Química
Estequiometria: 7 exercícios resolvidos passo a passo
A estequiometria usa a proporção molar da equação balanceada para ligar gramas, mols e volume de gás. Veja o método em 4 passos com 7 exercícios resolvidos.
Recomendado para: 2ª série do Ensino Médio · 3ª série do Ensino Médio
A estequiometria é a parte da química que usa uma equação balanceada para calcular quanta substância reage ou se forma. A ideia central é a proporção molar: os coeficientes da equação dizem quantos mols de uma substância correspondem a quantos mols de outra. Gramas, litros e partículas são convertidos primeiro em mols e só depois na unidade pedida.
O método em 4 passos para qualquer exercício de estequiometria
Todo exercício, por mais longo que seja, segue o mesmo caminho. Primeiro, escreva e balanceie a equação. Segundo, converta os dados em mols. Terceiro, aplique a proporção molar lida nos coeficientes. Quarto, transforme os mols encontrados na unidade que a pergunta pede. Se o segundo passo ainda não está claro, revise mol e massa molar; se o obstáculo é a própria equação, treine o balanceamento de equações químicas.
Mapa de conversões: qual operação para cada salto
| Você tem | Você quer | Operação | Fórmula |
|---|---|---|---|
| Gramas de A | Mols de A | dividir pela massa molar | n = m ÷ M |
| Mols de A | Mols de B | multiplicar pela proporção molar | n(B) = n(A) × coef(B) ÷ coef(A) |
| Mols de B | Gramas de B | multiplicar pela massa molar | m = n × M |
| Mols de gás | Volume nas CNTP | multiplicar por 22,4 L/mol | V = n × 22,4 |
| Mols | Partículas | multiplicar pela constante de Avogadro | N = n × 6,022 × 10²³ |
Como ler a proporção molar em uma equação
Tome N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Os coeficientes são 1, 3 e 2, e deles saem todas as proporções de que você precisa.
| Par | Proporção molar | Significado |
|---|---|---|
| N₂ e H₂ | 1 : 3 | 1 mol de N₂ reage com 3 mol de H₂ |
| N₂ e NH₃ | 1 : 2 | 1 mol de N₂ produz 2 mol de NH₃ |
| H₂ e NH₃ | 3 : 2 | 3 mol de H₂ produzem 2 mol de NH₃ |
Reagente limitante e rendimento
Na prática quase nunca se parte das quantidades exatas que a equação pede. Um reagente acaba primeiro, o reagente limitante, e define quanto produto se forma; o outro sobra e está em excesso. Além disso, um processo real perde um pouco de produto: o rendimento real fica abaixo do rendimento teórico que você calcula. O rendimento percentual compara os dois.
| Conceito | Como obter |
|---|---|
| Reagente limitante | mols ÷ coeficiente de cada reagente, vence o menor valor |
| Rendimento teórico | mols de produto a partir do limitante, convertidos em gramas |
| Excesso que sobra | mols fornecidos − mols consumidos |
| Rendimento percentual | real ÷ teórico × 100 |
Os erros mais comuns
| Erro | Por que está errado | Como evitar |
|---|---|---|
| Usar equação sem balancear | a proporção não é a real | balanceie antes de qualquer cálculo |
| Comparar gramas em vez de mols | 10 g de duas substâncias são números de partículas diferentes | converta primeiro em mols |
| Inverter a proporção (A/B em vez de B/A) | o resultado sai ao contrário | coloque em cima a substância pedida |
| Usar a massa de um reagente em excesso | só o limitante define o produto | ache primeiro o reagente limitante |
| Rendimento acima de 100 % | real e teórico trocados | o real sempre vai no numerador |
| Usar 22,4 L/mol para líquidos ou sólidos | o volume molar só vale para gases nas CNTP | aplique só a gases |
Os exercícios resolvidos abaixo sobem de uma simples proporção molar até o reagente limitante e o rendimento. Se a porcentagem ainda atrapalha, uma revisão de porcentagem vai facilitar o último exercício. Cada número foi recalculado passo a passo, respeitando os algarismos significativos.
