QUÍMICA
APOSTILA
Claudi Cândia
III UNIDADE
Aluno(a): _____________________________________________________________________________________
Série: 1ª
Turma:_____
Ensino Médio
Data:
/
/ 2015
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
DEFINIÇÕES
Utilizamos o cálculo estequiométrico quando
desejamos descobrir a quantidade de determinadas
substâncias envolvidas numa reação química,
reagentes e/ou produtos.
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos
seguir alguns passos, como:
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes
estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas
envolvidas no problema.
Exemplo 1
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a
partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2→ 2 H2O
3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2→ 2 H2O
2(2g) ----------- 2(18g)
8 g ----------- x g
x = 72 g
Exemplo 2
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e
entram em combustão. Quantas moléculas de
O2 serão consumidas nesta reação?
PROBLEMAS ENVOLVENDO REAGENTES EM
EXCESSO
Quando um problema fornece a quantidade de dois
reagentes, provavelmente um deles está em excesso,
enquanto o outro é totalmente consumido, sendo
denominado reagente limitante.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em
excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ 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.
Exemplo:
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na 2SO4)
obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio
(NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→ Na2SO4+ H2O
1° escrever a reação:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
2° balancear a equação:
1C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
3° Estabelecer as proporções:
1C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
1 mol de C2H6O ----- 3 mols de O2(g)
7 mols de C2H6O ---- x
x = 21 mols de O2
23
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 x10
moléculas, então:
23
1 mol -------- 6,02 x 10
21 mols ------ x
25
x = 1,26x10
25
1,26x10 moléculas de O2 são consumidas na reação
Calculando a massa molar das
encontramos os seguintes valores:
[NaOH = 40 g/mol
H2SO4= 98 g/mol
Na2SO4= 142 g/mol
substâncias,
Para descobrir o reagente limitante e em excesso,
ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função
de outro:
2NaOH + H2SO4→ Na2SO4+ H2O
80 g
98 g
16 g
x
x = 19,6 g
1
Se 19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de
hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em
excesso é o H2SO4, que precisa de 19,6g e foram
misturados com NaOH 20g do ácido que se encontra
em maior quantidade do que a obtida no cálculo das
proporções. Desta forma, o reagente limitante é o
NaOH.
Trabalhando com o valor do reagente que será
totalmente consumido na reação (NaOH):
2 NaOH + H2SO4→ Na2SO4+ H2O
80 g
98 g
142 g
16 g
19,6 g
xg
06. Na combustão incompleta da grafita, ocorre: C +
½ O2 → CO Determine o excesso de reagente na
reação entre 32 g de carbono e 32 g de oxigênio.
(Dadas as massas molares em g/mol: C = 12; O2 =
32).
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
08. (VUNESP) – A reação para a produção do
pesticida organoclorado DDT é: CCℓ3CHO + 2 C6H5Cℓ
→ (CℓC6H4)2CHCCℓ3 + H2O (Massas atômicas: H = 1;
O = 16; C = 12; Cℓ = 35,5).
Calcule a massa de DDT que se forma quando 100 g
de CCℓ3CHO reagem com 100 g de C6H5Cℓ
QUESTÕES PARA TREINAMENTO
01. Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e
4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, formada
após um deles ter sido completamente consumido?
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
02. 400g de NaOH são adicionados a 504g de HNO 3.
Calcule a massa NaNO3 obtida e a massa do
reagente em excesso.
(Dados: Massa molar HNO3; 63g/mol; Massa molar
NaNO3: 85g/mol)
NaOH + HNO3 ————–> NaNO3 + H2O
07. A reação de fotossíntese pode ser assim
equacionada: 6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2
Determine a massa de glicose obtida a partir de 13,2
g de CO2 e 10,0 g de água. (Dadas as massas
molares em g/mol: CO2 = 44; H2O = 18; C6H12O6 =
180).
09. (UFMT) – Juntam-se 11,70 g de NaCl e 27,20 g
de AgNO3, ambos em solução aquosa. (Dadas as
massas atômicas: N = 14; O = 16; Na = 23; Cl = 35,5;
Ag = 108). Pede-se:
a) o reagente em excesso
b) a massa do precipitado (AgCl) obtido.
10. (UFPR) – Em uma experiência na qual o metano
(CH4) queima em oxigênio, gerando dióxido de
carbono e água, foram misturados 0,25 mol de
metano com 1,25 mol de oxigênio. (Dadas as massas
atômicas: C = 12; H = 1; O = 16).
a) Todo o metano foi queimado? Justifique
b) Quantos gramas de CO2 foram produzidos?
03. Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi
posta para queimar com 320g de oxigênio (O 2), em
condições normais de temperatura e pressão. Qual é
a massa de gás carbônico liberado e o excesso de
reagente, se houver?
1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)
04. Digamos que para neutralizar 4,9 toneladas de
ácido sulfúrico (H2SO4) foram utilizados 8,0 toneladas
de carbonato de cálcio (CaCO3). Determine:
a) Há reagente em excesso e reagente limitante? Se
houver, quais são?
b) Qual a massa de sulfato de cálcio (CaSO 4)
formado?
c) Se houver reagente em excesso, qual é a massa
que não participou da reação?
(Massas molares: H= 1 g/mol, S = 32 g/mol, O = 16
g/mol, Ca = 40 g/mol, C = 12 g/mol).
05. O processo a seguir é um dos que ocorrem nos
catalisadores dos carros: CO (tóxico) + ½ O2 → CO2
(não-tóxico) Determine o número de moléculas de
CO2 formadas na reação entre 2 mol de CO e 2 mol
de O2
2