Estequiometria: exercícios com soluções passo a passo
Também chamado: cálculo estequiométrico · reagente limitante
Exercícios grátis de Estequiometria com diagramas, dicas e soluções completas resolvidas. Valores novos a cada vez, em três níveis: de massa a massa, reagente limitante, rendimento percentual.
Exercício gratuitoFácil
Na reação C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O, que massa m de H2O se forma a partir de 100 g de C3H8? Os outros reagentes estão em excesso.
Use os coeficientes como razão molar para encontrar os mols da substância desejada.
Converta de volta para massa com m = n·M. Com dois reagentes, encontre primeiro o reagente limitante.
Erros comuns
Usar a razão de massas em vez da razão molar.
Esquecer de balancear a equação.
Não verificar qual reagente é o limitante.
Fórmulas principais
Mols
n = m/M
Concentração
c = n/V
Razão molar
use os coeficientes da equação balanceada
Reagente limitante
o que acaba primeiro
Rendimento percentual
real / teórico × 100%
Aprenda Estequiometria do zero
1O que é estequiometria
Uma equação química é uma receita. 2H₂ + O₂ → 2H₂O diz que duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxigênio para dar duas moléculas de água.
A estequiometria usa essa receita para responder a perguntas de “quanto?”: quanto produto você obtém a partir de uma dada quantidade de material de partida, ou quanto você precisa.
Os números na frente das fórmulas são os coeficientes. Eles contam partículas, não gramas. A equação deve estar balanceada: cada átomo aparece o mesmo número de vezes dos dois lados.
As partículas são pequenas demais para contar uma a uma, então os químicos as contam em mols. Um mol é 6,022 × 10²³ partículas, assim como uma dúzia é 12 ovos.
Assim, os coeficientes também dão uma razão molar: 2 mol de H₂ reagem com 1 mol de O₂ e dão 2 mol de H₂O.
Autoavaliação Em N₂ + 3H₂ → 2NH₃, quantos mols de NH₃ se formam a partir de 2 mol de N₂ (com H₂ suficiente)?
1 mol
2 mol
4 mol
6 mol
Resposta: 4 mol. 1 mol de N₂ dá 2 mol de NH₃, então 2 mol de N₂ dão 4 mol. Dar 2 mol ignora a razão molar, e 6 mol usa o coeficiente do H₂.
2Mols e massa molar
Uma balança mede gramas, mas a equação trabalha em mols. A massa molar M liga os dois: é a massa de um mol, em g/mol.
n = m / M m = n · M
Você encontra M somando as massas atômicas da tabela periódica. Com H = 1,0, C = 12,0 e O = 16,0:
M(H₂O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
M(CO₂) = 12,0 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol
M(CH₄) = 12,0 + 4 · 1,0 = 16,0 g/mol
Exemplo: 36 g de água são 36 / 18,0 = 2,0 mol de água.
As questões de prova costumam dar as massas molares, com duas casas decimais. Use os valores dados.
Autoavaliação Quantos mols há em 88 g de CO₂ (M = 44 g/mol)?
0,5 mol
2 mol
3872 mol
88 mol
Resposta: 2 mol. n = m/M = 88/44 = 2 mol. Dividir ao contrário (44/88 = 0,5) ou multiplicar (88 · 44) usa a fórmula de cabeça para baixo.
3O método passo a passo
Toda questão de massa para massa segue o mesmo caminho: de gramas para mols, através da equação com a razão molar, e de volta para gramas.
Verifique se a equação está balanceada.
Converta a massa dada de A em mols: nA = mA / MA.
Use os coeficientes: nB = nA · b / a, em que a e b são os coeficientes de A e B.
Converta de volta para massa: mB = nB · MB.
Com dois reagentes dados, encontre primeiro o reagente limitante e parta dele.
Para o rendimento percentual, compare a massa realmente coletada com a massa que você calculou.
4Um exemplo resolvido
Acompanhe cada passo. Tente prever o próximo antes de abri-lo.
Exemplo resolvido
Para a reação CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, que massa m de H₂O se forma a partir de 8,0 g de CH₄? Suponha que o oxigênio esteja em excesso. Use M(CH₄) = 16,0 g/mol e M(H₂O) = 18,0 g/mol.
