Cálculos estequiométricos

O que são cálculos estequiométricos?

O Cálculos estequiométricos Eles são aqueles que são realizados com base nas relações de massa dos elementos ou compostos envolvidos em uma reação química.

O primeiro passo para executá -los é equilibrar a reação química de interesse. Da mesma forma, as fórmulas corretas dos compostos envolvidos no processo químico devem ser conhecidos.

Os cálculos estequiométricos são baseados na aplicação de um conjunto de leis, entre as seguintes: a lei de conservação em massa; a lei de proporções definidas ou composição constante; E, finalmente, a lei de múltiplas proporções.

A lei da conservação da massa afirma que em uma reação química a soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Em uma reação química, a massa total permanece constante.

A lei de proporções definidas ou composição constante indica que você mostra diferente de qualquer composto puro, tem os mesmos elementos nas mesmas proporções de massa. Por exemplo, a água pura é a mesma independentemente de sua fonte, ou o que o continente (ou planeta) vem.

E a terceira lei, a de múltiplas proporções, indica que, quando dois elementos A e B formam mais de um composto, a proporção da massa do elemento B que é combinada com uma dada massa de elemento a, em cada um dos compostos, pode ser expresso em termos de pequenos números inteiros. Isto é, para um_nB_m n e m Eles são números inteiros.

O que são cálculos estequiométricos e seus estágios?

São cálculos projetados para resolver as diferentes perguntas que podem surgir quando uma reação química está sendo estudada. Para isso, o conhecimento dos processos químicos e leis que os governam devem ser possuídos.

Com o uso de cálculo estequiométrico, por exemplo, a partir da massa de uma substância reagente, a massa desconhecida de outro reagente pode ser obtida. Você também pode saber a composição percentual dos elementos químicos presentes em um composto e, a partir dela, obtendo a fórmula empírica do composto.

Consequentemente, o conhecimento da fórmula empírica ou mínima de um composto permite o estabelecimento de sua fórmula molecular.

Além disso, o cálculo estequiométrico permite saber em uma reação química o que é o reagente limitante, ou se há um excesso de reagente, bem como a massa disso.

Estágios

Os estágios dependerão do tipo de problema levantado, bem como de sua complexidade.

Duas situações comuns são:

• Dois elementos reagem para causar um composto e apenas a massa de um dos elementos reagentes é conhecida.
• É desejado conhecer a massa desconhecida do segundo elemento, bem como a massa do composto resultante da reação.

Em geral, na resolução desses exercícios, a seguinte ordem de estágios deve ser seguida:

• Estabelecer a equação da reação química.
• Equilibrar a equação.
• O terceiro estágio é, usando os pesos atômicos dos elementos e coeficientes estequiométricos, obtendo a proporção das massas dos elementos de reação.
• Então, usando a lei das proporções definidas, uma vez que a massa de um elemento de reação é conhecida e a proporção com a qual reage com o segundo elemento, para conhecer a massa do segundo elemento.
• E o quinto e último estágio, se as massas dos elementos reagentes forem conhecidos, sua soma permite calcular a massa do composto produzido na reação. Nesse caso, essas informações são obtidas com base na lei de conservação em massa.

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Exercícios resolvidos

-Exercício 1

Qual é o excesso de reagente quando 15 g de mg com 15 g de s são reagidos para formar mgs? E quantos gramas de MGs ocorrerão na reação?

Dados:

-Mg e s = 15 g de massa

-Peso atômico de mg = 24,3 g/mol.

-Peso atômico de S = 32,06 g/mol.

Etapa 1: equação da reação

Mg +s => mgs (já está equilibrado)

Etapa 2: Estabelecimento da proporção em que o MG e os S são combinados para produzir o MGS

Para simplificar, você pode arredondar o peso atômico do mg a 24 g/mol e o peso atômico de S a 32 g/mol. Em seguida, a proporção em que o S e o MG são combinados serão 32:24, dividindo os 2 termos por 8, a proporção é reduzida para 4: 3.

