Estequiometria – Revisão de Cálculo Estequiométrico para o Enem

Estequiometria envolve o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas. Este é, portanto, o Cálculo Estequiométrico.

As Três Leis das reações químicas – Leis Ponderais. São elas: a Lei de Antoine Lavoisier, que definiu a conservação das massas; a Lei de Proust, que trata das proporções fixas; e a Lei de Dalton, que fala das proporções múltiplas. Confira:

Lei de Lavoisier ou lei da conservação das massas – a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.

Lei de Proust ou lei das proporções fixas – a proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas em uma reação química é sempre constante e invariável.

Lei de Dalton ou lei das proporções múltiplas – quando duas substâncias puras simples reagem entre si para formar compostos diferentes, se a massa de uma delas permanecer constante, a massa da outra substância irá variar numa relação de números múltiplos inteiros.

Veja as Leis volumétricas

1ª lei de Gay-Lussac – nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes gasosos de reagentes e produtos estão em uma proporção constante de números inteiros.

Proporção 1:3:2

2ª lei de Gay-Lussac – quando duas substâncias na fase gasosa reagem entre si para formar compostos diferentes, se o volume de uma delas permanecer constante, o volume da outra substância irá variar numa relação de números inteiros.

Cálculo estequiométrico – Regras fundamentais

1ª – Escrever a equação química mencionada no problema.

2ª – Acertar os coeficientes dessa equação (proporção molar entre reagentes e produtos).

3ª – Estabelecer a proporção entre os reagentes e produtos (regra de três) entre os dados que possuímos e o que desejamos encontrar.

As relações de proporções (regra de três) podem ser realizadas das seguintes formas:

Massa—————————Massa

Massa—————————Volume

Volume————————-Volume

Massa—————————mols

Massa—————————Nº de moléculas

E assim por diante.

Veja este Exemplo:

Reação química balanceada

Razão molar

A equação acima nos diz que:

6 moléculas de CO₂ e 6 moléculas de H₂O reagem para formar 6 moléculas de O₂ e 1 molécula de C₆H₁₂O₆

ou

6 mol de CO₂ e 6 mol de H₂O reagem para formar 6 mol de O₂ e 1 mol de C₆H₁₂O₆

A razão molar da reação acima é:

6 mol de CO₂:6 mol de H₂O:6 mol de O₂:1 mol de C₆H₁₂O₆

Casos particulares de cálculos estequiométricos

1º Caso – Quando temos reações consecutivas

Podemos somar algebricamente as equações químicas e efetuar o cálculo estequiométrico diretamente na equação final.

2º Caso – Reagentes impuros

Grau de pureza – é o quociente entre a massa (m) da substância principal e a massa (M) total da amostra (ou massa do material bruto).

Primeiramente é necessário descobrir a real massa do reagente no material bruto.

Ex.: Deseja-se obter 180L de dióxido de carbono, medidos nas CNTP, pela calcinação de um calcário de 90% de pureza. Qual a massa de calcário necessária? (C=12 g/mol; O=16 g/mol; Ca=40 g/mol).

100g————————————-22,4L

Mx0,90———————————-180L

M=892,8 g de calcário

3º Caso – Rendimento

Rendimento teórico: quantidade máxima de produtos que pode ser obtida a partir de certa quantidade de reagentes (segue a estequiometria da reação).

Rendimento real: quantidade real de produto obtido experimentalmente.

4º Caso – Reagente limitante: é o reagente que governa o rendimento máximo de produto. O rendimento deve ser calculado com base na quantidade de reagente limitante.

Como saber qual o reagente limitante?

Converter as quantidades de reagentes em números de mols. Comparar estas quantidades com a proporção estequiométrica dada pela reação balanceada.

Pela equação balanceada: 8 carros + 32 pneus → 8 carros com pneus

Dados: 8 carros: 48 pneus → carros são limitantes!

sobram 16 pneus em excesso!

Pela lei de Proust temos 8 carros: 32 pneus

A razão 8/32 é a relação ideal, porém a razão em questão é 8/48.

8/32 > 8/48 logo o excesso é do denominador.

Para verificar a existência de excesso é necessário verificar as relações de proporções entre reagentes e produtos na equação fundamental e comparar com a relação dada no exercício. Caso sejam diferentes, têm-se excessos.

Aula Gratuita

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Desafios para você responder e compartilhar

Questão 1

Uma amostra de gasolina (densidade= 0,910 g/mL) apresenta 3,52% em massa de enxofre (S). Sabendo-se que o S (32 g/mol) ao ser queimado em excesso de oxigênio, produz apenas SO₂(g), um dos gases responsáveis pela formação de chuva ácida.

O volume em litros de SO_2(g) produzido na queima de 1L dessa gasolina, nas CNTP é de:

a) 20 mL

b) 22,4 L

c) 2,24 L

d) 1 L

e) 32 L

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Questão 2

(UDESC)

Os compostos reduzidos de enxofre, principalmente o sulfeto de hidrogênio (H₂S), um gás de cheiro desagradável, são formados por atividade bacteriana anaeróbica em “lixões”. Ele pode ser removido do ar por uma variedade de processos, entre eles, o bombeamento através de um recipiente com óxido de ferro (III) hidratado, o qual se combina com sulfeto de hidrogênio:

(Fe= 56 g/mol; S= 32 g/mol; O= 16 g/mol; H= 1g/mol).

Se 208 g de Fe₂S₃ são obtidos pela reação, qual a quantidade de H₂S removidos? Considere que Fe₂O₃.H2O está em excesso e que o rendimento da reação é de 100%.

a) 68 g

b) 51 g

c) 34 g

d) 102 g

e) 208 g

Resposta: D

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Questão 3

A reação abaixo mostra a reação envolvida no processo de obtenção do formaldeído (CH₂O) a partir do metanol (CH₃OH), por reação com o O2 em presença de prata como catalisador. Sabendo-se que o rendimento da reação é de apenas 10%, a massa de formaldeído obtida pela reação de 320 g de metanol é. (C= 12 g/mol; O= 16 g/mol; H= 1 g/mol).

a) 300 g

b) 15 g

c) 150 g

d) 200 g

e) 30 g

Resposta: E

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