Resumo de Estequiometria: veja Cálculo Estequiométrico no Enem

Relembre sobre os princípios da Estequiometria em mais esta aula de revisão de Química para Vestibular e Enem. Não tem moleza. Quem acerta uma questão de Cálculo Estequiométrico já sai na frente dos concorrentes. Confira abaixo.

Você lembra das aulas sobre o Cálculo Estequiométrico? Não? Então agora é a hora de recuperar tudo no resumo de Estequiometria. Assim você chega com tudo para gabaritar nas questões de Química do Enem. 

O que é a Estequiometria? – A 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

Elas estão na base de tudo. Com elas você entra na essência deste resumo de Estequimetria. São as seguintes as Leis Ponderais: 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 no resumo de Estequiometria:

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

2- A 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.

3 – A 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.

Resumo de Estequiometria

Veja agora com o professor Felipe Sobis, do canal do Curso Enem Gratuito, uma introdução completa, com o resumo de Estequiometria essencial.

A dica do Sobis:

  1. Aprenda na aula acima como calcular a quantidade de produto formada em uma reação química.
  2. Estequiometria é o cálculo que permite relacionar as quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química, com o auxilio da reação química correspondente.

 

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.

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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.aula5_fig002.tif

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.

Exercício resolvido de Cálculo Estequiométrico

Confira com a professora Larissa Santos, do Curso Enem Gratuito, exemplos com Exercícios de Estequiometria:

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:

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Química EnemReação química balanceada

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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.reações consecutivas - Resumo de estequiometria

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).

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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.Reagente limitante - Resumo de Estequiometria

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.

O Rendimento numa reação química

As dicas da Larissa:

  1. Geralmente estudamos exemplos de fenômenos ideais para simplificar os estudos em química.
  2. Porém, uma reação química não pode ser considerada como um sistema ideal. Isso porque não podemos prever a quantidade de produto que será formada a partir dessa reação com exatidão.
  3. Vários fatores difíceis de serem controlados podem estar envolvidos em um processo laboratorial, e estes fatores podem contribuir para que a reação química não alcance o rendimento calculado na teoria.
  4. O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada.
  5. Nesta aula acima, a professora Larissa te ensina a calcular o rendimento de uma reação química.
  6. Vem, e complete a revisão no Resumo de Estequiometria 😉

 

Desafios do Resumo de Estequiometria

Questão 1 – Resolva e compartilhe o resultado

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 SO2(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

Dica 1 – É fácil medir o peso de qualquer coisa, mas como podemos medir o peso de um átomo? Saiba tudo sobre as Grandezas Químicas nesta aula de Química Enem – https://blogdoenem.com.br/grandezas-quimicas-quimica-enem/

Questão 2 – Resumo de Estequiometria

(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:

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(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

Dica 2 – Relembre tudo sobre os processos de separação de misturas homogêneas e heterogêneas em mais esta aula de revisão para a prova de Química Enem – https://blogdoenem.com.br/separacao-de-misturas-quimica-enem/

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).

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a) 300 g

b) 15 g

c) 150 g

d) 200 g

e) 30 g

Resposta: E

Dica 3 – Tire todas as suas dúvidas sobre os Tipos de Misturas Químicas em mais uma aula de Química Enem que preparamos para você – https://blogdoenem.com.br/sistemas-e-misturas-quimica-enem/