1
Verifique a equação
Esquerda: 1 C, 4 H, 4 O. Direita: 1 C, 4 H e 2 + 2 = 4 O. A equação está balanceada.
2
Da massa para mols
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol
3
Use a razão molar
1 mol de CH₄ dá 2 mol de H₂O, então o fator é 2/1.
n(H₂O) = 0,50 · 2 / 1 = 1,0 mol
4
De mols para massa
m(H₂O) = 1,0 · 18,0 = 18 g
5
Verifique a resposta
8 g de CH₄ precisam de 1,0 mol de O₂, que são 32 g. Então entram 8 + 32 = 40 g. 0,50 mol de CO₂ são 22 g, e saem 22 + 18 = 40 g. A massa se conserva, então a resposta está certa.
Resposta
m(H₂O) = 18 g
5Reagente limitante e rendimento percentual
Quando dois reagentes são dados, um deles geralmente acaba primeiro. Esse é o reagente limitante. Ele decide quanto produto se forma; o outro sobra (em excesso).
Para encontrá-lo, divida os mols de cada reagente pelo seu coeficiente. O resultado menor pertence ao reagente limitante.
Exemplo: 4,0 g de H₂ (M = 2,0) e 16 g de O₂ (M = 32) reagem em 2H₂ + O₂ → 2H₂O. São 2,0 mol de H₂ e 0,50 mol de O₂.
H₂: 2,0 / 2 = 1,0 O₂: 0,50 / 1 = 0,50 ⇒ O₂ é o reagente limitante
Então 0,50 mol de O₂ dá 0,50 · 2 = 1,0 mol de água, que são 18 g. Parte do hidrogênio sobra.
Na prática, você nunca coleta todo o produto. O rendimento percentual compara o que você obteve com o que calculou, o rendimento teórico:
Y = real / teórico × 100%
Autoavaliação O rendimento teórico de uma reação é 18 g, e você coleta 15,3 g. Qual é o rendimento percentual?
118%
15,3%
2,7%
85%
Resposta: 85%. Y = 15,3/18 × 100% = 85%. Dividir ao contrário dá 118%, o que é impossível: você não pode coletar mais do que a quantidade teórica.
6Erros comuns
Usar a razão de massas em vez da razão molar. Os coeficientes contam mols, nunca gramas.
Trabalhar com uma equação que não está balanceada.
Partir do reagente em excesso em vez do limitante.
Escolher o reagente limitante pela menor massa ou pelo menor número de mols, sem dividir pelos coeficientes.
Dividir o real pelo teórico ao contrário. Um rendimento nunca passa de 100%.
Arredondar os mols cedo demais. Mantenha três ou quatro algarismos significativos até o final.
Autoavaliação 4,0 g de H₂ (M = 2,0 g/mol) e 16 g de O₂ (M = 32 g/mol) reagem: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Que massa de água (M = 18 g/mol) pode se formar?
18 g
20 g
36 g
9 g
Resposta: 18 g. O₂ é limitante: 0,50 mol de O₂ dá 1,0 mol de água, 18 g. 36 g parte do hidrogênio, que está em excesso. 20 g soma as massas, mas parte do hidrogênio não reage.
7Como são as questões de prova
Fácil: massa para massa. Um reagente é dado, os outros estão em excesso. Encontre a massa de um produto.
Médio: reagente limitante. Duas massas de reagentes são dadas. Encontre o reagente limitante e depois a massa de produto.
Difícil: rendimento percentual. Calcule o rendimento teórico e compare-o com a massa coletada.
As massas molares são dadas na questão. Escreva o mapa m → n → n → m ao lado de cada resposta.
Na reação 2Mg + O2 → 2MgO, que massa m de MgO se forma a partir de 12 g de Mg? Os outros reagentes estão em excesso.
M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/mol
Calcule m(g)
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Converta a massa dada em moles: n = m/M.
Os coeficientes dão a razão molar: 2 mol de produto por cada 2 mol de reagente.
n(Mg) = 12/24,31 = 0,4936 mol.
