Cálculos estequiométricos

Cálculos estequiométricos são utilizados para determinar as relações, em termos de quantidade, que ocorrem com as substâncias de uma reação química.

Embora possam ser complexos, eles seguem um rito básico de resolução. Em geral, o ideal é conhecer bem o processo químico, balanceá-lo, identificar as substâncias que serão avaliadas e realizar os cálculos com as unidades adequadas. Sem o conhecimento da estequiometria da reação não seria possível expandir reações em microescala para escalas industriais.

Leia também: Como fazer balanceamento de equações químicas

Resumo sobre cálculos estequiométricos

• Cálculos estequiométricos são metodologias analíticas para a determinação de relações de quantidades entre os participantes de uma reação química.
• Basicamente, em um cálculo estequiométrico, busca-se identificar a quantidade de uma substância participante a partir das informações de outra substância também participante.
• Os cálculos estequiométricos são ideais para transpor experimentos realizados em pequena escala para escalas industriais.
• Embora complexos, cálculos estequiométricos seguem etapas básicas, como balancear a reação química, identificar as substâncias a serem avaliadas, bem como realizar os cálculos com as unidades corretas.

O que são cálculos estequiométricos?

Cálculos estequiométricos são cálculos realizados para determinar as relações que ocorrem entre as quantidades de substâncias que reagem em conjunto em reação química específica, assim como a quantidade de produtos que é formada.

De uma forma mais simples, são metodologias de cálculo para determinar a participação quantitativa de algum participante da reação química, seja ele um reagente, seja um produto, a partir das quantidades utilizadas de outro participante na reação química, seja ele um reagente, seja um produto.

É graças à estequiometria que podemos projetar um projeto industrial em uma bancada de laboratório, uma vez que os reagentes e produtos obedecem a uma proporção dentro da reação química.

Passo a passo dos cálculos estequiométricos

Os cálculos estequiométricos não possuem uma linha de raciocínio fixa, afinal, as situações que podem surgir são diversas. Contudo, boa parte dos exercícios seguem algumas etapas básicas, as quais serão expostas a seguir.

Para tal, vamos usar um pequeno exemplo:

Determine a massa, em gramas, de dióxido de carbono, CO₂, que é produzida a partir da combustão de 9,2 gramas de etanol, C₂H₆O, conforme a equação química seguinte.

C₂H₆O + O₂ → CO₂ + H₂O

1º passo: balancear a equação química

Todos os processos químicos devem obedecer às leis ponderais, como da conservação de massa e das proporções múltiplas. Dessa forma, os cálculos estequiométricos precisam da equação química devidamente balanceada. O balanceamento é dado como feito quando a quantidade de elementos é igual em ambos os lados da equação química.

Uma forma simples de realizar esse balanceamento é por meio do método das tentativas, que consiste, basicamente, em ir acertando os coeficientes estequiométricos das substâncias participantes até que a quantidade de elementos seja igualada.

Para um método de tentativas mais certeiro, recomenda-se seguir a ordem conhecida como MACHO, um acrônimo para Metal, Ametal, Carbono, Hidrogênio e Oxigênio. Dessa forma, inicia-se o balanceamento pelo elemento metálico, seguindo pelo ametal e, depois, carbono, hidrogênio e, por fim, oxigênio.

Na questão apresentada, temos apenas os elementos carbono, hidrogênio e oxigênio. Dessa forma, começamos pelo “C” de MACHO. Observa-se dois átomos de carbono no etanol e, dessa forma, alteramos o coeficiente estequiométrico do dióxido de carbono para 2, uma vez que, nessa substância, a quantidade de carbonos presentes é igual a 1.

C₂H₆O + O₂ → 2 CO₂ + H₂O

Posteriormente, acerta-se a quantidade de átomos de hidrogênio. Antes da seta, encontram-se seis átomos de hidrogênio na molécula do etanol. Para que essa mesma quantidade esteja após a seta, utiliza-se o coeficiente estequiométrico 3 para a água. Dessa forma, contabilizam-se seis átomos de hidrogênio após a seta.

C₂H₆O + O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O

Por fim, tem-se a quantidade de átomos de oxigênio. Antes da seta, encontram-se três átomos de oxigênio (1 átomo no etanol, mais 2 átomos no O₂). Após a seta, após a colocação dos coeficientes estequiométricos, contabilizam-se 7 átomos de oxigênio (4 átomos no CO₂ e mais 3 átomos em H₂O). Como não se deseja alterar o coeficiente estequiométrico do etanol (para não gerar um efeito de cascata nas quantidades dos demais elementos na equação química), pode-se colocar um coeficiente estequiométrico 3 para o O₂. Dessa forma, chegam-se aos mesmos 7 átomos de oxigênio.

C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O

Com isso, conclui-se que a equação química está devidamente balanceada.

2º passo: identificar as substâncias que serão utilizadas nos cálculos

As equações químicas possuem diversas substâncias, mas nem todas serão utilizadas no cálculo principal. Nesse caso, o pensamento é simples: deve-se identificar a substância que se busca uma informação, assim como a substância que apresenta uma informação para auxiliar no cálculo.