Exercícios resolvidos
1. O nitrogênio e o hidrogênio reagem segundo N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Quantos mols de amônia se formam a partir de 6,0 mol de H₂, com N₂ em excesso? base
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- A equação já está balanceada. Leia os coeficientes: 3 mol de H₂ produzem 2 mol de NH₃.
- Escreva a proporção molar de que precisa: 2 mol NH₃ / 3 mol H₂.
- Multiplique os mols que você tem por essa proporção: n(NH₃) = 6,0 mol H₂ × (2 / 3).
- 6,0 × 2 = 12 e 12 ÷ 3 = 4,0.
- Os mols de H₂ se cancelam e sobram mols de NH₃: a unidade confere.
Resposta: 4,0 mol de NH₃
2. O magnésio queima no oxigênio: 2 Mg + O₂ → 2 MgO. Que massa de MgO se forma quando 12,15 g de Mg queimam por completo? (Mg = 24,31 g/mol ; O = 16,00 g/mol) base
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- De gramas de Mg para mols de Mg: n = 12,15 g ÷ 24,31 g/mol = 0,4998 mol.
- Proporção molar da equação: 2 mol Mg → 2 mol MgO, ou seja 1 : 1, então n(MgO) = 0,4998 mol.
- Massa molar do MgO: 24,31 + 16,00 = 40,31 g/mol.
- De mols para gramas: m = 0,4998 mol × 40,31 g/mol = 20,15 g.
Resposta: 20,15 g de MgO
3. Um aluno escreve H₂ + O₂ → H₂O e conclui que 32,0 g de O₂ produzem 18,0 g de água (H₂ em excesso). Encontre o erro e calcule a massa correta de água. (H = 1,008 ; O = 16,00) intermedio
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- Confira os átomos: à esquerda há 2 átomos de oxigênio e à direita só 1. A equação não está balanceada, então a proporção 1 : 1 não vale.
- Balanceie: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Agora 1 mol de O₂ produz 2 mol de H₂O.
- Mols de oxigênio: n(O₂) = 32,0 g ÷ 32,00 g/mol = 1,00 mol.
- Mols de água: n(H₂O) = 1,00 × (2 / 1) = 2,00 mol.
- Massa molar da água: 2 × 1,008 + 16,00 = 18,02 g/mol.
- Massa de água: m = 2,00 mol × 18,02 g/mol = 36,0 g. Os 18,0 g do aluno são exatamente a metade, porque ele ignorou o coeficiente 2 que faltava.
Resposta: 36,0 g de água, o dobro do valor do aluno: a proporção 1 : 1 errada vinha da equação sem balancear
4. O etanol, combustível muito usado no Brasil, queima: C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O. Que massa de CO₂ é liberada na queima de 23,0 g de etanol? (C = 12,01 ; H = 1,008 ; O = 16,00) intermedio
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- Massa molar do etanol: 2 × 12,01 + 6 × 1,008 + 16,00 = 46,07 g/mol.
- Mols de etanol: n = 23,0 ÷ 46,07 = 0,4992 mol.
- Proporção molar: 1 mol de etanol → 2 mol de CO₂, então n(CO₂) = 0,4992 × 2 = 0,9984 mol.
- Massa molar do CO₂: 12,01 + 2 × 16,00 = 44,01 g/mol.
- Massa de CO₂: m = 0,9984 × 44,01 = 43,94 g.
- Os dados têm 3 algarismos significativos: m ≈ 43,9 g.
Resposta: Cerca de 43,9 g de CO₂
5. O calcário (CaCO₃ puro) reage com ácido clorídrico em excesso: CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂. Que volume de CO₂ se forma a partir de 30,0 g de CaCO₃ nas CNTP (0 °C, 1 atm, volume molar 22,4 L/mol)? (Ca = 40,08 ; C = 12,01 ; O = 16,00) intermedio
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- Massa molar do CaCO₃: 40,08 + 12,01 + 3 × 16,00 = 100,09 g/mol.
- Mols de calcário: n = 30,0 ÷ 100,09 = 0,29973 mol.
- Proporção molar: 1 mol CaCO₃ → 1 mol CO₂, então n(CO₂) = 0,29973 mol.
