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).

-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.

Deixe um comentário

Este site usa cookies para lhe proporcionar a melhor experiência de usuário. política de cookies, clique no link para obter mais informações.

ACEPTAR
Aviso de cookies