Ao observar o enunciado, vê-se que se quer descobrir a massa de CO₂ a partir de 9,2 gramas de etanol. Assim, as substâncias do cálculo principal serão CO₂ e etanol.

3º passo: esquematizar o cálculo principal

Toda reação química segue um sistema de proporção. Isso quer dizer que, se 4 mols de uma substância produzem 10 mols de uma outra substância, proporcionalmente, 8 mols dessa mesma substância produzem 20 mols dessa outra substância.

Matematicamente, as proporções podem ser efetuadas por meio de uma regra de três. Uma regra de três possui duas linhas e duas colunas. Cada coluna conterá a informação de uma substância envolvida. No caso desse exemplo, uma coluna conterá informações do etanol, enquanto outra conterá do CO₂.

A primeira linha apresentará a proporção básica de reação, a chamada proporção estequiométrica, a qual é dada por meio dos coeficientes estequiométricos da equação química.

Já a segunda linha apresentará os valores apresentado e buscado no enunciado, de modo que eles obedeçam à proporção estequiométrica básica. Nesse caso, a regra de três fica:

C₂H₆O                        CO₂

1 mol                           2 mols                         (proporção estequiométrica)

9,2 g                            x                                  (dados do problema)

4º passo: conversão de unidades

Por vezes, não existe proporcionalidade entre os valores apresentados na regra de três. É o caso do número de mols e da massa, por exemplo, pois substâncias diferentes possuem massas molares diferentes, ou seja, 1 mol de etanol não tem a mesma massa de 1 mol de CO₂. Por isso, por mais que seja matematicamente possível realizar o cálculo da regra de três apresentada anteriormente, ela não estaria quimicamente correta.

Uma estratégia é igualar as unidades, ou seja, colocar todos os valores em termos de mols ou em termos de massa, por exemplo. Nesse momento, é importante que se entenda que não existe um caminho certo ou errado, mas sim um que possa ser matematicamente mais extenso ou curto. Uma recomendação básica seria o seguinte: já que se deseja o valor de CO₂ em unidades de massa, convertem-se todos os valores da regra de três para unidades de massa.

Dessa forma, a primeira linha deve ser convertida para unidades de massa. A conversão entre mol e massa (e vice-versa) é feita pela massa molar. A massa molar exprime a massa contida em 1 mol da substância.

As massas molares podem ser extraídas da Tabela Periódica, pois são numericamente iguais às massas atômicas. Dessa forma, a massa molar do C₂H₆O é igual a 46 g/mol, enquanto do CO₂ é de 44 g/mol. Assim, nossa regra de 3 fica:

   C₂H₆O                        CO₂

          46 g                             2 ∙ 44 g

9,2 g                            x

5º passo: calcular

Por fim, agora com toda a regra de três preparada, é possível realizar seu cálculo, que ficará na seguinte estrutura:

46 ∙ x = 2 ∙ 44 ∙ 9,2

x = 17,6 g de CO₂

Exemplos de cálculos estequiométricos

Exemplo 1: Determine o número de mols de gás oxigênio necessários para a combustão completa de 4 mols de metano, CH₄.

A reação não balanceada da combustão completa do metano é:

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

Utilizando-se a regra do MACHO par ao balanceamento, temos que:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Monta-se a regra de três com metano (quem possui informações) e gás oxigênio (de quem se quer obter informações).

CH₄                            O₂

        1 mol                           2 mols

4 mols                         x

Como todos os valores estão em unidade de quantidade de matéria (mol) e se deseja obter a quantidade de matéria de gás oxigênio, não é necessário realizar uma conversão de unidades. Dessa forma, parte-se diretamente para o cálculo:

1 ∙ x = 4 ∙ 2

x = 8 mols de O₂

Exemplo 2: Calcule a massa (em gramas) de ácido sulfúrico (H₂SO₄) necessária para neutralização completa de 320 gramas de hidróxido de sódio (NaOH).

A reação não balanceada do processo químico é:

H₂SO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

Utilizando-se a regra do MACHO para o balanceamento, tem-se que:

H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O

A regra de três será montada com ácido sulfúrico (que se quer obter informações) e o hidróxido de sódio (que já possui informações):

     H₂SO₄                        NaOH

       1 mol                           2 mols

      x                                  320 g

Como é necessário saber a massa de ácido sulfúrico, deve-se converter os números de mols de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio para gramas, por meio da massa molar das substâncias. No caso, a massa molar do ácido é de 98 g/mol, enquanto da base é de 40 g/mol. Assim:

     H₂SO₄                        NaOH

        98 g                             2 ∙ 40 g

      x                                  320 g

Realizando-se o cálculo, temos o valor x:

2 ∙ 40 ∙ x = 98 ∙ 320

80 ∙ x = 98 ∙ 320

x = 98 ∙ 4

x = 392 g de H₂SO₄

Exemplo 3: Determine o volume de gás hidrogênio que é produzido, nas CNTP, na reação do alumínio metálico com 0,6 mol de ácido clorídrico.

