Cálculos estequiométricos: etapas e exercícios resolvidos - Ciência - 2023

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Cálculos estequiométricos: etapas e exercícios resolvidos - Ciência
Cálculos estequiométricos: etapas e exercícios resolvidos - Ciência

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o cálculos estequiométricos são aqueles que são feitos com base nas relações de massa dos elementos ou compostos envolvidos em uma reação química.

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

Os cálculos estequiométricos baseiam-se na aplicação de um conjunto de leis, entre as quais: Lei da conservação da massa; a lei de proporções definidas ou de composição constante; e, finalmente, a lei das proporções múltiplas.

A lei de conservação da massa afirma 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 composição constante afirma que diferentes amostras de qualquer composto puro têm os mesmos elementos nas mesmas proporções de massa. Por exemplo, a água pura é a mesma, não importa qual seja sua fonte ou de qual continente (ou planeta) venha.

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

O que são cálculos estequiométricos e seus estágios?

São cálculos elaborados para resolver as diferentes questões que podem surgir quando uma reação química está sendo estudada. Para isso, você deve ter conhecimento dos processos químicos e das leis que os regem.


Com o uso de cálculo estequiométrico, por exemplo, a massa desconhecida de outro reagente pode ser obtida a partir da massa de um reagente. Você também pode saber a composição percentual dos elementos químicos presentes em um composto e, a partir dela, obter a fórmula empírica do composto.

Conseqüentemente, 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 há excesso de reagente, bem como sua massa.

Estágios

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

Duas situações comuns são:

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

- Queremos saber a massa desconhecida do segundo elemento, bem como a massa do composto resultante da reação.


Em geral, ao resolver esses exercícios, a seguinte ordem de etapas deve ser seguida:

-Estabelecer a equação da reação química.

-Balancear a equação.

-A terceira etapa consiste em, utilizando os pesos atômicos dos elementos e os coeficientes estequiométricos, 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 que ele reage com o segundo elemento, conhecendo a massa do segundo elemento.

-E a quinta e última etapa, se as massas dos elementos reagentes forem conhecidas, sua soma permite calcular a massa do composto produzido na reação. Nesse caso, essa informação é obtida com base na lei de conservação da massa.

Exercícios resolvidos

-Exercício 1

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

Dados:

- Massa de Mg e S = 15 g

-Peso atômico de Mg = 24,3 g / mol.

-Peso atômico de S = 32,06 g / mol.

Etapa 1: equação de reação

Mg + S => MgS (já balanceado)

Etapa 2: Estabelecer 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. Portanto, a proporção em que S e Mg são combinados será de 32:24, dividindo os 2 termos por 8, a proporção se reduz para 4: 3.

Reciprocamente, a proporção em que Mg combina com S é igual a 3: 4 (Mg / S)

Etapa 3: discussão e cálculo do excesso de 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 de 3: 4 e não de 1: 1. Então, pode-se deduzir que o excesso de reagente é Mg, uma vez que se encontra em menor proporção em relação a S.

Esta conclusão pode ser testada calculando a massa de Mg reagindo 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 de Mg remanescente = 15 g - 11,25 g

3,75 g.

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

Massa de MgS = massa de Mg + massa de S

11,25 g + 15 g.

26, 25 g

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

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 a apresentada neste caso, perceber-se-ia que os 15 g de S não seriam suficientes para reagir totalmente com os 15 g de Mg, faltando 5 g. Isso confirma que o reagente remanescente é o Mg e o S é o reagente limitante na formação do MgS, quando ambos os elementos reativos têm a mesma massa.

-Exercício 2

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

Dados:

- Massa da amostra: 52 g de NaCl

- Porcentagem pura = 97,5%.

Etapa 1: Calcular a Massa Pura de NaCl

Massa de NaCl = 52 g x 97,5% / 100%

50,7 g

Etapa 2: cálculo da massa de impurezas

% de impurezas = 100% - 97,5%

2,5%

Massa de impurezas = 52 g x 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

Que massa de oxigênio (O) está em 40 g de ácido nítrico (HNO3), sabendo que seu peso molecular é 63 g / mol e o peso atômico de O é 16 g / mol?

Dados:

-Massa de HNO3 = 40 g

-Peso atômico de O = 16 g / mol.

-Peso molecular de HNO3

Etapa 1: Calcule o número de moles de HNO3 presente em uma massa de ácido de 40 g

Moles de HNO3 = 40 g de HNO3 x 1 mole de HNO3/ 63 g HNO3

0,635 moles

Etapa 2: calcular o número de moles de O presente

A fórmula HNO3 indica que existem 3 moles de O para cada mol de HNO3.

Moles de O = 0,635 moles de HNO3 X 3 moles de O / mole de HNO3

1,905 moles de O

Etapa 3: calcular a massa de O presente em 40 g de HNO3

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

30,48 g

Ou seja, dos 40g de HNO3, 30,48g são devidos exclusivamente ao peso dos moles de átomos de oxigênio. Esta grande proporção de oxigênio é típica de oxoanions ou seus sais terciários (NaNO3, por exemplo).

-Exercício 4

Quantos gramas de cloreto de potássio (KCl) são produzidos quando 20 g de clorato de potássio (KClO3)?, sabendo que o peso molecular do KCl é 74,6 g / mol e o peso molecular do KClO3 é 122,6 g / mol

Dados:

-KClO massa3 = 20 g

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

-Peso molecular de KClO3 = 122,6 g / mol

Etapa 1: equação de reação

2KClO3 => 2KCl + 3O2

Etapa 2: calcular a massa de KClO3

g de KClO3 = 2 moles x 122,6 g / mol

245,2 g

Etapa 3: calcular a massa de KCl

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

149,2 g

Etapa 4: calcular a massa de KCl produzida por decomposição

245 g de KClO3 149,2 g de KCl são produzidos por decomposição. Então, essa razão (coeficiente estequiométrico) pode ser usada para encontrar a massa de KCl que é produzida a partir de 20 g de KClO3:

g de KCl = 20 g de KClO3 x 149 g KCl / 245,2 g KClO3

12,17 g

Observe como é a razão de massa de O2 dentro do KClO3. Dos 20g de KClO3, pouco menos da metade é devido ao oxigênio que faz parte do clorato de oxoanion.

-Exercício 5

Encontre a composição percentual das seguintes substâncias: a) dopa, C9H11NÃO4 eb) Vanilina, C8H8OU3.

a) Dopa

Etapa 1: encontre o peso molecular da dopa C9H11NÃO4

Para isso, o peso atômico dos elementos presentes no composto é inicialmente multiplicado pelo número de moles representado por seus índices. 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 de dopa = (108 g + 11 g + 14g + 64 g)

197 g

Passo 2: Encontre a composição percentual dos elementos presentes na dopa

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

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

54,82%

% H = 11 g / 197g x 100%

5,6 %

% de N = 14 g / 197 g x 100%

7,10%

% O = 64 g / 197 g

32,48%

b) Vanilina

Parte 1: cálculo do peso molecular da vanilina C8H8OU3

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

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

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

Ou: 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 na vanilina

Seu peso molecular (152 g / mol) é considerado 100%.

% de C = 96 g / 152 g x 100%

63,15%

% H = 8 g / 152 g x 100%

5,26%

% O = 48 g / 152 g x 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 1g / mol e oxigênio 16 g / mol.

Etapa 1: calcular o número de moles dos elementos presentes no álcool

A massa do álcool é considerada como sendo 100g. Conseqüentemente, a massa de C é 60 g, a massa de H é 13 ge a massa de oxigênio é 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 fazer isso, encontre a proporção de inteiros entre o número de moles. Isso serve para obter o número de átomos dos elementos na fórmula mínima. Para este efeito, os moles dos diferentes elementos são divididos pelo número de moles do elemento em menor grau.

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: C3H8O. Esta fórmula corresponde à do propanol, CH3CH2CH2OH. No entanto, esta fórmula também é a do composto CH3CH2OCH3, éter etilmetílico.

Referências

  1. Dominguez Arias M. J. (s.f.). 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. ChemPages Netorials. (s.f.). Módulo de Estequiometria: Estequiometria geral. Recuperado de: chem.wisc.edu
  5. Flores, J. Química (2002) Editorial Santillana.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.