La estequiometría es la forma de calcular las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción química.

Los ejercicios de estequiometría se pueden resolver a través de tres pasos básicos:

  1. Escribe la ecuación química;
  2. Equilibrio de la ecuación química;
  3. Lleve a cabo la regla de tres según los datos en la pregunta.

Las preguntas sobre estequiometría están presentes en la mayoría de los exámenes de ingreso a la universidad y en Enem. Pon a prueba tus conocimientos resolviendo las siguientes preguntas:

1. (PUC-PR) En 100 gramos de aluminio, ¿cuántos átomos de este elemento están presentes? Datos: M (Al) = 27 g / mol 1 mol = 6.02 x 1023 átomos

a) 3.7 x 1023
b) 27 x 1022
c) 3.7 x 1022
d) 2.22 x 1024
e) 27.31 x 1023

Alternativa d) 2.22 x 1024

Paso 1: Encuentra cuántos moles de aluminio corresponden a la masa de 100 g:

Paso 2: Del número calculado de moles, obtenga el número de átomos:

Paso 3: Escribe el número de átomos encontrados en formato de notación científica, presentado en las alternativas de la pregunta:

Para hacer esto solo necesitamos "caminar" con la coma un decimal a la izquierda y luego agregar una unidad al exponente de potencia de 10.

2. (Cesgranrio) Según la Ley de Lavoisier, cuando reaccionamos completamente en un ambiente cerrado 1.12g de hierro con 0.64g de azufre, la masa en g de sulfuro de hierro obtenida será: (Fe = 56; S = 32)

a) 2.76
b) 2.24
c) 1.76
d) 1.28
e) 0.48

Alternativa c) 1.76

El sulfuro de hierro es el producto de una reacción de adición, donde el hierro y el azufre reaccionan para formar una sustancia más compleja.

Paso 1: escriba la ecuación química correspondiente y verifique que el equilibrio sea correcto:

Paso 2: Escribe las proporciones estequiométricas de la reacción y sus masas molares:

1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS
56 g de Fe 32 g de S 88 g FeS

Paso 3: Encuentre la masa de sulfuro de hierro obtenida de la masa de hierro utilizada:

3. (FGV) La floculación es una de las fases del tratamiento público del agua y consiste en la adición de óxido de calcio y sulfato de aluminio al agua. Las reacciones correspondientes son las siguientes:

CaO + H2O → Ca (OH)2

3 Ca (OH)2 + Al2(SO4 4)3 → 2 Al (OH)3 + 3 estuche4 4

Si los reactivos están en proporciones estequiométricas, cada 28 g de óxido de calcio dará sulfato de calcio: (datos – masas molares: Ca = 40 g / mol, O = 16 g / mol, H = 1 g / mol, Al = 27 g / mol, S = 32 g / mol)

a) 204 g
b) 68 g
c) 28 g
d) 56 g
e) 84 g

Alternativa b) 68 g

El paso de floculación es importante en el tratamiento del agua porque las impurezas se aglomeran en escamas gelatinosas, que se forman con óxido de calcio y sulfato de aluminio, lo que facilita su eliminación.

1er paso:

Para la reacción:

Escriba las proporciones estequiométricas de la reacción y sus masas molares:

1 mol de CaO 1 mol de H2O 1 mol de Ca (OH) 2
56 g de CaO 18 g de H2O 74 g de Ca (OH) 2

Paso 2: Encuentre la masa de hidróxido de calcio producida a partir de 28 g de óxido de calcio:

3er paso:

Para la reacción:

Encuentra las masas molares de:

Masa de reactivo de hidróxido de calcio

Sulfato de calcio producido en masa

Paso 4: Calcule la masa de sulfato de calcio producida a partir de 37 g de hidróxido de calcio:

