Química · 9.ª–12.ª classe

Como resolver problemas de estequiometria?

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  • 4 exemplos resolvidos
  • 5 exercícios com solução
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Resposta curta

Passos: 1) escreva a equação química equilibrada; 2) converta o dado para mol; 3) use a razão entre os coeficientes para obter as moles da substância pedida; 4) converta para massa, volume ou número de partículas. Os coeficientes da equação dão proporções em moles, nunca em gramas.

Quando se aplica

A estequiometria é a parte da Química que calcula quantidades de reagentes e de produtos numa reação. Aplica-se sempre que um problema diz «quantos gramas de…», «que volume de gás se forma…» ou «quanto reagente é necessário para…». O que permite fazer estes cálculos é a lei da conservação da massa e o facto de os coeficientes de uma equação equilibrada indicarem em que proporção as moles reagem.

Pré-requisitos

  • Saber escrever e acertar uma equação química.
  • Saber calcular a massa molar (M) e usar n = m ÷ M.
  • Para gases em PTN, usar n = V ÷ 22,4 (V em litros).

Ideia central

Na equação 2H2 + O2 → 2H2O, os coeficientes 2, 1 e 2 dizem que 2 mol de H2 reagem com 1 mol de O2 e formam 2 mol de H2O. As massas não estão na proporção 2 : 1 : 2, porque cada substância tem a sua massa molar.

Método passo a passo

  1. Escreva a equação equilibrada. Confira o número de átomos de cada elemento nos dois membros.
  2. Anote o dado e a incógnita, indicando a substância e a grandeza (massa, volume, mol).
  3. Converta o dado em mol: n = m ÷ M (ou V ÷ 22,4 para gases em PTN).
  4. Aplique a razão molar: n(pedida) = n(dada) × coeficiente da pedida ÷ coeficiente da dada.
  5. Converta o resultado para a grandeza pedida: m = n × M, V = n × 22,4 ou N = n × NA.
  6. Verifique pela conservação da massa (massa dos reagentes consumidos = massa dos produtos formados) e pelas unidades.

Reagente limitante e rendimento

Quando o problema dá as quantidades de dois reagentes, calcule para cada um quanto produto formaria; o reagente limitante é o que dá menos produto, e é ele que determina o resultado. O rendimento compara o que realmente se obtém com o que a teoria prevê:

Rendimento

rendimento (%) = (quantidade obtida na prática ÷ quantidade teórica) × 100

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — De massa a massa

Enunciado: Que massa de água se forma na reação de 4 g de hidrogénio com oxigénio em excesso? Equação: 2H2 + O2 → 2H2O. (H = 1; O = 16)

Resolução:

  1. M(H2) = 2 g/mol; n(H2) = 4 ÷ 2 = 2 mol.
  2. Razão molar H2 : H2O = 2 : 2, logo n(H2O) = 2 mol.
  3. M(H2O) = 18 g/mol; m = 2 × 18 = 36 g.

Resposta: formam-se 36 g de água. Verificação: o oxigénio consumido é 1 mol = 32 g; 4 + 32 = 36 g, igual à massa de produto.

Exemplo 2 — Massa e volume de gás

Enunciado: O calcário (CaCO3) é aquecido nos fornos de cal: CaCO3 → CaO + CO2. Com 200 g de CaCO3 puro, calcule a massa de CaO e o volume de CO2 em PTN. (Ca = 40; C = 12; O = 16)

Resolução:

  1. M(CaCO3) = 40 + 12 + 48 = 100 g/mol; n = 200 ÷ 100 = 2 mol.
  2. A equação tem razão 1 : 1 : 1, logo n(CaO) = 2 mol e n(CO2) = 2 mol.
  3. M(CaO) = 56 g/mol; m(CaO) = 2 × 56 = 112 g.
  4. V(CO2) = 2 × 22,4 = 44,8 L.

Resposta: 112 g de CaO e 44,8 L de CO2. Verificação: m(CO2) = 2 × 44 = 88 g; 112 + 88 = 200 g, igual à massa inicial.

Exemplo 3 — Reagente limitante

Enunciado: Queimam-se 12 g de magnésio em 16 g de oxigénio: 2Mg + O2 → 2MgO. Qual é o reagente limitante e que massa de MgO se forma? (Mg = 24; O = 16)

Resolução:

  1. n(Mg) = 12 ÷ 24 = 0,5 mol; n(O2) = 16 ÷ 32 = 0,5 mol.
  2. Pela equação, 0,5 mol de Mg precisa de 0,25 mol de O2. Como há 0,5 mol de O2, o oxigénio está em excesso.
  3. O limitante é o magnésio: forma 0,5 mol de MgO.
  4. M(MgO) = 40 g/mol; m = 0,5 × 40 = 20 g.

Resposta: limitante: Mg; formam-se 20 g de MgO; sobram 0,25 mol de O2 (8 g). Verificação: 12 g de Mg + 8 g de O2 consumidos = 20 g de MgO.

Exemplo 4 — Nível de exame: rendimento

Enunciado: Num alto-forno: Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2. De 160 g de Fe2O3 obtiveram-se 84 g de ferro. Calcule o rendimento. (Fe = 56; O = 16)

Resolução:

  1. M(Fe2O3) = 112 + 48 = 160 g/mol; n = 160 ÷ 160 = 1 mol.
  2. Razão Fe2O3 : Fe = 1 : 2, logo a teoria dá 2 mol de Fe.
  3. Massa teórica: 2 × 56 = 112 g.
  4. Rendimento = 84 ÷ 112 × 100 = 75%.