- Nas CNTP um mol de gás ideal ocupa 22,4 L: V = 0,29973 mol × 22,4 L/mol = 6,714 L.
- Arredonde para 3 algarismos significativos: V ≈ 6,71 L.
Resposta: V ≈ 6,71 L de CO₂ nas CNTP
6. N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Um reator recebe 28,0 g de N₂ e 8,0 g de H₂. Identifique o reagente limitante, calcule a massa de NH₃ formada e a massa de reagente que sobra. (N = 14,01 ; H = 1,008) avanzato
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- Converta os dois reagentes em mols: n(N₂) = 28,0 ÷ 28,02 = 0,9993 mol ; n(H₂) = 8,0 ÷ 2,016 = 3,968 mol.
- Teste um reagente: 0,9993 mol de N₂ exigiriam 3 × 0,9993 = 2,998 mol de H₂.
- Há 3,968 mol, mais que 2,998 mol: o H₂ está em excesso e o N₂ é o reagente limitante.
- O reagente limitante define o produto: n(NH₃) = 0,9993 × 2 = 1,9986 mol.
- Massa molar do NH₃: 14,01 + 3 × 1,008 = 17,03 g/mol, então m(NH₃) = 1,9986 × 17,03 = 34,0 g.
- H₂ que sobra: 3,968 − 2,998 = 0,970 mol, ou seja 0,970 × 2,016 = 1,96 g.
- Conferência de massa: antes 28,0 + 8,0 = 36,0 g, depois 34,04 + 1,96 = 36,00 g. A massa se conserva.
Resposta: O reagente limitante é o N₂. Formam-se 34,0 g de NH₃ e sobram 1,96 g de H₂
7. Em um alto-forno, Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. A partir de 200,0 g de Fe₂O₃ obtêm-se na prática 126,0 g de ferro. Qual é o rendimento percentual? (Fe = 55,85 ; O = 16,00) avanzato
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- Massa molar do Fe₂O₃: 2 × 55,85 + 3 × 16,00 = 159,70 g/mol.
- Mols de óxido: n = 200,0 ÷ 159,70 = 1,2523 mol.
- Proporção molar: 1 mol Fe₂O₃ → 2 mol Fe, então a quantidade teórica é n(Fe) = 2,5047 mol.
- Massa teórica: 2,5047 × 55,85 = 139,9 g. É o máximo possível, chamado rendimento teórico.
- Rendimento percentual = real ÷ teórico × 100 = 126,0 ÷ 139,9 × 100 = 90,1 %.
- O rendimento percentual nunca passa de 100 %: se der mais, você trocou as duas massas.
Resposta: Rendimento ≈ 90,1 % (rendimento teórico 139,9 g)
Perguntas frequentes
Como resolver um exercício de estequiometria passo a passo?
Siga quatro passos: 1) escreva e balanceie a equação; 2) converta o dado para mols (n = m ÷ M); 3) multiplique pela proporção molar dada pelos coeficientes; 4) converta os mols da substância pedida em gramas, litros ou partículas. Os mols são sempre a etapa intermediária.
O que é proporção molar em estequiometria?
É a fração montada com os coeficientes de duas substâncias em uma equação balanceada. Em N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, a proporção entre H₂ e NH₃ é 2 mol NH₃ / 3 mol H₂. Ela só funciona com mols, nunca direto com gramas.
Por que preciso balancear a equação antes de fazer o cálculo estequiométrico?
Porque os coeficientes são as proporções molares. Uma equação sem balancear dá a proporção errada e todos os números seguintes saem errados, muitas vezes por um fator inteiro como 2. Primeiro balanceia, depois calcula.
Como descobrir o reagente limitante?
Converta cada reagente em mols, divida cada valor pelo seu coeficiente e compare. O menor resultado pertence ao reagente limitante: é o que acaba primeiro e determina quanto produto pode se formar.
Como calcular o rendimento percentual de uma reação?
Rendimento (%) = (rendimento real ÷ rendimento teórico) × 100. O teórico é a massa calculada pela equação balanceada; o real é a massa medida no laboratório. O resultado é sempre igual ou menor que 100 %.