4. (UFRS) El aire atmosférico es una mezcla de gases que contiene aproximadamente el 20% (en volumen) de oxígeno. ¿Qué volumen de aire (en litros) se debe utilizar para la combustión completa de 16 L de monóxido de carbono según la reacción: CO(g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) cuando el aire y el monóxido de carbono están a la misma presión y temperatura?

a) 8
b) 10
c) 16
d) 32
e) 40

Alternativa e) 40

Para la reacción:

Paso 1: Encuentre el volumen de oxígeno para reaccionar con 16 L de monóxido de carbono:

Paso 2: Encuentre el volumen de aire que contiene 8 L de oxígeno de reacción, ya que el porcentaje de oxígeno en el aire es del 20%:

Siendo así,

5. (UFBA) El hidruro de sodio reacciona con agua para dar hidrógeno de acuerdo con la reacción: NaH + H2O → NaOH + H2 Para obtener 10 moles de H2¿Cuántos moles de agua se necesitan?

a) 40 moles
b) 20 moles
c) 10 moles
d) 15 moles
e) 2 moles

Alternativa c) 10 moles

En reacción:

Observamos que la relación estequiométrica es 1: 1.

Es decir, 1 mol de agua reacciona para formar 1 mol de hidrógeno.

De esto llegamos a la conclusión de que:

Como la proporción es 1: 1, entonces, para producir 10 moles de hidrógeno, se deben hacer reaccionar 10 moles de agua.

6. (FMTM-MG) En el motor de un automóvil con alcohol, el vapor de combustible se mezcla con el aire y se quema a expensas de una chispa eléctrica producida por la bujía dentro del cilindro. La cantidad en moles de agua formada a partir de la combustión completa de 138 gramos de etanol es igual a: (Masa molar dada en g / mol: H = 1, C = 12, O = 16).

a) 1
b) 3
c) 6
d) 9
e) 10

Alternativa d) 9

La combustión es una reacción entre el combustible y el oxidante que resulta en la liberación de energía en forma de calor. Cuando se completa este tipo de reacción, significa que el oxígeno puede consumir todo el combustible y producir dióxido de carbono y agua.

Paso 1: Escribe la ecuación de reacción y ajusta los coeficientes estequiométricos:

Paso 2: Calcule la masa de agua involucrada en la reacción:

1 mol de etanol produce 3 moles de agua, por lo tanto:

Paso 4: Encuentre el número de moles correspondiente a la masa de agua calculada:

7. (UFSCar) La masa de dióxido de carbono liberada al quemar 80 g de metano cuando se usa como combustible es: (Dado: masa molar en g / mol: H = 1, C = 12, O = 16)

a) 22 g
b) 44 g
c) 80 g
d) 120 g
e) 220 g

Alternativa e) 220 g

El metano es un gas que puede experimentar una combustión completa o incompleta. Cuando se completa la combustión, se liberan dióxido de carbono y agua. Si la cantidad de oxígeno no es suficiente para consumir el combustible, se puede formar monóxido de carbono y hollín.

Paso 1: Escribe la ecuación química y el equilibrio:

Paso 2: Calcule las masas molares de los compuestos de acuerdo con los coeficientes estequiométricos:

1 mol de metano (CH4): 12 + (4 x 1) = 16 g
1 mol de dióxido de carbono (CO2): 12 + (2 x 16) = 44 g

Paso 3: Encuentra la masa de dióxido de carbono liberada:

8. (Mackenzie) Considerando que la proporción de oxígeno gaseoso en el aire es del 20% (% en volumen), entonces el volumen de aire, en litros, medido en el CNTP, necesario para la oxidación de 5,6 g de hierro. , es: (Datos: masa molar de Fe igual a 56 g / mol).

a) 0.28
b) 8.40
c) 0.3
d) 1.68
e) 3.36

Alternativa b) 8.40

Paso 1: Escribe la ecuación química y ajusta los coeficientes estequiométricos:

Paso 2: Calcule las masas molares reactivas:

4 moles de hierro (Fe): 4 x 56 = 224 g
3 moles de oxígeno (O2): 3 x (2×16) = 96 g

Paso 3: Encuentre la masa de oxígeno para reaccionar con 5.6 g de hierro:

4to paso:

En CNTP, 1 mol de O2 = 32 g = 22.4 L.