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Estequiometria: uma equação acertada conta partículas, não gramas. Converta a massa em moles com n = m/M, use os coeficientes da equação como razão molar e volte à massa com m = n·M. Com dois reagentes, o reagente limitante é o que se esgota primeiro e fixa quanto produto se forma.
Moles de reagente
n = 12/24,31 = 0,4936 mol
Razão molar
n(MgO) = 0,4936·2/2 = 0,4936 mol
Massa de produto
m = 0,4936·40,3 = 19,89 g
Resposta
m = 19,89 g
Exemplo 2Média
6 g de C3H8 e 20 g de O2 reagem segundo C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Que massa m de H2O se pode formar?
M(C3H8) = 44,1M(O2) = 32M(H2O) = 18,02 g/mol
Calcule m(g)
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Converta as duas massas em moles.
Divida cada uma pelo seu coeficiente: o menor resultado corresponde ao reagente limitante.
n(C3H8)/1 = 0,1361, n(O2)/5 = 0,125.
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Estequiometria: uma equação acertada conta partículas, não gramas. Converta a massa em moles com n = m/M, use os coeficientes da equação como razão molar e volte à massa com m = n·M. Com dois reagentes, o reagente limitante é o que se esgota primeiro e fixa quanto produto se forma.
Moles de cada reagente
n(C3H8) = 6/44,1 = 0,1361 mol
n(O2) = 20/32 = 0,625 mol
Reagente limitante
0,1361/1 = 0,1361, 0,625/5 = 0,125 → O2
Massa de produto
n(H2O) = 0,125·4 = 0,5 mol
m = 0,5·18,02 = 9,01 g
Resposta
m = 9,01 g
Exemplo 3Difícil
Na reação CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, 10 g de CH4 reagem completamente (os outros reagentes em excesso) e recolhem-se 17,01 g de CO2. Calcule o rendimento percentual Y.
M(CH4) = 16,04 g/molM(CO2) = 44,01 g/molreal: 17,01 g
Calcule Y(%)
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Calcule primeiro o rendimento teórico: a massa que se formaria se tudo reagisse.
Rendimento percentual = real/teórico × 100.
teórico: 0,6234 mol·1/1·44,01.
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Estequiometria: uma equação acertada conta partículas, não gramas. Converta a massa em moles com n = m/M, use os coeficientes da equação como razão molar e volte à massa com m = n·M. Com dois reagentes, o reagente limitante é o que se esgota primeiro e fixa quanto produto se forma.
Rendimento teórico
n(CH4) = 10/16,04 = 0,6234 mol
m = 0,6234·1/1·44,01 = 27,44 g
Rendimento percentual
Y = 17,01/27,44·100 = 62%
Resposta
Y = 62%
Perguntas e respostas
Estequiometria: o que é?
Uma equação química é uma receita. 2H₂ + O₂ → 2H₂O diz que duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxigênio para dar duas moléculas de água.
A estequiometria usa essa receita para responder a perguntas de “quanto?”: quanto produto você obtém a partir de uma dada quantidade de material de partida, ou quanto você precisa.
Estequiometria: como resolver os exercícios passo a passo?
Escreva e balanceie a equação química.
Converta a massa dada em moles: n = m/M.
Use os coeficientes como razão molar para encontrar os mols da substância desejada.
Converta de volta para massa com m = n·M. Com dois reagentes, encontre primeiro o reagente limitante.
Estequiometria: quais são os erros mais comuns?
Usar a razão de massas em vez da razão molar.
Esquecer de balancear a equação.
Não verificar qual reagente é o limitante.
Estequiometria: o que se pratica?
Fácil: de massa a massa
Média: reagente limitante
Difícil: rendimento percentual
Cada exercício tem valores novos, então você aprende o método em vez de decorar uma resposta. Travou? Abra primeiro uma dica pequena, e a explicação completa só quando precisar.
Como a prática funciona
Cada exercício tem valores novos, então você aprende o método em vez de decorar uma resposta.
Travou? Abra primeiro uma dica pequena, e a explicação completa só quando precisar.
Seu progresso, seus erros e seus exercícios salvos ficam guardados, para você revisar antes da prova.