Cálculos Estequiométricos

Com base numa equação química, podemos

calcular o número de mols, o número de

moléculas, a massa, o volume de uma ou

mais substâncias, em função de algum valor

dado numa reação química.

Estequiometria significa

medida de um elemento

Cálculos Estequiométricos

Um exemplo do nosso dia-a-dia:

Para fazermos um bolo simples é necessário respeitar uma receita padrão:

3 xícaras de farinha de trigo

4 ovos

1 copo de leite

Observe então:

Cálculos Estequiométricos

No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma situação. Para resolvê-lo precisamos de uma receita (reação) que traga os ingredientes (reagentes e/ou produtos) e suas quantidades (coeficientes estequiométricos da reação).

Cálculos Estequiométricos

• Por analogia, temos:

•Devemos lembrar que as quantidades em uma reação não podem ser dadas em xícaras, copos e etc., mas em quantidade de

matéria (mols). Assim a reação em exemplo estabelece uma proporção:

Cálculos Estequiométricos

Para cada mol de carbono são necessários

2 mols de gás hidrogênio e meio mol de gás

oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols

de carbono, será necessário dobrar a

receita.

����Observe a reação:

• 1 N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g)

Cálculos Estequiométricos

número de moléculas

1(6,02.1023

moléculas)3(6,02.1023

moléculas)2(6,02.1023

moléculas)

número de mols 1 mol 3 mol 2 mol

em massa 28 g(2.14g) 6 g(6.1g) 34 g(2.17g)

em volume (CNTP)

22,4L 67,2 L(3.22,4L) 44,8L (2.22,4L)

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Aplicação:

Dado a reação:4Fe + 3O2 � 2Fe2O3

Vamos calcular:a) O número de mols de oxigênio necessário

para reagir com 5 mols de ferro.

4 mol 3 mol5 mol x ���� x = 3,75 mol

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b) A quantidade de massa de óxido de ferro produzida na reação de 6 mol de gás oxigênio com quantidade suficiente de ferro.

3O2 2Fe2O3

3 (32 g) 2 (160 g)96 g 320 g

6 (32 g) x ���� x = 640 g

Reagentes em excesso e reagente limitante:

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Um exemplo de reação química muito comum em nosso cotidiano é a reação de combustão, para que ela ocorra é necessária a presença de três fatores: um combustível, um comburente e energia de ativação. Essa reação consiste na queima de um combustível que pode ser a gasolina, álcool, etc., através da energia de ativação (calor de uma chama, faísca elétrica), na presença de um comburente que, em geral, é o oxigênio do ar (O2).

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Quando dois reagentes são misturados e eles não se encontram em proporções iguais, um deles será consumido totalmente enquanto o outro poderá deixar certa quantidade sem reagir. O reagente que teve seu aproveitamento total é chamado de reagente

limitante e o outro será o reagente em

excesso.

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Para resolver questões que envolvem reagentes limitante e em excesso, podemos seguir estas etapas:

a) Determinar o reagente limitante;b) Determinar a massa do produto formado;c) Determinar a massa do reagente em excesso.

Aplicação:

Mistura-se 40 g de gás hidrogênio com 40 g de gás oxigênio, com a finalidade de produzir água, segundo a reação:

2H2 + O2 � 2H2O

2 mol 2 mol

2(2g) 2(18g)

40 g x x = 360 g H2O

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Aplicação:

2H2 + O2 � 2H2O

1mol 2 mol

1(32g) 2(18g)

40 g x x = 45 g H2O

�A menor quantidade de água formada será de 45 g, logo o reagente que limita a reação é o gás oxigênio.

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Aplicação:

* Onde a massa do H2 que foi consumida é:

2H2 + O2 � 2H2O

2 mol 2 mol

2(2g) 2(18g)

x 45 g

x = 5 g de H2

Portanto a massa em excesso do H2 é de 35 g.

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Quando os reagentes são substâncias impuras

É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque eles são mais baratos ou porque eles já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios).

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Quando os reagentes são substâncias impuras

Consideremos, por exemplo, o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3 (substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias (impurezas): se em 100 g de calcário encontramos 90 g de CaCO3 e 10 g de impurezas, dizemos que o calcário tem 90% de pureza (porcentagem ou teor de pureza) e 10% de impurezas (porcentagem das impurezas).

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Cálculos Estequiométricos

Quando o rendimento da reação não é o total

É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a reação.

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O rendimento real pode ser calculado em porcentagem:

rendimento teórico 100 %

rendimento real x

Aplicação:

Determine o rendimento real de um experimento onde 2 g de H2 reagiram com 16 g de O2,

produzindo 14,4 g de água.

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Aplicação:

2H2 + O2 � 2H2O

4g 32g 36 g

então: 2g 16g x x = 18 g

18 g 100 % de rendimento teórico

14,4g z

z = 80 % de rendimento real.