QUÍMICA
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Os cálculos estequiométricos correspondem aos cálculos
de massa, de quantidade de matéria e em alguns casos, de
volumes das substâncias envolvidas em uma reação química.
 RELAÇÕES ENTRE GRANDEZAS:
A quantidade de matéria de uma substância, em mol,
está
relacionada com outras grandezas e, portanto, com outras unidades.
Exemplos:
contém
1 mol de CO
ocupa
tem massa
6.1023
moléculas (constante de
Avogadro)
22,4 L nas CNTP (volume
molar a 1 atm e 25 ºC)
28 g (massa molar
28 g/mol)
Com base nesses exemplos, é possível interpretar a equação química
que representa a reação de combustão do monóxido de carbono de forma
mais ampla.
2 CO(g)
Proporção molecular
Proporção molar
Proporção
volumétrica
Proporção em massa
+
2 moléculas
2 mol
1 O2(g)
1 molécula
1 mol
2x 22,4 L = 44,8 L 1x22,4 = 22,4 L
(CNTP)
(CNTP)
2 x 28 g = 56 g
1x32 g = 32 g
2 CO2(g)
2 moléculas
2 mol
2x 22,4 L = 44,8 L
(CNTP)
2 x 44 g = 88 g
Reação de Fotossíntese
6 CO2(g) + 6 H2O (l)
C6H12O6(s) + 6O
2(g)
 Proporção entre as quantidades de matéria: corresponde à
proporção estabelecida pelos seus respectivos coeficientes.
Exemplo 1:
Calcule quanto oxigênio (O2), em quantidade de matéria, é formado
quando 15 mol de dióxido de carbono (CO2) são consumidos na reação
de fotossíntese.
Reação de Fotossíntese
6 CO2(g) + 6 H2O (l)
C6H12O6(s) + 6O
2(g)
Exemplo 2:
Determine a quantidade necessária de dióxido de carbono, em
quantidade de matéria, para produzir 5 mol de glicose (C6H12O6).
 Proporção entre números de moléculas:
Nesse caso, é possível
fazer o cálculo estequiométrico em termos de quantidade de matéria
e, depois, converter essa quantidade em número de moléculas ou
realizar diretamente o cálculo, lembrando que 1 mol corresponde a
6,0 x1023 entidades elementares.
6 CO2(g) + 6 H2O(l)
C6H12O6(s) + 6O
2(g)
Exemplo 1:
Calcule o número de moléculas de água consumidas na formação de
10 mol de oxigênio durante a fotossíntese.
6 CO2(g) + 6 H2O(l)
C6H12O6(s) + 6O 2(g)
Exemplo 2:
Quantas moléculas de dióxido de carbono são consumidas na formação de
18x1023 moléculas de glicose, C6H12O6?
 Proporção entre massas e quantidade de matéria:
para obter a
proporção entre massas e quantidade de matéria, a conversão de
unidades na proporção estequiométrica deve ser feita por meio das
massas molares.
6 CO2(g) + 6 H2O (l)
C6H12O6(s) + 6O
2(g)
Exemplo 1:
Determine a massa de dióxido de carbono, em gramas, consumida
quando são formados 20 mol de glicose. Massa molar do CO2 = 44 g/mol.
6 CO2(g) + 6 H2O (l)
C6H12O6(s) + 6O
2(g)
Exemplo 2:
Calcule a massa de oxigênio formada durante a fotossíntese quando o
consumo de água é de 360 g. Massa molar da água = 18 g/mol; Massa
molar do O2 = 32 g/mol.
 Proporções entre volumes de gases e quantidade de matéria: A
conversão de unidades na proporção estequiométrica é feita com a
substituição de 1 mol de gás pelo volume molar da substância gasosa,
nas condições de temperatura e pressão em que ela se encontra. Se o
sistema estiver nas CNTP, o volume molar é de 22,4 L/mol.
Caso
contrário, determina-se a quantidade de matéria pelo cálculo
estequiométrico, e o volume pode ser obtido por meio da equação de
estado dos gases.
PV = n R T
Em que R = 0,082 atm.L/mol.K ou R = 62,3 mmHg.L/mol.K
P – pressão
V – volume
n – número de mol
R – constante universal dos gases
T - temperatura
Tkelvin = t ºC + 273
n = m/MM
 Proporções entre volumes de gases e quantidade de matéria:
6 CO2(g) + 6 H2O (l)
C6H12O6(s) + 6O 2(g)
Exemplo 1:
Calcule o volume de CO2 consumido nas CNTP, em litros, na formação de
5 mol de glicose.
Exemplo 2:
Calcule o volume, em litros de CO2 consumido nas reação de fotossíntese
em que 5 mol de O2 são formados, a 27 ºC e 2 atm.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO
Em geral, os químicos desejam preparar a maior quantidade
possível de um composto a partir de determinada quantidade de
reagentes. Para isso, eles devem verificar as quantidades disponíveis
de reagentes e fazer o cálculo do quanto utilizar de cada material.
Considere, por exemplo, a reação entre o monóxido de carbono
e o oxigênio, representada pela equação química balanceada a
seguir:
N2(g) + H2(g)
2NH3(g)
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO
• Reagente limitante: o reagente consumido totalmente em uma
reação química.
• Reagente em excesso: o reagente presente numa quantidade
superior à necessária para reagir com quantidade presente do
reagente limitante.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Exemplo 1: Calcule quantos mols de HCl(g) serão produzidos na reação d e
2 mol de H2(g) com 3 mols de Cl2(g). Determine o reagente limitante e o
reagente em excesso.
Resposta: 4 mols de HCl
Reagente limitante: H2
Reagente em excesso: Cl2
Exemplo 2: calcule a massa de Na2SO4 formada pela mistura de 10 g de
H2SO4 com 8,0 g de NaOH. Dados: Massa molar H2SO4 = 98 g/mol; do
NaOH = 40 g/mol, do Na2SO4 = 142 g/mol.
Resposta: 14,2 g de Na2SO4
Reagente limitante: NaOH
Reagente em excesso: H2SO4
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Exemplo 3: Numa das etapas da fabricação do ácido nítrico, a amônia
reage com o oxigênio de acordo com a seguinte equação:
4NH3(g) + 5O2(g)
4NO(g) + 6H2O(g)
Ao empregar 10 mol de amônia e 15 mol de gás oxigênio:
a) Qual a quantidade em mols de NO que se poderá formar?
b) Haverá reagente em excesso?
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
REAGENTES IMPUROS E RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO
Reagentes Impuros
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
REAGENTES IMPUROS E RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO
Rendimento de uma Reação