Você sabia que estequiometria é um dos conteúdos de química que mais aparece no Enem (Exame Nacional do Ensino Médio)?
As questões de estequiometria no Enem costumam relacionar as reações químicas com as tecnologias e situações que fazem parte do nosso cotidiano.
Isso exige que o estudante tenha um bom entendimento dos cálculos estequiométricos e dos principais conceitos envolvidos neles, como massa, volume e número de mol.
Ficou perdido só de ouvir a explicação acima? Não se preocupe: neste artigo, falaremos tudo sobre estequiometria no Enem e ainda apresentaremos alguns exercícios para você praticar antes da prova. Vamos juntos?
Aqui você vai conferir:
A estequiometria é a área de estudos da química que compreende os cálculos de quantidades de reagentes e/ou produtos envolvidos nas reações químicas. São os chamados cálculos estequiométricos.
A partir desses cálculos, é possível prever os valores de concentração, número de mols, massa, volume e até mesmo pressão entre compostos relacionados.
Mas como, na prática, esses cálculos são aplicados?
Imagine uma indústria: já pensou como os químicos responsáveis pela produção de determinado composto determinam as quantidades de reagentes para fabricá-lo? Através dos cálculos estequiométricos!
Eles mostram não só as quantidades necessárias, mas também se a produção é economicamente viável ou não.
Sendo assim, a estequiometria é um campo de estudos muito presente em nosso dia a dia, sendo essa uma das razões pelas quais é um conteúdo tão cobrado no Enem.
Para entender mais sobre a estequiometria, antes de partir realmente para os cálculos, é importante saber que ela se baseia nas Leis Ponderais.
Elas estão relacionadas com as massas dos elementos químicos dentro das reações químicas. Confira abaixo mais sobre elas:
Também chamada de Lei de Conservação das Massas, ela se baseia no seguinte princípio:
"A soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual à soma das massas dos produtos da reação".
Essa lei explica que as substâncias químicas, quando reagem, não são perdidas.
Ou seja, as substâncias se transformam em outras, de forma que esses elementos ainda permanecem, mesmo que de forma diferente, pois seus átomos são rearranjados.
As equações químicas são uma forma gráfica de observar essa transformação, observe o exemplo da formação do gás carbônico:
C + O → CO2
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Também chamada de Lei das Proporções Constantes, ela se baseia na seguinte premissa:
“Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.
Essa lei explica que os átomos não são criados ou destruídos em uma reação química. Logo, a quantidade de átomos de determinado elemento químico deve ser a mesma nos reagentes e nos produtos.
Como exemplo dessa lei, podemos pensar:
Logo, temos a razão de 2 para todos eles (se multiplicarmos cada elemento pelo número 2). Ou seja, os números se modificaram, no entanto, a proporção entre eles é a mesma (3:8:11) e (6:16:22).
Compreender essas duas leis é fundamental para realizar cálculos estequiométricos e se aprofundar nesse conteúdo.
Antes de prosseguirmos na explicação sobre os cálculos estequiométricos, é interessante revisar um conceito: o mol. É uma das grandezas fundamentais do Sistema Internacional de Unidades (SI).
Mol é a unidade utilizada para exprimir a quantidade de matéria. Ele corresponde aproximadamente a 6,022 x 1023 partículas.
Esse termo mol vem da palavra em latim moles, que significa “uma massa”, e foi introduzido pelo químico alemão Wilhelm Ostwald.
Qualquer substância pode ser medida em mols. Por exemplo, 1 mol de água equivale a 6,022 x 1023 moléculas de água.
Da mesma forma, 1 mol de sementes equivale a 6,022 x 1023 sementes. Observe que o número de elementos em um mol é o mesmo, independente da entidade analisada.
Mas, por que é importante conhecer esse conceito?
A medida de mol é muito utilizada nos cálculos estequiométricos para quantificar espécies, como átomos, íons e moléculas, envolvidas em uma reação química.
Além disso, é possível fazer uma proporção entre uma escala atômica e uma outra escala possível de mensurar através dos mols.
Sendo assim, é essencial conhecer essa medida para realizar as equações estequiométricas com precisão.
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Agora vamos ao que interessa? É hora de aprender a resolver uma equação estequiométrica.
Antes, é importante mencionarmos que existem várias formas de se resolver problemas com cálculos estequiométricos, aqui vamos apresentar uma das maneiras.
Abaixo, apresentamos um passo a passo desenvolvido pelo portal Toda Matéria, confira:
O passo a passo parece um pouco abstrato? Vamos ver um exemplo, observe a questão abaixo:
1. Quantos mols do gás hidrogênio são necessários para a formação de amônia (NH3), sabendo que a quantidade do gás nitrogênio é de 4 mols?
N2 + H2 = NH3
Na equação acima, as quantidades de átomos não estão equilibradas. Há 2 átomos de nitrogênio e 2 de hidrogênio nos reagentes, enquanto no produto há 1 átomo de N e 3 de hidrogênio.
Começando pelo nitrogênio, acertamos o coeficiente no produto: N2 + H2 = 2 NH3
O nitrogênio ficou equilibrado nos dois lados, mas o hidrogênio não. Por isso, seguimos:
N2 + 3 H2 = 2NH3.
Agora sim, a equação está equilibrada.
Valor dado pelo exercício: 4 mols de N2
Valor pedido pelo exercício: quantos mols de H2? Escrevemos: x mols de H2
Nesse exemplo, não há necessidade, porque é de mol para mol.
