Separe massa, quantidade de substância e concentração
A massa descreve a amostra em unidades como gramas. A quantidade de substância, em mols, conta entidades pela unidade mol. A concentração molar relaciona uma quantidade de soluto com o volume final da solução. Essas grandezas se ligam, mas não entram uma no lugar da outra.
Para uma amostra de massa m e massa molar M, n = m/M. Com a massa molar dada de 58,5 g/mol, 11,7 g correspondem a 11,7/58,5 = 0,200 mol. Deixe a substância e as unidades na conta, para a quantidade ficar na espécie certa.
Calcule a molaridade a partir do volume final da solução
A concentração molar é c = n/V quando n está em mols e V é o volume final da solução em litros. O exemplo resolvido usa 0,50 mol em 2,0 L e dá 0,25 mol/L. Se 0,060 mol está em 300 mL de solução, converta 300 mL em 0,300 L e depois calcule 0,060/0,300 = 0,20 mol/L.
Não troque o volume final da solução pela quantidade de solvente adicionada, a menos que o problema estabeleça essa relação. Com a quantidade de soluto fixa, dobrar o volume final corta a molaridade pela metade. Essa previsão serve para conferir se faz sentido, junto com a conta.
Balanceie com coeficientes, preservando as fórmulas
Veja a equação preparada N₂ + H₂ → NH₃. Coloque 2 antes de NH₃ para ter dois átomos de nitrogênio de cada lado e depois 3 antes de H₂ para ter seis átomos de hidrogênio de cada lado. A equação balanceada é N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Conte cada elemento para conferir o resultado.
Mudar NH₃ para NH₂ mudaria a substância representada. Balanceie mudando os coeficientes, com os índices intactos. Um coeficiente multiplica a fórmula inteira: 2NH₃ representa dois átomos de nitrogênio e seis átomos de hidrogênio numa contagem de moléculas.
Use a equação balanceada como relação em mol
Em N₂ + 3H₂ → 2NH₃, um mol de N₂ reage com três mols de H₂ e corresponde a dois mols de NH₃. Se 0,40 mol de N₂ reage por completo com hidrogênio em excesso, a quantidade teórica de NH₃ é 0,40 × 2 = 0,80 mol. Isso é uma razão em mol, não uma razão em massa.
Um cálculo teórico parte das condições que o problema indica, inclusive qual reagente limita a reação. O rendimento real pode ser menor. Ao converter a quantidade de produto em massa, use a massa molar desse produto depois de aplicar a razão em mol.
Identifique o reagente limitante pela mesma reação
Suponha que haja 0,40 mol de N₂ e 0,90 mol de H₂ para a mesma equação. O nitrogênio precisaria de 1,20 mol de H₂ para reagir por completo, mas só há 0,90 mol. O hidrogênio limita a reação. Ele pode produzir 0,90 × (2/3) = 0,60 mol de NH₃ na teoria.
Outra opção: calcule a quantidade possível de produto a partir de cada reagente e escolha o menor resultado. Comparar direto as quantidades iniciais em mol não basta, porque os coeficientes diferem. Aqui, 0,90 mol de H₂ consome 0,30 mol de N₂ e deixa 0,10 mol de N₂ neste cálculo idealizado.
Diga o que a resposta numérica descreve
A resposta final deve nomear a substância ou a solução, a grandeza e a unidade. Diferencie mol de mol/L e gramas de mols. Siga as instruções de algarismos significativos e de arredondamento da tarefa, levando dígitos suficientes nas contas intermediárias.
Se o resultado parecer errado, confira primeiro a fórmula, o volume final, os coeficientes balanceados e o caminho da conversão. Pergunte ao Lirno sobre a primeira relação que não ficou clara. Estes exemplos apoiam o dever escrito; experimentos práticos usam os procedimentos aprovados da sua aula e a supervisão.
Vá de uma massa até a quantidade de produto em passos separados
Na reação preparada 2Mg + O₂ → 2MgO, suponha que 4,8 g de magnésio reajam por completo com oxigênio em excesso. Use as massas molares arredondadas fornecidas: Mg = 24 g/mol e MgO = 40 g/mol. Primeiro converta a massa de magnésio em quantidade: 4,8/24 = 0,20 mol. A equação balanceada tem razão 2:2, então isso dá 0,20 mol de MgO.
Converta a quantidade de produto de volta em massa: 0,20 × 40 = 8,0 g de MgO. O produto pesa mais que o magnésio sozinho porque o oxigênio contribui com massa. Com esses valores arredondados, 3,2 g de oxigênio entram, e 4,8 + 3,2 = 8,0 g. Use as massas atômicas da sua tarefa quando forem diferentes; não misture valores arredondados e mais precisos no meio da conta.
