Cálculos estequiométricos
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- Tim Mann
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 umnBm 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.
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.
Pode servir a você: Fluoreto de magnésio: estrutura, propriedades, síntese, usos-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 hno3.
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, c9HonzeNÃO4 e b) vainillina, c8H8QUALQUER3.
Pode atendê -lo: dimetilanilina: estrutura, propriedades, síntese, usosa) dopa
Etapa 1: encontre o peso molecular do DPA C9HonzeNÃO4
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.