Cálculo estequiométrico

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Olá galerinha! Faltam poucas semanas para o vestibular e sei que vocês já devem estar com as matérias na ponta da língua , maaas se você ainda está com aquela pequena dificuldade em química, fique sabendo que hoje nós vamos falar um pouco sobre os cálculos estequiométricos.

Os cálculos estequiométricos estudam as relações quantitativas entre massas, volumes, mol e número de moléculas, de reagentes e produtos envolvidos nas reações químicas.
Antes de começar os cálculos, é preciso resolver alguns requisitos, que são eles:

– Escrever a equação química;
Exemplo: Combustão do monóxido de carbono
CO + O2 → CO2

– Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
Exemplo:
2CO + O2 → 2CO2
Assim você saberá que 2 mol de CO estão para 1 mol de O2 que está para 2 mol de CO2.

– Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.

* Grandezas químicas:

– Massa atômica (MA)
É  o número que indica quantas vezes a massa do átomo é maior que uma unidade de massa atômica.
Obs: Para facilitar nossas vidas, as massas atômicas dos elementos são encontradas na tabela periódica.
Ex:
H = 1u                       O = 16u                      Al = 27u
*O símbolo “u” indica a unidade de medida da massa dos átomos.

-Massa Molecular (MM)
É a massa da molécula, ou seja, é igual a soma das massas atômicas dos elementos constituintes da molécula.
Ex: Vamos resolver um exercício bem simples para clarear a mente de vocês :

Qual é a massa molecular da molécula de água (H2O) ?
Resolução:
A massa atômica do hidrogênio é 1u, e nessa molécula temos dois hidrogênios, portanto sua massa fica sendo 2x1u = 2u.
A massa do oxigênio equivale a 16u, e nessa molécula temos apenas um oxigênio, então 1x16u = 16u.
Como vimos la em cima, a soma das massas atômicas dos elementos resulta na massa molecular, logo:

MMágua: = 16 + 2 = 18 u.

– Mol
É uma unidade de contagem de partículas (átomos, moléculas, íons e etc).
1 mol equivale a 6,02×10²³ unidades.
Portanto o número 6,02×10²³ é chamado de Constante de Avogadro, e sua unidade é mol-1. Ele representa a quantidade de átomos que constitui a massa atômica de um elemento quando esta, é expressa em gramas. A massa de 6,02×10²³ u corresponde a um grama.
Ex:
1 mol ——- 6,02×10²³       X= 12,04×10²³
2 mol ——-     X

– Massa molar (M)
É a massa em gramas de um mol de partículas (átomos, moléculas, íons…). A unidade de massa molar é g/mol e ela é numericamente igual à massa atômica (MA) ou à massa molecular (MM).
Ex:
Carbono ( C ): 12u                           C12H22O11
Oxigênio (O) : 16u                          M= (12×12) + (22×1) + (11×16) = 342g/mol.
Hidrogênio (H): 1u

– Volume molar
É o volume ocupado por 1mol de moléculas gasosas em determinada temperatura e pressão. Nas condições normais de temperatura e pressão, 1mol de moléculas de qualquer gás ocupará um volume de 22,4L.
1mol = 22,4L.

Agora aqui vai uma tabela bem legal com exemplos das grandezas citadas acima:

Tabela

*Cálculo estequiométrico:

Agora que já vimos um pouco sobre as grandezas químicas, podemos finalmente fazer os cálculos estequiométricos. Retomando mais uma vez, para fazer os exercícios é preciso seguir uma sequência, que é:

– Ler com atenção e anotar o que é dado e o que é pedido;

– Escrever a equação química mencionada no problema;

– Acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em mol existente entre os participantes da reação);

-Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, volume, ou mol, conforme a conveniência do problema.

Relação massa x massa

1. Qual a massa de  hidróxido de sódio (NaOH) necessária para preparar 28,4 g de sulfato de sódio? Equação já esta balanceada.
H2SO4(aq) +  2 NaOH(aq) →  Na2SO4(aq) +  2 H2O(L)

Resolução:  Na= 23u   H= 1u  O= 16u  S= 32u

Massa Na2SO4 = 28,4g    NaOH = ?   H2SO4 = ?

