19 - ENEM - Química - Reações químicas - aspectos quantitativos (cálculo estequiométrico) - Prime Cursos

Prévia do material em texto

26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 1/7
ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
19. REAÇÕES QUÍMICAS: ASPECTOS QUANTITATIVOS (CÁLCULO
ESTEQUIOMÉTRICO)
 
Existem várias maneiras de expressar quantidades, por exemplo, quando pesamos um pacote de açúcar e dizemos
que ele tem 1kg estamos comparando a massa do pacote com certa massa padrão, que é o quilograma. No nosso
dia­a­dia usamos várias medidas, tijolos são vendidos por milheiro; ovos e bananas são vendidos por dúzia.
Na Química, o cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado estequiometria
— palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida. Compreendendo a etimologia da
palavra  fica  claro  que  a  estequiometria  é  um  estudo  das medidas  dos  elementos,  ou  seja,  da  fração  que  cada
elemento participa em uma reação química. O estudo da estequiometria das reações químicas foi lançado no século
XVIII  por  cientistas  que  conseguiram  expressar  matematicamente  as  regularidades  que  ocorrem  nas  reações
químicas, através das Leis das Combinações Químicas.
LEIS PONDERAIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS
Leis ponderais ou gravimétricas
⇒ Lei da conservação das massas (Lavoisier ­ 1774) ­ A soma das massas antes da reação é  igual à soma das
massas após a reação.
⇒  Lei  das  proporções  definidas  (Proust  ­  1779)  ­  A  proporção  das  massas  que  reagem  permanece  sempre
constante.
⇒  Lei  das  proporções  múltiplas  (Dalton  –  1808)  ­  Mudando­  ­se  a  reação,  se  a  massa  de  um  participante
permanecer constante, a massa do outro só poderá variar segundo valores múltiplos.
⇒  Lei  das  proporções  recíprocas  ( Richter  – Wenzel)  ­ Uma massa  fixa  de  uma  substância  reage  com massas
diferentes  de  outras  substâncias.  Se  estas  substâncias  reagirem  entre  si,  farão  com  as  mesmas  massas,  ou
múltiplas ou submúltiplas.
Leis volumétricas
⇒ Primeira Lei de Gay­Lussac ­ Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas num processo químico,
nas mesmas condições de temperatura e pressão, estão entre si numa relação de números inteiros e pequenos.
⇒  Segunda  Lei  de  Gay­Lussac  ­  Quando  um  volume  fixo  de  um  gás  se  combina  com  volumes  de  diferentes
compostos, estes últimos volumes estão entre si numa relação de números inteiros e simples.
Para efetuarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções existentes entre os elementos que
formam as diferentes substâncias. Estas proporções são perceptíveis pelo conhecimento das fórmulas química das
substâncias.  Como  já  vimos  no  módulo  I,  a  fórmula  química  de  uma  substância  indica  a  constituição  de  cada
unidade formadora da substância.
Relacionando Quantidades
As equações químicas nos mostram a proporção em número de moléculas, segundo a qual as substâncias reagem
e se formam. Os coeficientes de cada substância, numa equação balanceada, correspondem aos números de mol
de cada um dos participantes. A quantidade de matéria em mol pode ser expressa em outras grandezas, tais como:
massa em gramas, volume de gases e, ainda, número de moléculas.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 2/7
Conhecendo as massas atômicas do nitrogênio (N = 14) e do hidrogênio (H = 1), pode­se interpretar a equação de
formação da amônia de várias maneiras: 
O que foi demonstrado para a reação de formação da amônia é válido para qualquer reação química, o que permite
prever as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação.
 
