Questão 68 - Prova Azul
http://especiais.g1.globo.com/educacao/enem/2016/correcao-provas-enem/#resposta
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada:
TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4(g). Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:
(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.)
a) 1,2 g
b) 2,4 g
c) 3,6 g
d) 4,8 g
e) 7,2 g
Gabarito
Calculando a massa molar do TiCl4, temos:
48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol
Balanceando a equação:
TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)
190 g 48 g
9,5 g x g
x = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.
(UFMG)
Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a
massa de Fe2O3, formada após um deles ter sido completamente
consumido?
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
Gabarito
Calculando a massa molar do Fe2O3, temos:
(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/mol
Reação química balanceada:
4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)
Trabalhando com o reagente Fe:
4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
15 g x g
x = 6,42 g
Como no problema, há 4,8 g de oxigênio, e o cálculo forneceu o valor de 6,42 g ( que é o valor que reage completamente com 15 g de Fe), concluímos que o oxigênio é o reagente limitante, ou seja, irá reagir completamente na reação. Dessa forma, o ferro é o reagente em excesso, e não irá ser usado nos cálculos.
Confirmando o excesso do ferro:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
x g 4,8 g
x = 11,2 g (excesso confirmado)
Trabalhando com o oxigênio:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
4,8 g x g
x = 16 g de Fe2O3 serão formados na reação. Letra B.
Cálculos estequiométricos
Por Camila Salgado de Paula
Professora de Química do Colégio Qi
Cálculos estequiométricos
Por Camila Salgado de Paula
Professora de Química do Colégio Qi
Definições
Utilizamos o
cálculo estequimétrico quando desejamos descobrir a quantidade de
determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou
produtos.
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.
Exemplo 1
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2 O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2 → 2 H2 O
3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2 → 2 H2 O
4 g ---- 32 g
8 g ---- x g
x = 64 g
2 H2 + O2 → 2 H2 O
8 g+ 64 g = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
Exemplo 2
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e entram em combustão. Quantas moléculas de O2 serão consumidas nesta reação?
1° escrever a reação:
C2 H6 O + O2 → CO2 + H2 O
2° balancear a equação:
1 C2 H6 O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2 O
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C2 H6 O -------- 3 mols de O2(g)
7 mols de C2 H6 O -------- x
x = 21 mols de O2
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O2 são consumidas na reação
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:
➢ Escrever a equação química;
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação:
H
2° Balancear a equação:
2 H
3° Estabelecer as proporções
2 H
4 g ---- 32 g
8 g ---- x g
x = 64 g
2 H
8 g+ 64 g = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O
1° escrever a reação:
C
2° balancear a equação:
1 C
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C
7 mols de C
x = 21 mols de O
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O
PUREZA
Na prática, a
maioria dos produtos que participam de um processo químico não são
totalmente puros, como é o caso dos materiais utilizados nas indústrias.
Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em consideração
o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas
vezes, é preciso descontar as impurezas, que não participam da reação
química.
Exemplo:
15 g de H2 4 , com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al2 (SO4 )3 e H2 . Qual será a massa de hidrogênio formada?
Reação balanceada:
2 Al + 3 H2 SO4 → Al2 (SO4)3 + 3 H2
Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de H2 SO4 (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H2 (M = 2 g/mol), então:
294 g -------- 6g
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H2 .
Exemplo:
15 g de H
Reação balanceada:
2 Al + 3 H
Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de H
294 g -------- 6g
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H
Rendimento
O rendimento de
uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de
produto e a quantidade teoricamente calculada.Na prática, o rendimento
de uma reação química nunca é de 100%. O cálculo para obter o
rendimento, expresso em porcentagem, pode ser feito da seguinte forma:
Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.
Exemplo 1:
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:
146,66 g de CO2 --------- 100%
x g de CO2 ---------- 95%
x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%.
Exemplo 2:
Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
Como o rendimento da reação foi de 80%, temos:
135 g de H2O ------- 100%
x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.
Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:
146,66 g de CO2 --------- 100%
x g de CO2 ---------- 95%
x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%.
Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
Como o rendimento da reação foi de 80%, temos:
135 g de H2O ------- 100%
x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.
Reagente limitante e reagente em excesso
Quando um
problema fornece a quantidade de dois reagentes, provavelmente um deles
está em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo
denominado reagente limitante.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos.
Exemplo:
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH + H2SO4 → Na2
80 g 98 g
16 g x
x = 19,6 g
19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.
Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
80 g 98 g 142 g
16 g 19,6 g x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos.
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH + H2SO4 → Na
80 g 98 g
16 g x
x = 19,6 g
19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.
Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
80 g 98 g 142 g
16 g 19,6 g x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.
Exercícios
(UFF-RJ) Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente.O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada:
TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4(g). Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:
(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.)
a) 1,2 g
b) 2,4 g
c) 3,6 g
d) 4,8 g
e) 7,2 g
Gabarito
Calculando a massa molar do TiCl4, temos:
48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol
Balanceando a equação:
TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)
190 g 48 g
9,5 g x g
x = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
Gabarito
Calculando a massa molar do Fe2O3, temos:
(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/mol
Reação química balanceada:
4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)
Trabalhando com o reagente Fe:
4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
15 g x g
x = 6,42 g
Como no problema, há 4,8 g de oxigênio, e o cálculo forneceu o valor de 6,42 g ( que é o valor que reage completamente com 15 g de Fe), concluímos que o oxigênio é o reagente limitante, ou seja, irá reagir completamente na reação. Dessa forma, o ferro é o reagente em excesso, e não irá ser usado nos cálculos.
Confirmando o excesso do ferro:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
x g 4,8 g
x = 11,2 g (excesso confirmado)
Trabalhando com o oxigênio:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g 96 g 320 g
4,8 g x g
x = 16 g de Fe2O3 serão formados na reação. Letra B.
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/estequiometria/calculos-estequiometricos.html
Assunto: Soluções.
Alternativa correta: B
Comentário: Questão que envolve unidades de concentração. O candidato deveria inicialmente calcular o volume de vinhaça presente em 27000L de Etanol. Em seguida, utilizando a concentração de fósforo, calcular a massa deste elemento presente no volume anteriormente calculado.
1 L Etanol ----- 18L vinhaça 27000L ----- X
X = 486000L
60mg P ----- 1L Y ----- 486000L
Y = 29 kg
Nível de dificuldade: Médio.
Prova - nº da questão
Alternativa correta: B
Comentário: Questão que envolve unidades de concentração. O candidato deveria inicialmente calcular o volume de vinhaça presente em 27000L de Etanol. Em seguida, utilizando a concentração de fósforo, calcular a massa deste elemento presente no volume anteriormente calculado.
1 L Etanol ----- 18L vinhaça 27000L ----- X
X = 486000L
60mg P ----- 1L Y ----- 486000L
Y = 29 kg
Nível de dificuldade: Médio.
Prova - nº da questão
http://enem.descomplica.com.br/gabarito/enem/2016/dia-1/questoes/para-cada-litro-de-etanol-produzido-em.../
![[2^24 + 2^30]/65 = x^x](https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEgDK0elX3csGKExdHvk67b1Q-I81hW4kQDloEJ6Z6g5HhUzYzLg8gybPtqIEwsIHEC2Z3paYRXuRyfaR3sL_EhVE2HAPAHy28-0QClNe8M0ShpLM0ixm-BRK5sqm-kbnJDAUeqHE9sfNEYP3Y7UbCZ87CtsZ0adG5yAc5kwxCo3LnJCDr33oM98C-XUV4d2/w100/Blog%20do%20Professor%20Janildo%20-%20Copia.png)
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