2x(40)g NaOH ——— 1x(142)g Na2SO4                 X= 16g NaOH

X               ——— 28,4g Na2SO4

Relação massa x volume

1. Dada a equação já balanceada da reação química:

CaCO3(s)  →  CaO(s) +  CO2(g). Calcular a massa de CaO e o volume (CNTP) de CO2 produzidos pela decomposição térmica de 400 g de CaCO3.

Massa CaCO3 = 400g    CaO = ?       Volume CO2 = ?

56g CaO ——- 100g CaCO3             X = 224g CaO.

X       ——-  400g CaCO3

Volume do CO2:    22,4L CO2 ——- 100g CaCO3            X = 89,6L CO2

X         ——-  400g CaCO3

Relação volume x volume

1. Calcular o volume (CNTP) de acetileno (C2H2) necessário para produzir 17,92 L de gás carbônico (CO2) nas CNTP. Equação já esta balanceada.

C2H2(g) +  5/2O2(g) →  2CO2(g) +  H2O(v)

Volume CO2 = 17,92L    C2H2 = ?

2x(22,4)L CO2 ——- 22,4 C2H2          X =  8,96L C2H2

17,92L CO2    ——-         X

Reagente em excesso

Quando um problema fornecer a quantidade de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo denominado reagente limitante.

Agora preste bem atenção moçadinha! Para sabermos qual é o reagente limitante e qual esta em excesso, 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.

Exercício resolvido para vocês terem uma ideia de como é que funciona:

1. Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver? Reação balanceada : 1 C2H6O(V)   + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)

A massa em excesso é a do O2, pois fazendo o cálculo estequiométrico, vemos que usa-se apenas 288g de O2 e o exercício diz que 320g são utilizadas.

46g de C2H6O ———— 96 O2             X = 288 g de O2
138g de C2H6O ————  X

A massa de gás carbônico liberado, deverá ser calculada utilizando-se a massa do reagente que não está em excesso (que no caso é o álcool etílico (C2H6O)).

46g de C2H6O ————88g de CO2               X = 264 g de CO2
138g de C2H6O ————   X

A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu:

320g – 288g = 32 g

Pureza de reagente

O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias.
Estes cálculos são muito utilizados, pois nem todas as substâncias são puras. O grau de pureza (p) é dado pela divisão entre a massa da substância pura e a massa total da amostra.

Digamos que em 100 g de calcário, apenas 80 g são de carbonato de cálcio e 20 g são de impurezas, então teremos que o grau de pureza dessa substância será dado por 0,8, conforme mostrado: p = 80 / 100 → p = 0,8.

Isso quer dizer que o grau de pureza dessa amostra de calcário é:

100 % de pureza ——— 100 g de calcário                             X = 80%
X      ———   80 g de carbonato puro

Quando você for calcular a massa de um produto obtido a partir de um reagente impuro, calculamos primeiro qual é a parte pura da amostra e depois efetuamos os cálculos com o valor obtido.

Exemplo: Calcule a massa de óxido de cálcio (CaO) obtida pela decomposição térmica de 500 g de calcário contendo 80% de pureza.

CaCO3(s)  →   CaO(s)    +     CO2(g)

500g CaCO3 ——- 100%

X       ——-  80%

X = 400g CaCO3 (Esta é a massa pura que vai reagir).

Massa de óxido de cálcio (CaO) obtida:

100g CaCO3 ——- 56g CaO                  X = 224g CaO.

400g CaCO3 ——-         X

Rendimento de reação

Nas reações químicas, é comum a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado e  com isso, o rendimento não foi total. Portanto o cálculo de rendimento de uma reação química é feito pela quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Para calcular o rendimento, em forma de porcentagem, temos que:

Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100

Exemplo: 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%, vamos obter que:
12g de C ——— 44 g de CO2           X = 146,66 g de CO2
40 g de C ——–   X g de CO2

Este valor obtido é de 100% de rendimento, mas como sabemos, só houve 95% de rendimento, portanto:
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%.

Bom e assim encerramos o conteúdo de cálculo estequiométrico, espero que tenham gostado do post e caso tenham alguma dúvida, podem mandar email, comentário, sinal de fumaça ou se comunicar conosco pela nossa página no facebook. 😀 o/

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