Estequiometria ou Cálculo estequiométrico é o estudo das relações entre as quantidades dos reagentes e / ou produtos de uma reação química.  Estas relações podem ser feitas em mols, massas, volumes, número de moléculas, etc. Para realizarmos estes cálculos devemos: 

Lembre-se que:

Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular:

1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);

2. fazer contagem de mol de cada substância;

3. ler no problema o que pede;

4. relacionar as grandezas;

5. calcular com regra de três (proporção). 

Exercícios Resolvidos

É o cálculo das quantidades de reagentes e produtos que participam de uma reação química. Essas quantidades podem ser expressas de diversas formas:

- massa

- volume

- quantidade de matéria (mols)

- número de moléculas

Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação. Assim, analisando uma equação balanceada como devemos saber que ela indica que 2 mols de CO reagem com 1 mol de O₂ para dar 2 mols de CO₂ gasoso. Lembre-se que mol é o número de Avigorado (6,02.10²³) de partículas. Massa molar é a massa, em gramas, de um mol e é numericamente igual à massa molecular da substância. Um mol de qualquer gás^[1], a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros.

2CO(g) + 1O₂(g) → 2CO₂(g)

Dadas as massas molares: CO (28g/mol), O₂ (32g/mol) e CO₂ (44g/mol) e considerando condições ideais, veja a tabela

Os dados do problema e as quantidades de incógnitas pedidas são expressos em termos de massa. Exemplo: Na reação N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) qual a massa de NH₃ obtida quando se reagem totalmente 3g de H₂? 
Resolução: 

a) Proporção de quantidade de matérias

3 mol de H₂ –––––––– 2 mol de NH₃

b) Regra de três

3 . 2g de H₂ –––––––– 2 .17g de NH₃

3g de H₂ –––––––– x

x = 102/6 = 17g de NH₃

Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros. Exemplo: Na reação N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) qual o volume de N₂, a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem totalmente 3g de H₂?

Resolução:

a) Proporção em mol

1 mol de N₂ –––––––– 3 mol de H₂

b) Regra de três

22,4L de N₂ –––––––– 3 . 2g de H₂

x –––––––– 3 de H₂

x = 22,4/2 = 11,2L

Quando o problema dá as quantidades de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, pois, em outro caso, bastaria a quantidade de um deles para se calcular a quantidade do outro. Para fazer o cálculo estequiométrico usamos o reagente que não está em excesso (reagente limitante). Para isso, a primeira coisa é se determinar o reagente em excesso.

Na reação 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) colocando-se em presença 3g de hidrogênio e 30g de oxigênio, qual a massa de água formada?

Resolução:

a) Verificar qual substancia está em excesso

2 mol de H₂ –––––––– 1 mol de O₂

4g de H₂ –––––––– 32g de O₂

3g de H₂ –––––––– x gramas de O₂

x = 24g

Como 3g de H₂ reagem com 24g de O₂, se no recipiente existem 30g de O₂, conclui-se que sobram 32 – 24 = 6g de O₂ em excesso (sem reagir). O reagente limitante é o H₂.

b) Cálculo da quantidade de água

2 mol de H₂ –––––––– 1 mol de H₂O

4g –––––––– 36g

3g –––––––– y

y = 27g

Muitas vezes, a substância está acompanhada de impurezas. Por exemplo, CaCO₃ de 80% de pureza significa que, em 100g de CaCO₃ impuro (CaCO₃ + areia + carvão etc.), exitem 80g de CaCO₃ puro e 20g de impurezas. Assim, se numa reação estamos usando 150g de CaCO₃ com 80% de pureza, significa que a massa real de CaCO₃ é 120g, ou seja, 150 . 0,8 = 120g.

Exemplo:

Considerando a reação FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S qual é a massa de FeCl₂ obtida quando 1100g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico?

Dados: FeCl₂ 127g/mol; FeS 88g/mol.

Resolução:

Quando o problema não faz referência, consideramos a pureza de 100%. Quando ela é dada, é necessário converter a quantidade de substância impura na quantidade correspondente da substância pura.

1100g –––––– 100%

x –––––– 80%

x = 880g

a) Proporção em mol

1 mol de FeS ––––– 1 mol de FeCl₂

b) Regra de três

88g –––––– 127g

880g –––––– y

y = 1270g

Devido a vários motivos, a quantidade de produto obtida, realmente, é menor do que a calculada de acordo com os coeficientes das substâncias. Assim, rendimento de 90% significa que, na prática, obtém-se 90% da quantidade calculada de acordo com os coeficientes.

Exemplo:

A 0ºC e 1 atm, 11,2 litros de CO₂ reagem com hidróxido de sódio. Qual a massa de carbonato de sódio (106g/mol) obtida, sabendo-se que o rendimento da reação foi de 90%?

Resolução:

a) Proporção em mol

1 mol de CO₂ –––––– 1 mol de Na₂CO₃

b) Regra de três

22,4L de CO₂ –––––– 106g de Na₂CO₃

11,2L de CO₂ –––––– x

x = 53g

c) Massa de Na₂CO₃ com rendimento de 90%

53g –––––– 100%

y –––––– 90%

y = 47,7g

O rendimento de uma reação pode ser calculado teoricamente dividindo-se a quantidade realmente obtida na prática pela quantidade calculada teoricamente pelos coeficientes, neste caso, temos:

R = 47,7/53 = 90%