A estequiometria é um ramo da química que lida com as relações quantitativas entre as substâncias envolvidas em reações químicas. Compreender a estequiometria é essencial para prever a quantidade de reagentes e produtos envolvidos em uma determinada reação e para calcular as concentrações das soluções. Este guia fornecerá uma abordagem passo a passo para resolver problemas de estequiometria, discutindo conceitos-chave, erros comuns a evitar e estratégias para abordar diferentes tipos de problemas.
Um mol é a unidade SI de quantidade de substância, definida como a quantidade que contém 6,02214076 × 10^23 entidades elementares (átomos, íons ou moléculas). A massa molar de uma substância é a massa de um mol dessa substância. As massas molares são expressas em gramas por mol (g/mol).
Uma equação química é uma representação simbólica de uma reação química. Os coeficientes na frente das fórmulas químicas indicam o número de mols de cada reagente e produto envolvidos na reação. Por exemplo, a equação química:
2H2 + O2 → 2H2O
indica que 2 mols de hidrogênio (H2) reagem com 1 mol de oxigênio (O2) para produzir 2 mols de água (H2O).
Escreva a equação química balanceada para a reação que deseja resolver. Certifique-se de que a equação esteja balanceada, pois os coeficientes representam as relações molares entre as substâncias.
Se a massa de um reagente ou produto for fornecida, converta-a em mols usando a massa molar apropriada. A fórmula é:
mols = massa (g) / massa molar (g/mol)
Use os coeficientes na equação química balanceada para determinar a proporção molar entre os reagentes e produtos. Por exemplo, a equação química acima mostra que 2 mols de H2 são necessários para reagir completamente com 1 mol de O2.
Se a quantidade de um reagente ou produto for desconhecida, use as relações estequiométricas para calculá-la. Por exemplo, se você sabe que 2 mols de H2 estão disponíveis, pode calcular a quantidade de O2 necessária usando a proporção molar de 1:2.
Se a massa de um reagente ou produto for necessária, converta a quantidade em mols em massa usando a massa molar apropriada. A fórmula é:
massa (g) = mols × massa molar (g/mol)
Esses problemas fornecem a composição percentual de uma substância e pedem para calcular a fórmula empírica ou molecular.
* Converta a composição percentual em massas de cada elemento.
* Converta as massas em mols usando as massas molares dos elementos.
* Divida os números de mols pela menor quantidade de mols para obter os índices da fórmula empírica.
* Se a fórmula molecular for solicitada, multiplique os índices da fórmula empírica por um fator para obter a massa molar mais próxima da massa molar experimental.
Esses problemas fornecem as quantidades de reagentes e pedem para calcular o reagente que é consumido primeiro (reagente limitante) e a quantidade de produto que é produzida.
* Converta as quantidades de reagentes em mols.
* Use as relações estequiométricas para determinar qual reagente é o limitante.
* Calcule a quantidade de produto produzido com base no reagente limitante.
Esses problemas fornecem a massa de um reagente ou produto e pedem para calcular o rendimento teórico (quantidade máxima possível de produto) e o rendimento percentual (rendimento real dividido pelo rendimento teórico).
* Use estequiometria para calcular o rendimento teórico.
* Meça o rendimento real experimentalmente.
* Calcule o rendimento percentual dividindo o rendimento real pelo rendimento teórico e multiplicando por 100.
Exemplo 1: Calcule a massa de água produzida quando 5,00 g de metano (CH4) são queimados completamente no oxigênio.
Passo 1: Equacione a reação química:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Passo 2: Converta a massa de CH4 em mols:
mols de CH4 = 5,00 g / 16,04 g/mol = 0,312 mols
Passo 3: Use as relações estequiométricas:
1 mol de CH4 produz 2 mols de H2O
Passo 4: Calcule a quantidade de H2O produzida:
mols de H2O = 0,312 mols de CH4 × 2 = 0,624 mols
Passo 5: Converta mols de H2O em massa:
massa de H2O = 0,624 mols × 18,02 g/mol = 11,2 g
Portanto, a massa de água produzida é 11,2 g.
Exercício 1: Calcule o reagente limitante e a massa de dióxido de carbono produzida quando 2,00 g de butano (C4H10) são queimados com 5,00 g de oxigênio.
Exercício 2: Um composto com 40,0% de carbono, 6,7% de hidrogênio e 53,3% de oxigênio possui uma massa molar de 180 g/mol. Determine a fórmula empírica e molecular do composto.
Um grupo de amigos foi a uma pizzaria e pediu uma pizza grande. Quando a pizza chegou, eles notaram que havia apenas 7 fatias em vez das 8 prometidas. Eles reclamaram com o garçom, que explicou que às vezes os restaurantes experimentam "perdas de fatias" devido à evaporação durante o cozimento. Os amigos argumentaram que a evaporação não explicaria uma perda tão significativa e pediram uma pizza nova. O gerente, tentando acalmar a situação, ofereceu uma pizza grátis para a próxima visita.
O que aprendemos: Estequiometria pode ser usada para calcular a massa esperada de uma pizza com base nas quantidades de ingredientes usados. Se a massa real da pizza for significativamente menor do que a esperada, isso pode indicar uma perda de ingredientes ou uma medição imprecisa.
Um alquimista estava tentando criar uma poção mágica que transformaria chumbo em ouro. Ele seguiu uma receita antiga que exigia 100 g de chumbo, 50 g de enxofre e 25 g de salitre. No entanto, ele acidentalmente usou 125 g de enxofre. Para resolver seu erro, ele decidiu adicionar mais chumbo e salitre para manter as proporções estequiométricas.
O que aprendemos: Ao alterar as proporções estequiométricas de uma reação, você pode alterar o resultado. No caso do alquimista, ele acabou com uma poção diferente que não transformou o chumbo em ouro.
Uma mãe estava seguindo uma receita de bolo que exigia 2 xícaras de farinha, 1 xícara de açúcar e 1/2 xícara de leite. No entanto, ela se distraiu enquanto assava e deixou o bolo no forno por muito tempo. Quando ela finalmente tirou o bolo do forno, ele estava completamente queimado.
O que aprendemos: Seguir as proporções estequ
2024-08-01 02:38:21 UTC
2024-08-08 02:55:35 UTC
2024-08-07 02:55:36 UTC
2024-08-25 14:01:07 UTC
2024-08-25 14:01:51 UTC
2024-08-15 08:10:25 UTC
2024-08-12 08:10:05 UTC
2024-08-13 08:10:18 UTC
2024-08-01 02:37:48 UTC
2024-08-05 03:39:51 UTC
2024-09-02 17:36:23 UTC
2024-09-02 17:36:42 UTC
2024-09-02 17:37:01 UTC
2024-09-02 17:37:17 UTC
2024-09-02 17:37:33 UTC
2024-08-08 13:05:39 UTC
2024-08-08 13:05:56 UTC
2024-08-08 13:06:03 UTC
2024-10-19 01:33:05 UTC
2024-10-19 01:33:04 UTC
2024-10-19 01:33:04 UTC
2024-10-19 01:33:01 UTC
2024-10-19 01:33:00 UTC
2024-10-19 01:32:58 UTC
2024-10-19 01:32:58 UTC