo).

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-Exercício 4

Quantos gramas de cloreto de potássio (KCl) são produzidos pela decomposição de 20 g de clorato de potássio (KClO 3 )?, Sabendo que o peso molecular do KCl é de 74,6 g / mol e o peso molecular do KClO 3 é 122,6 g / mol

Dados:

-KClO 3 massa = 20 g

Peso molecular de -KCl = 74,6 g / mol

-Peso molecular de KClO 3 = 122,6 g / mol

Etapa 1: equação da reação

2KClO 3 => 2KCl + 3O 2

Etapa 2: cálculo da massa de KClO 3

g de KClO 3 = 2 moles x 122,6 g / mol

245,2 g

Etapa 3: cálculo de massa de KCl

g de KCl = 2 moles x 74,6 g / mol

149,2 g

Etapa 4: cálculo da massa de KCl produzido por decomposição

245 g de KClO 3 produzido por decomposição 149, 2 g de KCl. Então, essa relação (coeficiente estequiométrico) pode ser usada para encontrar a massa de KCl que é produzido a partir de 20 g de KClO 3 :

g de KCl = 20 g de KClO 3 x 149 g de KCl / 245,2 g de KClO 3

12,17 g

Observe como é a razão de massa de O 2 dentro do KClO 3 . Dos 20 g de KClO 3 , pouco menos da metade é devido ao oxigênio que faz parte do oxionato de clorato.

-Exercício 5

Encontre a composição percentual das seguintes substâncias: a) dopa, C 9 H 11 NO 4 eb) vanilina, C 8 H 8 O 3 .

a) Dopa

Etapa 1: encontre o peso molecular da dopa C 9 H 11 NO 4

Para isso, o peso atômico dos elementos presentes no composto é multiplicado inicialmente pelo número de mols representados por seus subscritos. Para encontrar o peso molecular, são adicionados os gramas contribuídos pelos diferentes elementos.

Carbono (C): 12 g / mol x 9 mol = 108 g

Hidrogênio (H): 1 g / mol x 11 mol = 11 g

Nitrogênio (N): 14 g / mol x 1 mol = 14 g

Oxigênio (O): 16 g / mol x 4 mol = 64 g

Peso molecular da dopa = (108 g + 11 g + 14 g + 64 g)

197 g

Etapa 2: encontre a composição percentual dos elementos presentes na dopa

Para isso, seu peso molecular (197 g) é considerado 100%.

% de C = 108 g / 197g x 100%

54,82%

% de H = 11 g / 197g x 100%

5,6%

% de N = 14 g / 197 gx 100%

7,10%

% de O = 64 g / 197 g

32,48%

b) Vanilina

Parte 1: cálculo do peso molecular da vanilina C 8 H 8 O 3

Para fazer isso, o peso atômico de cada elemento é multiplicado pelo número de moles presentes, adicionando a massa fornecida pelos diferentes elementos

C: 12 g / mol x 8 mol = 96 g

H: 1 g / mol x 8 mol = 8 g

O: 16 g / mol x 3 mol = 48 g

Peso molecular = 96 g + 8 g + 48 g

152 g

Parte 2: Encontre a% dos diferentes elementos presentes na vanilina

Supõe-se que seu peso molecular (152 g / mol) represente 100%.

% de C = 96 g / 152 gx 100%

63,15%

% de H = 8 g / 152 gx 100%

5,26%

% de O = 48 g / 152 gx 100%

31, 58%

-Exercício 6

A composição percentual em massa de um álcool é a seguinte: carbono (C) 60%, hidrogênio (H) 13% e oxigênio (O) 27%. Obtenha sua fórmula mínima ou fórmula empírica.

Dados:

Pesos atômicos: C 12 g / mol, H 1 g / mol e oxigênio 16 g / mol.

Etapa 1: cálculo do número de mols dos elementos presentes no álcool

Supõe-se que a massa de álcool seja 100g. Consequentemente, a massa de C é de 60 g, a massa de H é de 13 g e a massa de oxigênio é de 27 g.

Cálculo do número de moles:

Número de moles = massa do elemento / peso atômico do elemento

moles de C = 60 g / (12 g / mol)

5 moles

moles de H = 13 g / (1 g / mol)

13 moles

moles de O = 27 g / (16 g / mol)

1,69 moles

Etapa 2: obter a fórmula mínima ou empírica

Para isso, é encontrada a proporção de números inteiros entre os números de moles. Isso serve para obter o número de átomos dos elementos na fórmula mínima. Para este fim, as moles dos diferentes elementos são divididas pelo número de moles do elemento em menor proporção.

C = 5 moles / 1,69 moles

C = 2,96

H = 13 moles / 1,69 moles

H = 7,69

O = 1,69 moles / 1,69 moles

O = 1

Arredondando esses números, a fórmula mínima é: C 3 H 8 O. Essa fórmula corresponde à do propanol, CH 3 CH 2 CH 2 OH. No entanto, esta fórmula é o composto CH 3 CH 2 OCH 3 , o éter metil etílico.

Referências

  1. Dominguez Arias MJ (sf). Cálculos em reações químicas. Recuperado de: uv.es
  2. Cálculos com fórmulas e equações químicas. [PDF]. Retirado de: 2.chemistry.msu.edu
  3. Sparknotes (2018). Cálculo estequiométrico Recuperado de: sparknotes.com
  4. Netoriais da ChemPages. (sf). Estequiometria Módulo: Estequiometria geral. Recuperado de: chem.wisc.edu
  5. Flores, J. Química (2002) Editorial Santillana.
  6. Whitten, Davis, Peck e Stanley. Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.

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