Exercícios resolvidos de estequiometria

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Exercícios resolvidos de estequiometria
Cálculos estequiométricos são cálculos que se baseiam em duas importantes leis, a Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier) e a Lei das Proporções Constantes (Lei da Composição Constante). Aqui nesta página você encontrará diversos exercícios resolvidos de estequiometria. Ótima oportunidade para se preparar para o enem e outros vestibulares.
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DEFINIÇÕES
Utilizamos o cálculo estequimétrico 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: 
H + O → HO
2° Balancear a equação:
2 H + O→ 2 HO
3° Estabelecer as proporções
2 H  +   O→  2 HO
  4 g ----  32 g
  8 g ----  x g
x = 64 g
2 H  +   O→  2 HO
   8 g+   64 g  =     72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
Exemplo 2
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O e entram em combustão. Quantas moléculas de O serão consumidas nesta reação?
1° escrever a reação:
CHO + O → CO + HO
2° balancear a equação:
1 CHO + 3 O → 2 CO + 3 HO
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de CHO -------- 3 mols de O2(g)
7 mols de CHO -------- x
x = 21 mols de O
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O são consumidas na reação
PUREZA
Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros, como é o caso dos materiais utilizados nas indústrias. Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em consideração o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas vezes, é preciso descontar as impurezas, que não participam da reação química.
Exemplo:
15 g de HSO, com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al (SO) e H. Qual será a massa de hidrogênio formada?
Reação balanceada:
2 Al + 3 HSO→ Al (SO4)3 + 3 H2
Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de HSO (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H (M = 2 g/mol), então:
294 g -------- 6g
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H.
RENDIMENTO
O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada.Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%. O cálculo para obter o rendimento, expresso em porcentagem, pode ser feito da seguinte forma:
Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.
Exemplo 1:
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:
146,66 g de CO2 --------- 100%
          x g de CO2 ---------- 95%
x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%. 
Exemplo 2:
Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
Como o rendimento da reação foi de 80%, temos:
135 g de H2O ------- 100%
    x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.
REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE 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 (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH  + H2SO4  →   NaSO4 + H2O
   80 g           98 g
   16 g            x
x = 19,6 g
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 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 g98 g              142 g
   16 g         19,6 g                x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
Acerto de Equações Químicas Básico
Publicado em 20/12/2005 
Exemplificando...
Consideremos a queima do álcool etílico. Devemos começar por analisar quais os produtos e reagentes da reacção.
1. Os reagentes são: álcool etílico e oxigénio visto que é uma combustão . Por outro lado, os produtos são dióxido de carbono e água.
Escrevendo, então, a equação obtemos:
C2H6O (g)  +  O2 (g)    →  CO2 (g)  +  H2O (g)
2. Como foi dito anteriormente começa-se o acerto da equação pelo elemento que aparece uma só vez de cada lado da equação (nesse caso temos o carbono e o hidrogénio). Devemos, portanto, multiplicar o carbono do CO2por 2 e o hidrogénio em H2O por 3. Ficamos, então com 2 átomos de carbono e 6 átomos de hidrogénio de cada lado da equação.
A equação fica agora:
C2H6O (g)  +   O2 (g)   →    2CO2 (g) +  3H2O (g)
3. Assim que estiverem acertados os elementos que aparecem uma vez em cada membro da equação passamos agora ao acerto dos que aparecem mais do que uma vez no mesmo membro da equação. Neste caso temos o oxigénio.
Contando os oxigénios, verificamos que no lado direito da equação temos 7 (4 vindos do CO2 e 3 de H2O) e no lado esquerdo temos 3.
Como resolver a situação?
Não podemos alterar o coeficiente da molécula C2H6O uma vez que os carbonos e hidrogénios já estão certos. Verificamos que multiplicando O2 por 3 conseguimos 6 átomos de O juntando o proveniente da molécula de C2H6O obtemos os 7 pretendidos para igualar com o segundo membro.
Finalmente a equação toma a forma:
C2H6O (g)  +  3O2 (g)  →  2CO2 (g)  +  3H2O (g)