A reação não balanceada para o processo químico em questão é:

Al + HCl → AlCl₃ + H₂

Usando-se a regra do MACHO para o balanceamento:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂

A regra de três será montada entre o ácido clorídrico (que já possui informações) e o gás hidrogênio (que se quer obter informações).

 HCl                             H₂

        6 mols                         3 mols

0,6 mol                        x

A obtenção do volume do gás, nas CNTP, passa pela relação de volume molar (cada 1 mol de gás ocupa um volume de 22,4 L). Assim, para se saber o volume de gás, antes, deve-se saber o número de mols de H₂ que foi produzido na reação. Como todos os valores já estão em “mol”, é possível realizar o cálculo de x nessa unidade.

6 ∙ x = 0,6 ∙ 3

x = 0,1 ∙ 3

x = 0,3 mol de H₂

Agora, para o cálculo do volume de H₂, faz-se uma nova proporção:

           1 mol de H₂ nas CNTP                      22,4 L

    0,3 mol de H₂ nas CNTP                   y

O valor de y é o que se busca, portanto:

1 ∙ y = 0,3 ∙ 22,4

y = 6,72 L de H₂

Leia também: Fórmulas importantes para a estequiometria

Exercícios resolvidos sobre cálculos estequiométricos

Questão 1. (Udesc – Tarde/2026.1) A produção do ferro metálico é de grande importância desde a Revolução Industrial. Esse processo, que é realizado em siderúrgicas, ocorre pela reação de redução do óxido de ferro (III) pelo monóxido de carbono e pode ser representado pela equação (não balanceada) a seguir:

Fe₂O₃ (s) + CO (g) → Fe (s) + CO₂ (g)

Considerando o uso de 320 g de Fe₂O₃ em uma siderúrgica, com um rendimento de 100%, assinale a alternativa que representa a quantidade de ferro metálico produzido.

A) 112 g

B) 224 g

C) 56 g

D) 320 g

E) 11,2 g

Resposta: Letra B.

A reação química deve ser, antes de mais nada, balanceada. Dessa forma, ela apresenta a seguinte estrutura pós-balanceamento:

Fe₂O₃ (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO₂ (g)

A ideia é encontrar a quantidade de ferro metálica produzida a partir de 320 g de óxido de ferro (III). Por isso, a regra de três envolverá essas duas substâncias.

 Fe₂O₃                          Fe

       1 mol                           2 mols

320 g                           x

Uma vez que se deseja encontrar a massa de ferro produzida, as informações apresentadas devem estar em unidade de massa. Assim, o número de mols deve ser convertido para uma unidade de massa. Essa conversão pode ser feita com a massa molar, em que a do Fe₂O₃ é de 160 g/mol e a de Fe é 56 g/mol.

  Fe₂O₃                          Fe

         160 g                           2 ∙ 56 g

320 g                           x

Assim, o valor de x calculado é:

160 ∙ x = 320 ∙ 2 ∙ 56

x = 2 ∙ 2 ∙ 56

x = 4 ∙ 56

x = 224 g de Fe

Questão 2. (UFRR – Módulo 2/2026) A combustão completa do butano (C₄H₁₀) pode ser representada pela equação química a seguir:

C₄H₁₀ (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (g)

Sabendo que a combustão completa de 0,05 mol de butano ocorre a cada minuto, determine a massa total de dióxido de carbono (CO₂) formada após 2 horas de reação contínua.

A) 24 g

B) 44 g

C) 264 g

D) 528 g

E) 1056 g

Resposta: Letra E.

Antes de mais nada, deve-se realizar o balanceamento da reação química:

C₄H₁₀ (g) + ¹³/₂ O₂ (g) → 4 CO₂ (g) + 5 H₂O (g)

Nessa estequiometria, deve-se determinar a massa de dióxido de carbono formada após 2 horas. A cada minuto, 0,05 mol de butano são consumidos em combustão. Dessa forma, a quantidade de butano consumida em combustão após duas horas será de:

0,05 mol/min ∙ 120 min = 6 mols de C₄H₁₀

Assim, monta-se a regra de 3 com o butano e o dióxido de carbono.

       C₄H₁₀                         CO₂

            1 mol                           4 mols

    6 mols                         x

O valor de x pode ser encontrado em mols:

1 ∙ x = 6 ∙ 4

x = 24 mols de CO₂

Contudo, deseja-se saber a massa de CO₂. Dessa forma, deve-se encontrá-la por meio da utilização da massa molar. A massa molar do CO₂ é de 44 g/mol. Logo, a massa de dióxido de carbono produzida é:

1 mol de CO₂                         44 g

24 mols de CO₂                      y

y = 24 ∙ 44

y = 1056 g de CO₂.

Fontes

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Príncípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY – IUPAC. Glossary of terms used in physical organic chemistry. Pure and Applied Chemistry, Reino Unido, 1994.