Aconselhamos sempre ligar o cálculo o mais possível com a realidade, com as próprias substâncias, com as várias acções.
Veja o exemplo na página seguinte.

Na aplicação da química, por exemplo na indústria ou num laboratório, para produzir um produto, é muitíssimo importante conhecer as quantidades necessárias: quanto produto deve ser produzido e, para tal, quantos reagentes devemos misturar na reacção?
Os cálculos certos não só servem para evitar erros químicos, mas também para uma boa gestão económica.

Exercício 11
Alguém quer começar uma fábrica de sabão. Matéria prima para o processo é: óleo vegetal, sal da cozinha, hidróxido de sódio, água, energia, edifícios, etcetera.
Descreve brevemente o planeamento da direcção, incluíndo uma indicação dos cálculos.

A aplicação dos cálculos estequiométricos somente será possível para quem domina os cálculos químicos com o conceito MOL. Por exemplo, o cálculo mais aplicado é a transferência de moles para gramas e vice versa.
Mas também surge regulamente a necessidade de calcular com a densidade de sólidos ou líquidos (densidade, d = g/v ou gramas por mililitros ou quilogramas por litro) para trocar a massa por volume ou vice versa.

Gases também têm uma densidade, mas com uma definição completamente diferente do que a densidade de sólidos e líquidos.
No módulo 05 pode encontrar umas observações sobre o volume de gases: qualquer gás, a temperatura e pressão fixa, tem igual número de moles. Portanto, quando gases reagem, a proporção molar, automaticamente, apresente também a proporção dos volumes.

Exercício 12
Qual o volume de 1 mol de qualquer gás a pressão de 1 atm. e a temperatura de 0oC(PTN)?

Quando metano reage com Oxigénio na proporção molar de 1:2 (uma mol de metano reage com 2 moles de Oxigénio), isto implica automaticamente que, em condições constantes, 1 litro de gás natural reage com 2 litros de oxigénio.

O cursista deve também dominar o conceito ‘molaridade’ ou concentração. Muitos dados para um cálculo estequiométrico surgem, por exemplo, assim: reagem 10 ml 0,1M HCl (0,1 molar HCl)com qualquer outra substância. O cursista deve ser capaz de incluir estes dados nos cálculos.

Um cálculo estequiométrico sempre começa com uma boa equação da reacção que mostra a proporção ou razão molar da reacção. Um erro na equação implica automaticamente um erro final.

Exercício 13
O Cálcio reage com água, formando cal apagada e um gás.
Elabore a proporção molar e calcule a proporção de massa dos reagentes.

Este cálculo é um exemplo que mostra a preferência de aplicar a equação em fórmulas empíricas e não em fórmulas iónicas. A razão principal é de que, na prática, não se tira iões dum recipiente. A substância iónica que alguém quer pesar na balança, sempre é constituída por iões positivos e negativos, situados dentro duma rede iónica. Não é possível pesar 10 gramas de iões de sódio, mas sim 10 gramas do sal cloreto de sódio.

E mais uma vez: aconselhamos incluir também os estados físicos.
Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Os reagentes reagem numa proporção molar 1 : 2

Nota bem que é a própria equação que define os coeficientes, tanto faz em que quantidades são misturados os reagentes.
Tanto faz a quantidade de carbono, depois de acabar o oxigénio, carbono sobra sem reagir.



Exercício 14
Uma mistura de 100 moles de hidrogénio e 1 mol de nitrogénio não reage na proporção molar de 100:1, mas na proporção molar definida pela equação.
Quantas moles do produto podem, neste caso, ser formadas no máximo?

Regras principais na resolução de cálculos estequiométricos
1 Elaborar uma equação acertada da reacção. Incluir os estados físicos
2 Sublinhar as substâncias sobre as quais existem dados ou há perguntas.
Os dados podem surgir directamente ou indirectamente.
O cálculo continua somente com as substâncias sublinhadas; as eventuais outras substâncias ficam fora
3 Nota bem a proporção molar
4 Transferir, se for necessário, moles para as unidades apropriadas
5 Introduzir um factor para respeitar as quantidades reais, assim terminando o cálculo


É de sublinhar que em cada passo é absolutamente necessário incluir sempre as substâncias participantes, até mesmo as condições da reacção. Só assim podemos assegurar um cálculo num ambiente concreto, não abstracto.

Exemplo:
Exercício 15
Qual a massa e o volume (PTN) de dióxido de carbono produzido na combustão completa de 4,01 g do gás metano?
resposta 07-15

OBS para alunos em Moçambique:
evite a regra de três simples!!
Ainda há professores que aplicam esta regra. Mas isto não dá para alunos que ainda ficam na fase de aprender.

OBS evite a regra de três simples!!
um treino:
Dados: Nitrogénio e Hidrogénio reagem numa reacção directa, formando o produto amoníaco num equipamento industrial com um reactor catalítico.
Formam-se 1000 gramas de amoníaco com um rendimento de 97,8%
A massa molecular de amoníaco = 17,0
Pergunta: quantas moles dos reagentes são necessárias?

Resposta:
1 a equação certa: N2(g) + 3H2(g) pijlheen (8K) 2NH3(g)
2 temos que calcular as quantidades dos produtos e sabemos a quantidade de produto, portanto, todas as substâncias ficam no cálculo:
N2(g) + 3H2(g) pijlheen (8K) 2NH3(g)
3 A proporção molar dos reagentes e produto é: 1 : 3 : 2 ou melhor dizer:

Um mol de nitrogénio reage com três moles de hidrogénio e forma dois moles de amoníaco.
4 3 mol hidrogénio reage com 1 mol nitrogénio e formam 2x17 = 34 gramas de amoníaco
dos 1000 gramas do produto, 978 gramas são amoníaco puro; portanto, formam-se 978 g amoníaco puro em vez de 34 gramas.
O famoso factor será: 978/34 = 28,8.
5 em curto: 28,8x3 = 86,4 mol hidrogénio reagem com 28,8x1 = 28,8 mol nitrogénio e formam28,8 x 34 = 1000 gramas 97,8% amoníaco.


Exercício 16
Queimamos 1 grama de Sódio em 100 litros(0o C e 1 atm.) de ar.
Calcule a quantidade de Oxigénio, em gramas, que sobra.

Exercício 17
Um minério de ferro contém 75% de óxido de ferro(III).
Calcule a massa de ferro que podemos obter a partir de uma tonelada deste minério.

Exercício 18
Alguém usa gás natural (metano) para ferver 5 litros de água durante 15 minutos para matar as bactérias.
Gastou assim 5 gramas de gás.
Calcule a massa (em gramas) do Oxigénio necessário para realizar todo processo.

Exercício 19
Para queimar 1,3 moles de gás natural, quantas moles de Oxigénio são necessárias? (os gases medidos a temperaturas e pressões iguais).

Exercício 20
Calcule a quantidade de amoníaco e Oxigénio (em gramas) necessárias para preparar 3,00 g NO.
O produto secundário é água.

Exercício 21
Ácido sulfúrico concentrado contém 96 Massa% H2SO4 puro. O restante 4% é de água.
Calcule o número de moles de H2SO4 em 1 litro ácido sulfúrico concentrado, sabendo que a densidade desta solução é de 1,84 g/cm3.

Exercício 22
Dados: 3 mol de Cloro e 150 gramas de Ferro reagem, formando tricloreto de ferro(III).
A pergunta: qual é o reagente limitando, ferro ou cloro?
resposta 07-22






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