Em recíproco, a proporção na qual o MG é combinado com o S é igual a 3: 4 (mg/s)

Etapa 3: discussão e cálculo do excesso de reagente e sua massa

A massa de mg e s é de 15 g para ambos, mas a proporção em que o MG e o S react são 3: 4 e no 1: 1. Então, pode -se deduzir que o excesso de reagente é o MG, pois é em menor proporção em relação ao S.

Esta conclusão pode ser posta à prova calculando a massa de mg que reage com 15 g de s.

g de mg = 15 g de s x (3 g de mg)/mol)/(4 g de s/mol)

11,25 g de mg

Superaant Mg Mass = 15 g - 11,25 g

3,75 g.

Etapa 4: MGS em massa formada na reação com base na lei da conservação em massa

Massa mgS = massa mg + massa de s

11,25 g + 15 g.

26, 25 g

Um exercício para fins didáticos pode ser feito da seguinte forma:

Calcule os gramas de S que reagem com 15 g de mg, usando neste caso uma proporção de 4: 3.

g de s = 15 g de mg x (4 g de s/mol)/(3 g de mg/mol)

20 g

Se a situação fosse apresentada neste caso, pode -se ver que os 15 g de S não chegariam a reagir completamente com os 15 g de mg, faltando 5 g. Isso confirma que o excesso de reagente é o MG e o S é o reagente limitador na formação de MGS, quando ambos os elementos reativos têm a mesma massa.

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-Exercício 2

Calcule a massa de cloreto de sódio (NaCl) e impurezas em 52 g de NaCl com uma porcentagem de pureza de 97,5%.

Dados:

-Missa de amostra: 52 g de NaCl

-Porcentagem de pureza = 97,5%.

Etapa 1: Cálculo da massa pura de NACL

Massa de NaCl = 52 g x 97,5%/100%

50,7 g

Etapa 2: Cálculo da massa de impurezas

% impurezas = 100% - 97,5%

2,5%

Massa de impurezas = 52 g x 2,5%/100%

1,3 g

Portanto, dos 52 g de sal, 50,7g são cristais de NaCl pura e 1,3g de impurezas (como outros íons ou matéria orgânica).

-Exercício 3

O que a massa de oxigênio (O) está em 40 g de ácido nítrico (HNO₃), sabendo que seu peso molecular é 63 g/mol e o peso atômico do O é 16 g/mol?

Dados:

-HNO Massa₃ = 40 g

-Peso atômico de O = 16 g/mol.

-Peso molecular do HNO₃

Etapa 1: Calcule o número de moles de HNO₃ presente em uma massa de 40 g de ácido

Toupeiras de hno₃ = 40 g de hno₃ x 1 mol de hno₃/63 g de hno₃

0,635 moles

Etapa 2: Calcule o número de moles de ou presente

A fórmula HNO₃ Indica que existem 3 moles de ou para cada mol de hno_3.

Moles de O = 0,635 moles de HNO₃ X 3 moles de O/mol de HNO₃

1.905 moles de O

Etapa 3: Cálculo da massa ou presente em 40 g de HNO₃

G de O = 1.905 moles de o x 16 g de o/mol de O

30,48 g

Isto é, o dos 40g de hno₃, 30.48g são exclusivamente devido ao peso de moles de átomos de oxigênio. Esta grande proporção de oxigênio é típica de oxoaniões ou seus sais terciários (nano₃, por exemplo).

-Exercício 4

Quantos gramas de cloreto de potássio (KCl) são produzidos por decomposição de 20 g de clorato de potássio (KCLO₃)?, Sabendo que o peso molecular do KCl é de 74,6 g/mol e o peso molecular do KCLO₃ é 122,6 g/mol

Dados:

-KCLO Massa₃ = 20 g

-Peso molecular de KCl = 74,6 g/mol

-Peso molecular KCLO₃ = 122,6 g/mol

Etapa 1: equação da reação

2kclo₃ => 2kcl + 3o₂

Etapa 2: Cálculo de massa KCLO₃

G de KCLO₃ = 2 moles x 122,6 g/mol

245,2 g

Etapa 3: Cálculo de massa de KCl

g de kcl = 2 moles x 74,6 g/mol

149,2 g

Etapa 4: Cálculo da massa KCL produzida por decomposição

245 g de KCLO₃ Eles são produzidos pela decomposição 149, 2 g de KCl. Portanto, essa proporção (coeficiente estequiométrica) pode ser usada para encontrar a massa KCl que ocorre a partir de 20 g de KCLO₃:

g de KCl = 20 g de KCLO₃ x 149 g de KCl / 245,2 g de KCLO₃

12,17 g

Observe como a relação em massa do O₂ Dentro do KCLO₃. Dos 20g de KCLO₃, Pouco menos da metade é devido ao oxigênio que faz parte do clorato de oxoanion.