Resposta: rendimento = 75%. Verificação: 75% de 112 g = 84 g.

Erros frequentes

  • Não acertar a equação. Sem coeficientes corretos a razão molar fica errada e todo o cálculo cai. Confira os átomos de cada elemento.
  • Usar a razão dos coeficientes com gramas. Na reação 2H2 + O2, não é 2 g de H2 com 1 g de O2; é 2 mol com 1 mol.
  • Esquecer de converter para mol antes de usar a equação.
  • Ignorar o reagente limitante quando o enunciado dá quantidades de dois reagentes: calcule sempre ambos os caminhos.
  • Aplicar 22,4 L/mol a líquidos e sólidos. Esse valor é só para gases em PTN.
  • Dividir o rendimento ao contrário (teórico ÷ real). O rendimento nunca ultrapassa 100% numa reação normal.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2. Com 4,6 g de sódio, calcule a massa de NaOH e o volume de H2 em PTN. (Na = 23; O = 16; H = 1)

Ver solução

n(Na) = 4,6 ÷ 23 = 0,2 mol. Razão Na : NaOH = 1 : 1, logo n(NaOH) = 0,2 mol; M(NaOH) = 40; m = 0,2 × 40 = 8 g. Razão Na : H2 = 2 : 1, logo n(H2) = 0,1 mol; V = 0,1 × 22,4 = 2,24 L.

2Exercício 2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2. Com 13 g de zinco, calcule a massa de HCl necessária e o volume de H2 em PTN. (Zn = 65; H = 1; Cl = 35,5)

Ver solução

n(Zn) = 13 ÷ 65 = 0,2 mol. n(HCl) = 2 × 0,2 = 0,4 mol; M(HCl) = 36,5; m = 0,4 × 36,5 = 14,6 g. n(H2) = 0,2 mol; V = 0,2 × 22,4 = 4,48 L.

3Exercício 3

Gás natural: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. Na combustão de 8 g de metano, calcule a massa de oxigénio consumido e as massas de CO2 e de H2O formadas. (C = 12; H = 1; O = 16)

Ver dica

Confirme com a conservação da massa.

Ver solução

n(CH4) = 8 ÷ 16 = 0,5 mol. n(O2) = 2 × 0,5 = 1 mol, m = 32 g. n(CO2) = 0,5 mol, m = 0,5 × 44 = 22 g. n(H2O) = 1 mol, m = 18 g. Verificação: 8 + 32 = 40 g e 22 + 18 = 40 g.

4Exercício 4

4Al + 3O2 → 2Al2O3. Com 54 g de alumínio, calcule a massa de oxigénio necessária e a massa de óxido formada. (Al = 27; O = 16)

Ver solução

n(Al) = 54 ÷ 27 = 2 mol. n(O2) = 2 × 3/4 = 1,5 mol, m = 1,5 × 32 = 48 g. n(Al2O3) = 2 × 2/4 = 1 mol; M = 102 g/mol, m = 102 g. Verificação: 54 + 48 = 102 g.

5Exercício 5

N2 + 3H2 → 2NH3. Misturam-se 28 g de N2 com 3 g de H2. Indique o reagente limitante e a massa de NH3 formada. (N = 14; H = 1)

Ver dica

Compare as moles disponíveis com as exigidas pela razão 1 : 3.

Ver solução

n(N2) = 28 ÷ 28 = 1 mol; n(H2) = 3 ÷ 2 = 1,5 mol. Para reagir com 1 mol de N2 seriam precisas 3 mol de H2; só há 1,5 mol, logo o H2 é o limitante. n(NH3) = 1,5 × 2/3 = 1 mol; M(NH3) = 17, m = 17 g. Sobram 0,5 mol de N2 (14 g).

Perguntas frequentes

Quando se usa este método?

Sempre que se quer saber a quantidade de uma substância numa reação a partir da quantidade de outra: quanto produto se forma, quanto reagente é preciso ou que volume de gás se liberta. Em todos os casos a ponte entre as substâncias é a razão molar.

Existe um método mais rápido?

Pode usar a «regra de três» com moles ou montar a proporção diretamente em gramas, a partir das massas molares multiplicadas pelos coeficientes (por exemplo 2 × 2 g de H2 produz 2 × 18 g de H2O). Mas o caminho por moles é o mais seguro e o que os professores esperam ver.

Como saber qual é o reagente limitante?

Converta ambas as massas em mol e divida cada uma pelo respetivo coeficiente da equação. O menor quociente corresponde ao limitante. No exemplo do magnésio: Mg dá 0,5 ÷ 2 = 0,25 e O2 dá 0,5 ÷ 1 = 0,5, logo o magnésio é o limitante.

Que erros são mais comuns?

Esquecer de acertar a equação, usar gramas em vez de moles na proporção e ignorar o reagente limitante. Veja a secção «Erros frequentes».

Resumo

  • Comece sempre pela equação equilibrada; os coeficientes dão proporções em mol.
  • Percurso: dado → mol → (razão molar) → mol da incógnita → grandeza pedida.
  • Gases em PTN: V = n × 22,4 L/mol.
  • Com dois reagentes, ache o limitante: é ele que fixa a quantidade de produto.
  • Rendimento (%) = quantidade real ÷ quantidade teórica × 100.
  • Valide com a conservação da massa.

Onde aprofundar

  • O manual de Química da sua classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola) — confirme a edição em vigor.
  • O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre estequiometria das reações químicas.
  • A tabela periódica da IUPAC, para as massas atómicas.

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