20 – ESTEQUIOMETRIA – RENDIMENTO - PUREZA
20 – ESTEQUIOMETRIA – RENDIMENTO - PUREZA
I – Introdução.
I – Introdução.
A estequiometria
A estequiometria que é que é amplamente utilizada na amplamente utilizada na industria química, industria química, nada mais nada mais é que é que aa apl
aplicaicaçãção o numnuméricérica a das das LeiLeis s PonPonderderais ais e e da da HipHipóteótese se de de AvAvogaogadro dro em em proprocescessossos práticos.
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Para evitarmos erro durante a aplicação de cálculos estequiométricos, devemos ser Para evitarmos erro durante a aplicação de cálculos estequiométricos, devemos ser metódicos e saber analisar seus casos particulares com calma e naturalidade, pois todos metódicos e saber analisar seus casos particulares com calma e naturalidade, pois todos são de grande valia para o bem estar social.
são de grande valia para o bem estar social. Par
Para a exeexecutcutarmarmos os um um cálcálculculo o estestequequiomiométrétrico ico de de forforma ma prepreciscisa a devdevemoemos s adoadotar tar alguns procedimentos, como:
alguns procedimentos, como:
1 – observar se a equação está balanceada, caso não esteja proceder ao acerto de seus 1 – observar se a equação está balanceada, caso não esteja proceder ao acerto de seus coeficientes.
coeficientes.
2 – observar a relação molar entre reagentes e produtos, para tanto, basta observarmos 2 – observar a relação molar entre reagentes e produtos, para tanto, basta observarmos os coeficientes da r
os coeficientes da reação balanceada.eação balanceada.
3 – identificar as substâncias envolvidas no cálculo através do enunciado e estabelecer 3 – identificar as substâncias envolvidas no cálculo através do enunciado e estabelecer uma regra de três entre os dados fornecidos.
uma regra de três entre os dados fornecidos.
Nessa aula estudaremos alguns casos particulares de calculo estequiométrico, são Nessa aula estudaremos alguns casos particulares de calculo estequiométrico, são eles: calculo com rendimento, calculo com grau de pureza e calculo com reagente em eles: calculo com rendimento, calculo com grau de pureza e calculo com reagente em excesso.
excesso.
II -
II - Calculo estequiométrico com percentua
Calculo estequiométrico com percentual de rendimento.
l de rendimento.
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As reações reações químicas químicas envolvem envolvem de de forma forma direta direta ou ou indireta indireta percentuais percentuais dede ren
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com:
Valor teórico---100%
Valor teórico---100%
Valor experimental--- x (%)
Exemplificando:
Uma amostra de 200g CaCO3 (M=100g), produziu por decomposição térmica 66g de
CO2(M=44g/mol), de acordo com a equação, a seguir. Determine o percentual ou grau de
rendimento para esse processo.
CaCO3 → CaO + CO2
1 mol 1 mol
100g---44g 200g--- x
x = 88g de CO2 – valor teórico – 100% rendimento
88g---100%
66g--- x (grau de rendimento) x = 75% de rendimento
III - Calculo estequiométrico com percentual de pureza.
Em qualquer processo de químico a impureza deve ser desprezada, pois esta pode contaminar o processo ou formar produtos secundários os quais podem não ser de interesse para o procedimento químico.
Dessa maneira, quando aparecer impurezas em qualquer reagente devemos extraí-la dos nossos cálculos e efetuar a estequiometria apenas com reagentes puros.
Exemplificando:
Para transformar mármore em gesso, precisamos atacá-lo com ácido sulfúrico, segundo a reação:
H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O
2,5 kg de mármore com 20% de impureza pode produzir quantos kg de gesso? Dados: (Ca = 40; C = 12; S = 32; O = 16)
Antes de efetuar o cálculo, devemos determinar a massa de mármore pura: 2500g de mármore---100% da massa
x---80% puro x = 2000g de mármore puro H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O
1 mol 1 mol 1mol 1 mol 1 mol
2000g---x x = 2720g ou 2,72kg de gesso.
IV – Calculo estequiométrico com reagente em excesso.