Cálculos Estequiométricos
A estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, baseado nas Leis
das Reações  e  executado  com  o  auxílio  das  equações  químicas  correspondentes. Os  cálculos  estequiométricos
seguem geralmente as seguintes regras:
a) Escrever a equação química do processo.
b) Acertar os coeficientes estequiométricos da equação da equação química.
c) Montar a proporção baseando­se nos dados e nas perguntas do problema (massa­massa, massa­quantidade em
mols, massa­volume etc.).
d) Utilizar regras de três para chegar à resposta. 
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 3/7
Existem basicamente 10 formas diferentes de se utilizar o cálculo estequiométrico, elas são utilizadas conforme são
requeridas.
1­ Relações Molares (Mol – Mol) ­ Os dados da questão e as incógnitas pedidas são expressas em termos de mols.
Exemplo: Quantos mols de O2 reagem com 3,17 mols de Al?
2­ Relações Mol – Massa  ­ Os dados da questão são expressos em  termos de mols  (ou massa) e a  incógnita é
pedida em massa (ou quantidade em mols). Aplica­se um fator de conversão.
Exemplo: Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir  23,4 g de cloreto de sódio a partir  da
equação: (massas atômicas: Na = 23; Cl= 35,5) 
3­ Relações Massa – Massa  ­ As  informações da questão e as  incógnitas pedidas são expressas em  termos de
massa.
Exemplo: Qual a massa de água, dada em gramas, produzida a partir de 8g de hidrogênio gás?
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 4/7
4­ Relações Massa – Volume ­ Os dados da questão são expressos em termos de massa e a incógnita é pedida em
termos de volume. Caso o sistema não se encontre nas CNTP, deve­se calcular a quantidade em mols do gás e, a
seguir, através da equação de estado, determinar o volume correspondente.
Exemplo: Calcular o volume de CO2 produzido numa temperatura de 27° e pressão de 1 atm, na reação de 16 g de
oxigênio com monóxido de carbono (CO). Dado: constante universal dos gases = 0,082 atm • L • mol–1 • K–1
5­ Relações Nº de moléculas (átomos) ­ Massa, mols ou volume ­ Os dados da questão são expressos em termos
de número de moléculas ou número de átomos e a quantidade incógnita é pedida em massa, mols ou volume.
Exemplo: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g de oxigênio gás?
6­ Problemas envolvendo mais de uma Reação: problemas que envolvem mais de uma reação devem ter escritas e
balanceadas todas as reações envolvidas no problema.
Neste caso, nota­se que é possível efetuar a soma algébrica dessas  reações, bastando, para  isso, multiplicar ou
dividir as reações a fim de cancelarmos as substâncias intermediárias e restar uma única reação.
Em algumas  reações, o produto de uma é  reagente de outra. Nesses casos, o primeiro procedimento é obter a
equação global eliminando aquelas substâncias que forem produtos em uma reação e reagentes na outra. Depois,
faz­se o cálculo normalmente.
Exemplo: Determine a massa de ácido sulfúrico, H2SO4, obtida a partir do processo abaixo com utilização de 160g
de enxofre, S.
S + O2 → SO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO3+ H2O → H2SO4
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 5/7
7­ Problemas envolvendo a Lei de Gay­Lussac: “Os volumes das substâncias gasosas participantes de uma reação
química, estando nas mesmas condições de temperatura e pressão, guardam entre si uma relação constante entre
os menores números inteiros possíveis”.
Exemplo: Se 20,0  litros de CO2 são produzidos durante a  combustão do pentano, C5H12,  quantos  litros  de O2
estavam presentes no inicio da reação? (Volume molar de um gás nas CNTP 22,4 L/mol)
8­  Problemas  envolvendo  reagentes  em  excesso  ou  reagente  Limitante:  quando  são  fornecidas  quantidades
(massa,  volume,  mols,  etc.)  de  dois  reagentes,  devemos  verificar  se  existe  excesso  de  algum  reagente.  As
quantidades  de  substâncias  que  participam  da  reação  química  são  sempreproporcionais  aos  coeficientes  da
equação. Se a quantidade dos reagentes estiver fora da proporção indicada pelos coeficientes da equação, reagirá
somente a parcela que se encontra de acordo com as proporções. A parte que estiver em excessos não reage e é
considerada excesso.
Exemplo: 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe­se que um dos reagentes
está em excesso. Após completar a reação, restarão:
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O
a) 0,02g de H2SO4 
b) 0,20g de H2SO4
c) 0,26g de Ca(OH)2
d) 2,00g de H2SO4
e) 2,00g de Ca(OH)2
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 6/7
9­ Sistema em que os reagentes são substâncias impuras: Nesta situação é importante calcular a massa referente à
parte pura, arbitrando que as  impurezas não participam da  reação. O Grau de pureza(p),  é o quociente entre a
massa da substância pura e a massa total da amostra (substância impura).
10­ Sistemas envolvendo rendimentos das reações: se uma reação química não gera as quantidades esperadas de
produtos de acordo com a proporção da reação química, significa que o rendimento não foi total. O rendimento de
uma reação é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida e a quantidade esperada, de acordo com
a proporção da equação química.
Exemplo:  A  combustão  de  36g  de  grafite  (C)  provocou  a  formação  de  118,8g  de  gás  carbônico.  Qual  foi  o
rendimento da reação? (C = 12; O = 16)
 
 FIQUE ATENTO
EXPRESSÕES CUJOS USOS NÃO SÃO MAIS RECOMENDADOS
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102356/ 7/7