Planejativo

Cálculo estequiométrico

Modelos atômicos

Distribuição eletrônica

Números quânticos

Classificação periódica

Propriedades periódicas

Ligações químicas

Geometria molecular

Hibridização de orbitais

Forças intermoleculares

Radioatividade

Propriedades da matéria

Substâncias puras e misturas

Materiais de laboratório

Tratamento da água e do esgoto

Estudo dos ácidos

Estudo das bases

Potencial hidrogeniônico (pH) e Indicadores ácido-base

Estudo dos sais

Estudo dos óxidos

Ácidos, bases, sais e óxidos importantes

Reações inorgânicas

Grandezas químicas

Fórmulas químicas

Balanceamento de reações

Reagente limitante ou em excesso

Variáveis de estado e Transformações gasosas

Densidade, Efusão e Difusão de gases

Poluição ambiental, Efeito estufa e Chuvas ácidas

Mistura dos gases

Polaridade das ligações e das moléculas

Separação de misturas

Pureza e Rendimento

Leis ponderais

Alguns pontos-chave dessa matéria para o ENEM que devem ser levados em conta ao estudarmos são:

 da estequiometria e os cálculos estequiométricos. Nesta aula, veremos casos simples. Fonte na própria imagem, canto inferior direito.

A estequiometria é um conceito fundamental na química que estuda as relações quantitativas entre os reagentes e produtos em uma reação química. O termo vem do grego "stoicheion" (elemento) e "metron" (medida). A estequiometria permite prever a quantidade de produtos que serão formados a partir de quantidades conhecidas de reagentes, ou vice-versa, em uma reação química.

Para entender a estequiometria, é importante conhecer os conceitos de:

A importância da estequiometria está em permitir aos químicos fazer previsões e cálculos precisos das quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química. Isso é essencial para:

Em resumo, a estequiometria é uma ferramenta essencial para o estudo e a aplicação da química, com grande importância em áreas como a indústria, a pesquisa científica e a preservação ambiental.

Os princípios da estequiometria baseiam-se nas leis ponderais, que são leis fundamentais que regem as relações entre as massas dos reagentes e produtos em uma reação química. Conforme mencionado na aula sobre leis ponderais, estas são as principais leis:

Ao aplicar essas leis ponderais, a estequiometria permite prever as proporções e quantidades de reagentes e produtos em uma reação química. Esses princípios fundamentais são essenciais para o estudo e aplicação da química em várias áreas, como já mencionado anteriormente.

Resolver um exercício de estequiometria geralmente envolve os seguintes passos:

Agora, vamos aplicar esses passos a um exemplo simples:

Exemplo: Calcule a massa de água produzida pela combustão completa de 8 g de metano (CH₄). A reação de combustão do metano é a seguinte:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

Passo 1: A equação química já está balanceada.

Passo 2: Converta a massa de metano (8 g) em mols. A massa molar do metano é 12 g/mol (C) + 4 g/mol (4H) = 16 g/mol. Portanto:

8 g CH₄ × (1 mol CH₄ / 16 g CH₄) = 0,5 mol CH₄

Passo 3: Use a relação estequiométrica da equação balanceada para determinar a quantidade de mols de água produzida:

0,5 mol CH₄ × (2 mol H₂O / 1 mol CH₄) = 1 mol H₂O

Passo 4: Converta a quantidade de mols de água (1 mol) em massa. A massa molar da água é 18 g/mol (2H + 16O). Portanto:

1 mol H₂O × (18 g H₂O / 1 mol H₂O) = 18 g H₂O

Passo 5: Neste caso, não há reagente limitante, pois não foram fornecidas informações sobre a quantidade de oxigênio envolvida na reação.

Resultado: A massa de água produzida pela combustão completa de 8 g de metano é de 18 g.

Vamos resolver um exemplo de estequiometria no qual o objetivo é determinar o volume de um gás produzido em uma reação química. Utilizaremos a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio (água oxigenada) em água e oxigênio gasoso:

Suponha que você queira determinar o volume de oxigênio produzido a partir da decomposição de 34 g de peróxido de hidrogênio (H₂O₂), em condições normais de temperatura e pressão (CNTP: 0°C e 1 atm). Nas CNTP, 1 mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L.

Passo 2: Converta a massa de peróxido de hidrogênio (34 g) em mols. A massa molar do H₂O₂ é 34 g/mol (2H + 32O). Portanto:

34 g H₂O₂ × (1 mol H₂O₂ / 34 g H₂O₂) = 1 mol H₂O₂

Passo 3: Use a relação estequiométrica da equação balanceada para determinar a quantidade de mols de oxigênio produzida:

1 mol H₂O₂ × (1 mol O₂ / 2 mol H₂O₂) = 0,5 mol O₂

Passo 4: Converta a quantidade de mols de oxigênio (0,5 mol) em volume, utilizando o fato de que 1 mol de gás ocupa 22,4 L nas CNTP:

0,5 mol O₂ × (22,4 L O₂ / 1 mol O₂) = 11,2 L O₂

Passo 5: Neste caso, não há reagente limitante, pois não foram fornecidas informações sobre a quantidade de outros reagentes envolvidos na reação.

Resultado: O volume de oxigênio produzido pela decomposição de 34 g de peróxido de hidrogênio nas CNTP é de 11,2 L.