De acordo com as Leis ponderais, existe uma relação fixa na qual os reagentes interagem (Lei de Proust), caso um dos participantes tenha um maior valor de massa ou de volume que a proporção estabelecida, a quantidade em excesso não reagirá.
Sempre que o enunciado do problema trouxer dados sobre mais de um dos reagentes da reação, tome cuidado, podemos ter um caso de reagente em excesso.
Exemplificando:
8 gramas de hidrogênio são colocados para reagir com 100 gramas de oxigênio, determine a massa de água obtida na reação. (H=1u, O=16u)
H2 + 1/2O2 H2O
1 mol 0,5 mol 1 mol
2g 16g 18g relação de massa definida
4g 32g 36g
8g 64g 72g
Observe que 8 gramas de H2 reagem completamente com 64 gramas de oxigênio,
formando 72 gramas de água. Observamos então que o excesso é de 36gramas de oxigênio e que o hidrogênio é o reagente limitante do sistema,
PROPOSIÇÃO DE ATIVIDADES.
01. (Puc-RJ) O sulfato de cálcio (CaSO4) é matéria-prima do giz e pode ser obtido pela
reação entre soluções aquosas de cloreto de cálcio e de sulfato de sódio (conforme reação abaixo). Sabendo disso, calcule a massa de sulfato de cálcio obtida pela reação de 2 mols de cloreto de cálcio com excesso de sulfato de sódio, considerando-se que o rendimento da reação é igual a 75 %.
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) CaSO4(s) + 2NaCl(aq)
a) 56 g. b) 136 g.
c) 272 g. d) 204 g. e) 102 g.
Resposta: letra D
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) CaSO4(s) + 2NaCl(aq)
1mol--- 136g
2mol--- X X = 272 gramas de CaSO4 ---100%(R)
Y --- 75%
Y = 204 gramas de CaSO4
02. (UFC) A porcentagem de TiO2 em um minério pode ser determinada através da
seguinte reação:
3TiO2(s) + 4BrF3(liq) 3TiF4(s) + 2Br 2(liq) + 3O2(g)
Se 12,0 g do minério produzem 0,96 g de O2, a porcentagem aproximada de TiO2 nesse
minério é de: a) 10% b) 20% c) 30% d) 40% e) 50% Resposta: letra B
3TiO2(s) + 4BrF3(liq) 3TiF4(s) + 2Br 2(liq) + 3O2(g)
239,7g--- 96g 12g--- X X = 4,8gramas de O2 se o minério é puro
4,8g---100% (pureza)
0,96g---X X = 20% de TiO2
03. (Unirio-RJ) Soluções de amônia são utilizadas com freqüência em produtos de limpeza domésticas. A amônia pode ser preparada por inúmeras formas. Dentre elas:
CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)
Partindo-se de 224g de CaO, obtiveram-se 102g de NH3. O rendimento percentual da
reação foi de:
(H = 1; N = 14; O = 16, Cl= 35,5; Ca = 40) a) 100 b) 90 c) 80 d) 75 e) 70 Resposta: letra D
CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)
56g--- 34g 224g--- X X = 136g---100% (R)
102g---Y Y = 75%
04. (Vunesp-SP) São colocadas para reagir entre si as massas de 1,00g de sódio metálico e 1,00g de cloro gasoso. Considere que o rendimento da reação é 100%. São dadas as massas molares, em g/mol: Na=23,0 e Cl=35,5. A afirmação correta é: Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl
a) há excesso de 0,153 g de sódio metálico. b) há excesso de 0,352 g de sódio metálico. c) há excesso de 0,282 g de cloro gasoso. d) há excesso de 0,153 g de cloro gasoso.
e) nenhum dos dois elementos está em excesso. Resposta: letra B
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl
23g--- 35,5g
X--- 1g X = 0,648gramas de sódio reagente
Excesso de 0,352 gramas de sódio
2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O.
Qual o número máximo de mols de S que pode ser formado quando se faz reagir 5 moles de H2S com 2 mols de SO2.
Resposta:
2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O.