-Exercício 5

Encontre a composição percentual das seguintes substâncias: a) dopa, c₉H_onzeNÃO₄ e b) vainillina, c₈H₈QUALQUER₃.

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a) dopa

Etapa 1: encontre o peso molecular do DPA C₉H_onzeNÃO₄

Para isso, o peso atômico dos elementos presentes no composto de toupeiras representadas por seus subscritos é inicialmente multiplicado. Para encontrar o peso molecular, os gramas contribuídos pelos diferentes elementos são adicionados.

Carbono (C): 12 g/mol x 9 mol = 108 g

Hidrogênio (h): 1 g/mol x 11 mol = 11 g

Nitrogênio (n): 14 g/mol x 1 mol = 14 g

Oxigênio (O): 16 g/mol x 4 mol = 64 g

Peso molecular de DOP = (108 g + 11 g + 14g + 64 g)

197 g

Etapa 2: encontre a composição percentual dos elementos presentes na dopa

Para fazer isso, seu peso molecular (197 g) é considerado 100%.

% de c = 108 g/197g x 100%

54,82%

% de h = 11 g/197g x 100%

5,6 %

% de n = 14 g/197 g x 100%

7,10%

% de O = 64 g/197 g

32,48%

b) Vainillina

Parte 1: Cálculo do peso molecular da vanilina C₈H₈QUALQUER₃

Para fazer isso, o peso atômico de cada elemento é multiplicado pelo número de suas toupeiras presentes, acrescentando a massa que os diferentes elementos fornecem

C: 12 g/mol x 8 mol = 96 g

H: 1 g/mol x 8 mol = 8 g

O: 16 g/mol x 3 mol = 48 g

Peso molecular = 96 g + 8 g + 48 g

152 g

Parte 2: Encontre a % dos diferentes elementos presentes em Vainillina

Supõe -se que seu peso molecular (152 g/mol) represente 100%.

% de c = 96 g /152 g x 100%

63,15%

% de h = 8 g / 152 g x 100%

5,26%

% de O = 48 g/152 g x 100%

31, 58 %

-Exercício 6

A composição percentual em massa de um álcool é a seguinte: Carbono (c) 60%, hidrogênio (H) 13% e oxigênio (O) 27%.  Obtenha sua fórmula mínima ou fórmula empírica.

Dados:

Pesos atômicos: C 12 g/mol, h 1g/mol e oxigênio 16 g/mol.

Etapa 1: Cálculo do número de moles dos elementos presentes no álcool

Supõe -se que a massa de álcool seja 100g. Consequentemente, a massa do C é de 60 g, a massa de H é de 13 g e a massa de oxigênio é 27 g.

Cálculo do número de toupeiras:

Número de moles = massa do elemento elemento/peso

moles de C = 60 g/(12 g/mol)

5 toupeiras

Mols de H = 13 g/(1 g/mol)

13 toupeiras

Moles de O = 27 g/(16 g/mol)

1,69 moles

Etapa 2: obtendo a fórmula mínima ou empírica

Para fazer isso, a proporção de número inteiro entre o número de toupeiras é encontrado. Isso serve para obter o número de átomos dos elementos na fórmula mínima. Para esse fim, os toupeiros dos diferentes elementos são divididos entre o número de moles do elemento em uma proporção inferior.

C = 5 moles/1,69 moles

C = 2,96

H = 13 moles/1,69 toupeiras

H = 7,69

O = 1,69 moles/1,69 moles

O = 1

Arredondando esses números, a fórmula mínima é: c₃H₈QUALQUER. Esta fórmula corresponde à de propanol, CH₃CH₂CH₂Oh. No entanto, esta fórmula também é o composto CH₃CH₂OCH₃, Éter etil metila.