A partir de estos datos, encuentre el volumen que corresponde a la masa calculada:

Paso 5: Calcule el volumen de aire que contiene 1.68 L de oxígeno:

9. (FMU) En reacción: 3 Fe + 4 H2O → Fe3El4 4 + 4 H2 El número de moles de hidrógeno producido por la reacción de 4,76 moles de hierro es:

a) 6.35 moles
b) 63.5 moles
c) 12.7 moles
d) 1.27 moles
e) 3.17 moles

10. (Unimep) El cobre participa en muchas aleaciones importantes, como el latón y el bronce. Se extrae de calcosita, Cu2S calentando en presencia de aire seco de acuerdo con la ecuación:

Culo2S + O2 → 2 Cu + SO2

La masa de cobre que se puede obtener de 500 gramos de Cu2S es aproximadamente igual a: (Datos: masas atómicas – Cu = 63.5; S = 32).

a) 200 g
b) 400 g
c) 300 g
d) 600 g
e) 450 g

Alternativa c) 400 g

Paso 1: Calcule la masa molar de cobre y sulfuro de cobre.

1 mol de Cu 2 S: (2 x 63.5) + 32 = 159 g
2 moles de Cu: 2 x 63.5 = 127 g

Paso 2: Calcule la masa de cobre obtenible de 500 g de sulfuro de cobre.

11. (PUC-MG) La combustión de gas amoniaco (NH3) está representado por la siguiente ecuación:

2 NH3(g) + 3/2 O2 (g) → N2 (g) + 3 H2El(ℓ)

La masa de agua, en gramos, obtenida de 89,6 L de gas amoniaco en CNTP es igual a: (Datos: masa molar (g / mol) – H2O = 18; volumen molar en CNTP = 22.4 L.)

a) 216
b) 108
c) 72
d) 36

Alternativa b) 108

Paso 1: encuentre la cantidad de moles correspondiente al volumen de gas de amoníaco utilizado:

CNTP: 1 mol corresponde a 22.4 L. Por lo tanto,

Paso 2: Calcule la cantidad de moles de agua producida por la reacción dada:

Paso 3: Encuentre la masa que corresponde a la cantidad de moles de agua calculada:

12. El cloruro de aluminio (UFF) es un reactivo ampliamente utilizado en procesos industriales que puede obtenerse mediante la reacción entre el aluminio metálico y el gas de cloro. Si se mezclan 2,70 g de aluminio con 4,0 g de cloro, la masa producida en gramos de cloruro de aluminio es: masas molares (g / mol): Al = 27,0; Cl = 35,5.

a) 5.01
b) 5.52
c) 9.80
d) 13.35
e) 15.04

Alternativa a) 5.01

Paso 1: Escribe la ecuación química y ajusta los coeficientes estequiométricos:

Paso 2: Calcule las masas molares:

2 moles de aluminio (Al): 2 x 27 = 54 g
3 moles de cloro (Cl2): 3 x (2 x 35.5) = 213 g
2 moles de cloruro de aluminio (AlCl3): 2 x [27 + (3 x 35,5)] = 267 g

Paso 4: Verifique el exceso de reactivo:

Con los cálculos anteriores, observamos que reaccionar con 4 g de cloro requeriría aproximadamente solo 1 g de aluminio.

La declaración nos muestra que se utilizaron 2,7 g de aluminio. Este es el reactivo en exceso y el cloro es el reactivo limitante.

Paso 5: Encuentre la cantidad de cloruro de aluminio producido a partir del reactivo limitante:

Para obtener más información y ampliar su conocimiento, lea también: