QUÍMICA
ESTEQUIOMETRIA tidade (reagente limitante). Despreze o reagente em excesso.
1. INTRODUÇÃO
É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos em uma reação química. Observe: ocupa
1 Mol (C.N.T.P.)
4. GRAU DE PUREZA (P) E RENDIMENTO (R)
Nos dois casos, obteremos, no exercício, o equivalente a 100% de pureza ou de rendimento e, a partir disto, estabelecemos uma regra de três, utilizando a porcentagem dada na questão (de pureza ou rendimento).
V = 22,71 litros
23 átomos possui 6,02 x 10 moléculas Entidades elementares íons
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS pesa
massa molar (em gramas)
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O maior emprego isolado do ácido sulfúrico é observado na indústria de fertilizantes à base de fósforo ou de amônio. O exemplo mais importante é a obtenção do “superfosfato”: Ca3(PO4)2 + H2SO4 Ca2H2(PO4)2 + CaSO4 O fósforo (P) é usado no desenvolvimento das raízes.
2. PROCEDIMENTO PARA O CÁLCULO
1o) Montar a equação química. 2o) Fazer o balanceamento da equação.
[M(Ca)=40,1g/mol; M(P)=31,0g/mol; M(O)=16,0g/mol; M(H)=1,0g/mol; M(S)=32,0g/mol]. Calcule a massa de ácido sulfúrico, em toneladas (t), necessária para reagir com 155150 Kg de Ca3(PO4)2 (fosforita) na produção de “superfosfato”, considerando a inexistência de excesso de qualquer reagente. Resolução: Avaliando a reação percebemos que ela ocorre na proporção de 1:1, logo 1 mol de fosforita reage com um mol de ácido sulfúrico. A massa molar de fosforita é igual a 310,3g/mol e de ácido sulfúrico é igual a 98 g/ mol. Montando uma regra de três, temos: 310,3g de fosforita reagem → 98g de ácido sulfúrico 155150kg de fosforita reagem → X kg de ácido sulfúrico
3o) Montar uma regra de três entre os dados e a pergunta do problema. Exemplo: Sobre a oxidação do monóxido de carbono equacionada abaixo: Dados : CO(g) + O2 (g) → CO2 (g) C = 12g / mol. O = 16g / mol.
Quantos gramas de CO2 serão obtidos, quando consumidos 7g de CO? Resolução:
1º passo: montar a equação
2º passo: balancear a equação 1CO(g) +
3º passo: montar a regra de três
28g de CO 7g de CO
1 O (g) 2 2
1CO (g) 2
44g de CO 2
X = 49000 kg Logo, a resposta será igual a 49 toneladas.
X
7g . 44g = 11g de CO2 X= 28g
2
A combustão completa de isooctano (C8H18) leva à formação de dióxido de carbono e água. Calcule a massa, em kg, de dióxido de carbono lançada no meio ambiente, na combustão completa de 10,0 mols de isooctano. Multiplique o resultado encontrado por 10 e despreze a parte decimal, caso exista. Considere os dados: M(C)=12,0g/mol, M(H)=1,0 g/mol e M(O)=16,0 g/mol.
3. REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO
Calcula-se primeiro as quantidades que reagem entre si de cada componente. Para isto, estabelece-se uma regra de três, descobrindo o reagente em excesso. Para resolvermos a questão, trabalharemos sempre com o reagente que aparece em menor quanEditora Exato
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Resolução: A combustão completa do isooctano é representada por: C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O. Desta forma, 1 mol de isooctano produz 8 mols de CO2, como a massa molar do CO2 é igual a 44 g/mol, temos a seguinte relação: produz 1 mol de isooctano → 352 g de gás carbônico produzirá 10 mols de isooctano → X mols de gás carbônico
M(O) = 16,0 g/mol. M(H) = 1,0 g/mol. Reação fornecida: NH4 HCO3(s) → CO2(g) + NH3(g) + H2O(g) 3
(UnB) O carbonato de sódio (Na2CO3), usado na fabricação de vidro, é encontrado na natureza em quantidades mínimas. Ele, entretanto, pode ser obtido através de produtos naturais muito abundantes: o carbonato de cálcio (CaCO3, mármore) e o cloreto de sódio (NaCl, sal de cozinha). A equação abaixo fornece a obtenção do carbonato de sódio: CaCO3 + 2NaCl → Na2CO3 + CaCl2 Massas molares: M(Ca) = 40,0 g/mol. M(O) = 16,0 g/mol. M(Cl) = 35,5 g/mol. M(Na) = 23,0 g/mol. M(C) = 12,0 g/mol. A partir destas informações, julgue os itens que se seguem: 1 A reação química acima é de deslocamento simples. 2 A partir de 400g de CaCO3 serão obtidos 4 (quatro) mols de Na2CO3. 3 Para cada mol de NaCl serão obtidos 3,01 x 1023 moléculas de Na2CO3.
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(UnB) A reação de combustão de um dos componentes do gás de cozinha, o gás butano, pode ser representada pela seguinte equação química não-balanceada: C4H10(g) + O2(g) ¡ CO2(g) + H2O(l) Sabendo que o volume molar de um gás ideal nas CNTP é 22,71 L/mol e que M(C) = 12 g/mol, M(O) = 16 g/mol e M(H) = 1 g/mol, julgue os itens que se seguem: 1 De acordo com a lei das proporções definidas, dobrando-se as massas dos gases butano e oxigênio, as massas de gás carbônico e de água diminuirão na mesma proporção. 2 São necessários 13 mols de gás oxigênio para reagir com 2 mols de gás butano. 3 A queima de 58 g de butano produzirá 90 g de água. 4 Nas CNTP, para produzir 45,42 L de gás carbônico são necessários 116 g de gás butano.
X = 3520g de gás carbônico Logo o valor em kg será igual a 3,52. EXERCÍCIOS DE SALA
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(UnB) Os relâmpagos ocasionam a quebra de moléculas do gás nitrogênio, possibilitando que átomos deste elemento possam ser fixados a outros elementos. A fixação de átomos de nitrogênio a átomos de oxigênio forma o óxido de nitrogênio, de acordo com a equação química (não balanceada) N2(g) + O2(g) → NO(g) O óxido de nitrogênio é então levado para o solo pelas chuvas, fertilizando-o. Algo em torno de 1 (um) quilograma de NO é produzido por cada relâmpago. Massas molares: M (N) = 14,0 g/mol. M (O) = 16,00 g/mol. Com essas informações, julgue os itens a seguir: 1 Pela equação acima, para cada mol de nitrogênio são produzidos 2 (dois) mols de óxido de nitrogênio. 2 Com 65g inicial de N2 será formado 120g de NO. 3 Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), em cada mol de nitrogênio serão obtidos 22,71 litros de óxido de nitrogênio.
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(UnB) Nas receitas para fazer bolos, é muito utilizado um fermento chamado sal bicarbonato de amônia, também chamado de carbonato ácido de amônia. Quando aquecido, esse sal decompõe em gás carbônico, amônia e água. Partindo-se de 158g de fermento que apresenta 50% de pureza em carbonato ácido de amônia, calcule a massa (em gramas) de gás carbônico obtida. Massas molares: M(N) = 14,0g/mol. M(C) = 12,0 g/mol.
Editora Exato
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(UnB) A equação química (não balanceada) que descreve a reação de formação da amônia (NH3), a partir das substâncias simples nitrogênio e hidrogênio, é: N2(g) + H2(g) NH3(g) Calcule a quantidade de N2(g) (em gramas) que será consumida na obtenção de 170g NH3(g). Massas molares: M(N) = 14 g/mol. M(H) = 1 g/mol.
(UnB) A transformação do mármore (carbonato de cálcio) em gesso (sulfato de cálcio), sob a ação da chuva ácida (solução aquosa de ácido sulfúrico), é dada por uma equação química que tem como produtos, além do sulfato de cálcio, a água e o gás dióxido de carbono. Admitindo que os reagentes sejam consumidos totalmente, calcule a massa em gramas de sulfato de cálcio, formada quando 50 gramas de carbonato de cálcio reagem com 49 gramas de ácido sulfúrico.
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CaCO3 (s) + H2 SO 4 (aq) → CaSO 4 (s) + H2O( l ) + CO2 (g)
10 (FUVEST) Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela reação: 2H2S + SO2 3S + 2H2O Qual a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida, partindo-se de 5,0 mols de H2S e 2,0 mols de SO2 ? Indique os cálculos. Massa atômica do S = 32,1.
Dados: Massas molares (M): M (Ca) = 40g / mol M (C) = 12 g / mol. M (O) = 16 g / mol. M (H) = 1gg / mol. M (S) = 32 g / mol. 6
(CATÓLICA) O hidróxido de alumínio (Al(OH)3) é utilizado como medicamento à acidez estomacal (azia), provocada pelo excesso de ácido clorídrico (HCl) produzido pelo estômago. Sabendo-se que uma dose do medicamento contém 3,2g de Al(OH)3, determine o número de mols de HCl neutralizados no estômago. Dados: massa molar do Al(OH)3 = 78g/mol.
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A equação química SO2(g) + 2H2S(g) → 2H2O(L) + 3S(s) representa a reação de formação do enxofre a partir de gases vulcânicos. Para produzir um depósito de enxofre de 4,8 x 106 Kg, são necessários quantos mols de SO2(g) ? Massas molares: M(S) = 32,0 g/mol. M(O) = 16,0 g/mol. Divida a sua resposta por 107.
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11 (Cesgranrio) Um funileiro usa um maçarico de acetileno para soldar uma panela. O gás acetileno é obtido na hora, através da seguinte reação química: Dados: M(Ca)=40g/mol M(C) = 12g/mol CaC2 + 2H2O Ca(OH)2 + C2H2 Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio (CaC2) que será necessária para obter 12,31 L de acetileno (C2H2) a 1 atm e 27°C? a) 64 g. b) 16 g. c) 3,2 g. d) 32 g. e) 6,4 g. 12 (ESPEM-SP) O hipoclorito de sódio tem propriedades bactericida e alvejante, sendo utilizado para cloração de piscinas, e é vendido no mercado consumidor, em solução, como Água Sanitária, Cândida, Q-bôa, etc. Para fabricá-lo, reage-se gás cloro com soda cáustica: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaCIO + H2O A massa de soda cáustica, necessária para obter 149 kg de hipoclorito de sódio, é: Dados: M(Na) = 23 g/mol M(O)=16g/mol MCl)=35,5 g/mol
(CEUB-2°/98) 7,0 g de nitrogênio reagem com quantidade suficiente de hidrogênio produzindo amônia, segundo a equação química não balanceada: N2(g) + H2(g) NH3(g) A massa de amônia produzida nesta reação será: Dados: N - 14 u e H - 1 u. a) 34 g. b) 17 g. c) 15 g. d) 7,5 g. e) 8,5 g.
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a) 40 kg. b) 80 kg. c) 120 kg. d) 160 kg. e) 200 kg.
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13 (UnB-PAS-1° Ano). Uma das atividades do químico, com importantes aplicações nas demais áreas do conhecimento humano, consiste em determinar a quantidade de uma substância necessária para reagir com outra. Um médico, quando receita certo medicamento, deve calcular a quantidade de substância ativa do medicamento que reagirá com as substâncias do organismo do paciente. Para realizar seus cálculos, o médico pode tomar como base as relações estequiométricas entre as substâncias reagentes. Com relação aos princípios da estequiometria, envolvidos nos cálculos do médico, julgue os itens a seguir: 1 Para tais cálculos, é necessário balancear a equação química; o que significa considerar que, na reação química, embora haja transformação, há conservação de átomos. 2 Os cálculos estequiométricos poderão ser feitos com base na massa molar da substância ativa, determinada experimentalmente, e com base em resultados da lei das proporções, definidas para a reação em questão, ainda que não se tenha conhecimento preciso da estrutura química daquela substância. 3 Cálculos de medicação que se baseiam na estequiometria pressupõem o conhecimento de técnicas específicas de contagem de moléculas uma a uma.
e) 96 kg. 15 (FUVEST-SP) O equipamento de proteção conhecido como air bag, usado em automóveis, contém substâncias que se transformam, em determinadas condições, liberando N2, que infla um recipiente de plástico. As equações das reações envolvidas no processo são: 2NaN3 2Na + 3N2 azoteto de sódio 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2 a) Considerando que N2 é gerado nas duas reações, calcule a massa de azoteto de sódio necessária para que sejam gerados 80 L de nitrogênio, nas condições ambientes. b) Os óxidos formados, em contato com a pele, podem provocar queimadura. Escreva a equação da reação de um desses óxidos com a água contida na pele. (Dados: volume molar do gás nas condições ambientes = 25 L/moI; massa molar do NaN3 = 65 g/mol). GABARITO
Exercícios
14 (UERJ) "O químico francês Antoine Laurent de Lavoisier ficaria surpreso se conhecesse o município de Resende, a 160 quilômetros do Rio. É lá, às margens da Via Dutra, que moradores, empresários e o poder público seguem à risca a máxima do cientista que revolucionou o século XVIII, ao provar que, na natureza, tudo se transforma. Graças a uma campanha que já reúne boa parte da população, Resende é forte concorrente ao título de capital nacional da reciclagem. Ao mesmo tempo em que diminui a quantidade de lixo jogado no aterro sanitário, a comunidade faz sucata virar objeto de consumo. Nada se perde."
C, E, E
2
44g
3
E, C, C
4
E, C, C, E
5
68g
6
0,12
7
5
8
E
9
140g
10 192,6g
(Revista Domingo, 11 jul. 1993).
11 D
Assim, com base na equação: 2Al2O3(s) 4Al(s) + 302(g) e supondo-se um rendimento de 100% no processo, a massa de alumínio que pode ser obtida na reciclagem de 255 kg de sucata, contendo 80% de Al2O3 em massa, é: Dados: M(Al) = 27 g/mol. M(O) = 16 g/mol. M(H) = 1 g/mol. M(S) = 32 g/mol. a) 540 kg. b) 270 kg. c) 135 kg. d) 108 kg. Editora Exato
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12 D 13 C, C, E 14 D 15 a) 104g b) K2O + H2O 2KOH Na2O + H2O 2NaOH
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