Na Química, assim como em muitos ramos de nossa sociedade, os cálculos estão muito presentes. Principalmente no que diz respeito aos cálculos estequiométricos, que são cálculos das quantidades de reagentes e/ou produtos de uma reação química. Por exemplo, nas indústrias químicas, é necessário descobrir quanto de reagente será necessário utilizar para que determinada reação apresente o rendimento desejado.
Esses cálculos são feitos com base nas leis das reações e na teoria atômica molecular, além de serem executados com a ajuda das proporções mostradas nas equações químicas.
Por exemplo, em geral, quando vamos resolver algum exercício de estequiometria, é necessário primeiro sabermos escrever a equação química balanceada que representa a reação em questão. Posteriormente, analisamos as proporções estequiométricas dadas pela equação e, por último, usamos regras de três que relacionam as substâncias envolvidas.
Regras fundamentais dos cálculos estequiométricos
Essas relações que iremos fazer se baseiam nas Leis Ponderais, que são duas: a Lei das Proporções Constantes de Proust, que diz que quando várias substâncias se combinam para formar um composto, sempre o fazem em uma relação de massa definida; e a Lei da Conservação da Massa de Lavoisier, que mostra que a massa total dos produtos em uma reação é sempre igual à massa total dos reagentes em um sistema fechado.
Além disso, uma lei muito importante é a Lei volumétrica de Gay-Lussac que enuncia que se a pressão e a temperatura dos gases participantes de uma reação não mudarem, os seus volumes terão entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
A pergunta e os dados fornecidos no enunciado podem relacionar a massa, a quantidade de matéria (mol), número de moléculas e o volume das substâncias envolvidas. Assim, para estabelecer relações corretas envolvendo cada uma dessas grandezas é indispensável saber o seguinte:
Dados importantes em estequiometria
Veja alguns exemplos de como resolver esses tipos de exercícios:
Exemplo 1: Relação entre massa e massa:
Qual é a massa de óxido cúprico obtida por meio de 2,54 g de cobre metálico. (Dados: Massas atômicas: O = 16; Cu = 63,5).
Resolução:
Primeiro escrevemos a equação química devidamente balanceada:
2 Cu + O2 → 2 CuO
Por meio da equação, vemos que a relação entre o cobre metálico (Cu) e o óxido cúprico (CuO) é de 1 : 1, pois 2 mols de Cu dão origem a 2 mols de CuO.
Baseado nessas informações podemos relacionar a massa que é obtida na reação teórica acima com a massa que será obtida por meio da massa dada no exercício:
Massa molecular do Cu = 63,5 g/mol
Massa molecular do CuO = 63,5 + 16 = 79,5 g/mol
Como na reação acima são 2 mols de cada, temos:
2 . 63,5 g de Cu --------- 2 . 79,5 g de CuO
2,54 g de Cu --------- x
127x = 159 . 2,54
x = 403,86 / 127
x = 3,18 g de CuO
Isso significa que a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54 g de cobre metálico será de 3,18 g.
Exemplo 2: Relação de Quantidade de matéria e número de moléculas (constante de Avogadro):
Quantas moléculas de gás oxigênio são consumidas na combustão de 5 mol de álcool etílico?
Resolução:
1º) Equação química balanceada:
1 C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2 + 3 H2O(v)
↓ ↓ ↓ ↓
2º) Proporção estequiométrica: 1 mol 3 mol 2 mol 3 mol
3º) Regras de três:
1 mol de C2H6O(l) -------- 3 mol de O2(g)
5 mol de C2H6O(l) -------- x
x = 15 mol de O2(g)
Visto que o exercício quer saber a quantidade de moléculas de gás oxigênio, relacionamos a quantidade de matéria (número de mol) com o número de Avogadro:
1 mol --- 6,0 . 1023 moléculas
15 mol --- x
x = 90 . 1023 = 9,0 . 1024 moléculas de O2.
Exemplo 3: Relação entre volume e massa:
Ao se realizar a calcinação de 200 g de carbonato de cálcio nas condições normais de temperatura e pressão, qual será o volume de gás carbônico obtido? (Dados: Massas atômicas: C = 12; O = 16, Ca = 40).
Resolução:
1º) Equação química balanceada:
1CaCO3 → CaO + CO2
↓ ↓ ↓
2º) Proporção estequiométrica: 1 mol 1 mol 1 mol
Massa molecular do CaCO3= 40 + 12 + (3 . 16) = 100 g/mol
Massa molecular do CO2 = 12 + (2 . 16) = 44 g/mol
3º) Regra de três:
1 mol → 22,4 L (CNTP)
100 g de CaCO3-------- 22,4 L
200 g de CaCO3 -------- v
v = 44,8 L de CO2
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
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