Na reação equilibrada acima, observa-se que a relação é de 1 mol de N2 que reage com 3 mols de H2.
Antes de apresentarmos algumas questões do Enem de estequiometria, cabe fazermos algumas observações sobre como esse conteúdo aparece no exame.
No Enem, as perguntas de estequiometria não tratam apenas da reação e de qual grandeza que se quer obter.
Elas costumam englobar também situações do cotidiano, como os problemas ambientais e acontecimentos de uma indústria, o que exige muita interpretação e capacidade analítica.
Assim, para que você consiga resolver com êxito os cálculos estequiométricos no Enem, você deve saber interpretar o que diz o enunciado, entender os dados apresentados e qual é o dado ou a grandeza que a questão quer que você encontre.
Muitas vezes, os estudantes sabem realizar os cálculos estequiométricos, mas acabam se perdendo nos longos enunciados das questões.
Por isso, é interessante que você treine essa habilidade através de simulados e refazendo questões de provas passadas, isso certamente ajudará muito.
Além disso, obviamente, também é essencial se apropriar dos conhecimentos químicos. Para resolver as questões de estequiometria no Enem, os principais são:
A seguir, trazemos alguns exemplos de questões dos anos anteriores do Enem para você entender melhor como o conteúdo é cobrado:
1 - (Enem) Atualmente, sistemas de purificação de emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei em um número cada vez maior de países. O controle das emissões de dióxido de enxofre gasoso, provenientes da queima de carvão que contém enxofre, pode ser feito pela reação desse gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio em água, sendo formado um produto não poluidor do ar.
A queima do enxofre e a reação do dióxido de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como as massas de algumas das substâncias envolvidas nessas reações, podem ser assim representadas:
enxofre (32 g) + oxigênio (32 g) → dióxido de enxofre (64 g)
dióxido de enxofre (64 g) + hidróxido de cálcio (74 g) → produto não poluidor
Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma tonelada de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio de aproximadamente:
a) 23 kg.
b) 43 kg.
c) 64 kg.
d) 74 kg.
e) 138 kg.
Alternativa A.
Para resolver essa questão, devemos fazer relações da massa usada com a massa dada nas duas reações. Veja:
1° passo: descobrir quanto de enxofre tem em 1 tonelada de carvão: sendo 1% de enxofre para cada tonelada, temos 1000 gramas ou 1 kg de enxofre a ser queimado.
2° passo: observe na equação dada de queima do enxofre que cada 32 g de enxofre produzem 64 g de dióxido de enxofre. Vamos aqui descobrir quanto de dióxido de enxofre deve ser tratado na queima de 1000 g de enxofre.
Se 32 g de enxofre → 64 g dióxido de enxofre
1000 g de enxofre → x g dióxido de enxofre
x = 20000 g de dióxido de enxofre.
3° passo: agora vamos analisar o dióxido de enxofre produzido. Observando a equação da segunda reação (reação de tratamento do dióxido de enxofre com hidróxido de cálcio), podemos estabelecer a seguinte relação:
Para cada 64 g de dióxido de enxofre → 74 g de hidróxido de cálcio
Para 20000 g de dióxido de enxofre → y de hidróxido de cálcio
y = 23125 g de hidróxido de cálcio
Convertendo esse valor para kg: 23,125 kg de hidróxido de cálcio
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2 - (Enem) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxipatita [Ca10(PO4)6(OH)2] presente nos esmaltes dos dentes, o flúor forma a fluorapatia [Ca10(PO4)6F2], um mineral mais resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias específicas presentes nos açúcares das placas que aderem aos dentes. A reação de dissolução da hidroxiapatita é:
Dados: MM g/mol: [Ca10(PO4)6(OH2)] = 1004; HPO4
2 = 96; Ca = 40.
Supondo-se que o esmalte dentário seja constituído exclusimente por hidroxiapatita, o ataque ácido que dissolve completamente 1mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente,
a) 0,14mg de íons totais.
b) 0,40mg de íons totais.
c) 0,58mg de íons totais.
d) 0,97mg de íons totais
e) 1,01mg de íons totais.
Alternativo D.
Para resolver essa questão, você precisaria identificar que o comparativo gira em torno da massa de hidroxiapatita e a massa total dos íons.
A primeira linha da regra de três, que é baseada na equação balanceada, nos diz que:
1004 gramas de Ca10(PO4)6(OH)2 ——- 10 . 40 gramas de Ca2+ + 6 . 96 gramas de HPO42-
1004 gramas de Ca10(PO4)6(OH)2 ——- 400 gramas de Ca2+ + 576 gramas de HPO42-
Como o somatório da massa dos íons vem ser 976 (400 + 576) gramas, eu poderia escrever da seguinte forma:
1004 gramas de Ca10(PO4)6(OH)2 ——- 976 gramas de íons
Agora, nós escreveríamos a segunda linha da regra de três, que visa responder a pergunta. Como a primeira linha está sendo utilizado a massa da hidroxiapatita expressa em gramas, eu preciso manter a mesma forma na segunda linha. Isso quer dizer que eu devo utilizar 0,001 gramas, ao invés de 1 miligrama. Observe:
1004 gramas de Ca10(PO4)6(OH)2 ——- 976 gramas de íons
0,001 gramas de Ca10(PO4)6(OH)2 ——- x
Efetuando o cálculo, chegaríamos no valor igual a 0,00097 gramas de íons, que é equivalente a 0,97 miligramas, sendo a alternativa D o que deveríamos marcar.