2 mols 1 mol 3 mols 2 mols (relação em mol definida)
5 mols 2 mols 6 mols 4 mols
06. (UECE) Partindo-se de 200g de soda cáustica, por neutralização completa com ácido clorídrico obtêm-se 234g de cloreto de sódio. A porcentagem de pureza da soda cáustica
é de: NaOH + HCl NaCl + H2O
a) 58,5 % b) 23,4 % c) 60 % d) 80 % Resposta: letra D NaOH + HCl NaCl + H2O 40g---58,8g
200g--- X X = 294g de NaCl---100% (Pureza de NaOH)
234g---Y Y = 80% de pureza
07. (Unitau-SP) Tratando-se 50g de uma solução de AgNO3 a 30%, pela solução de KCl,
qual o precipitado obtido e qual a sua massa? Dados: N =14; O =16; Cl = 35,5; K = 39; Ag =108 Resposta:
KCl + AgNO3 KNO3 + AgCl
170g---143,5g
15g---X X = 12,66g de precipitado de AgCl
precipitado: AgCl m ppt = 12,66 g
08. (Fuvest-SP) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não balanceada que representa o processo global é:
Al2O3 + C CO2 + Al
Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, são produzidos
esse processo? a) 3 e 2 b) 1 e 4 c) 2 e 3 d) 2 e 1 e) 3 e 4 Resposta: letra E
2Al2O3 + 3C 3CO2 + 4Al
09. (Unesp-SP) Considere a reação química representada pela equação: 2Fe2S3(s)+6H2O(liq)+3O2(g)4Fe(OH)3(s)+6S(s)
Calcule a quantidade (em mols) de Fe(OH)3 que pode ser produzida a partir de uma
mistura que contenha 1,0 mol de Fe2S3, 2,0mols de H2O e 3,0mols de O2.
Resposta: 1,33 mol
2Fe2S3(s)+6H2O(liq)+3O2(g)4Fe(OH)3(s)+6S(s)
2mol---6mol---3mol 4mol---6mol 1mol---2mol---3mol 1,33 mol de Fe(OH)3
10. (Unesp-SP) Considere a reação em fase gasosa: N2 + 3H2 2NH3
Fazendo-se reagir 4 litros de N2 com 9 litros de H2 em condições de pressão e
temperatura constantes, pode-se afirmar que:
a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas. b) o N2 está em excesso.
c) após o término da reação, os reagentes serão totalmente convertidos em amônia. d) a reação se processa com aumento do volume total.
Resposta: letra B
N2 + 3H2 2NH3
1mol---3mol 2mol
4mol---9mol 6mol excesso de 1 mol de N2.
11. (Mackenzie) Considerando que a proporção de gás oxigênio no ar seja de 20% (% em volume), então o volume de ar, em litros, medidos nas C.N.T.P, necessário para que ocorra a oxidação de 5,6 g de ferro, é de:
Dados: (massa molar do Fe igual a 56 g/mol) 2Fe + O2 Fe2O3 (não balanceada)
a) 0,28. b) 8,40. c) 0,33. d) 1,68. e) 3,36. Resposta: Letra B 2Fe + 3/2O2 Fe2O3 112g---33,6L 5,6g----X X = 1,68litros de O2 ---20%
Y (Ar) ---100% Y = 8,4 litros Ar
12. (Udesc) Segundo a equação C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O
a massa de água (em gramas) que se forma quando se queimam 18,4g de álcool etílico é: (Dados: H = 1; C = 12; O = 16) a) 54,0 b) 46,0 c) 21,6 d) 32,7 e) 18,8 Resposta: Letra C C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O 46g--- 54g
18,4g--- X X = 21,6 gramas de H2O
13. (Uel) A questão a seguir refere-se à obtenção de 56,0 toneladas de ferro metálico pela reação representada pela equação:
Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO(g) + 2Fe(s)
Dados:
Massa molar do Fe = 56,0 g/mol Massa molar do Fe2O3 = 160 g/mol
Quantas toneladas de Fe2O3 são consumidas na reação?
a) 160 b) 120 c) 100 d) 90,0 e) 80,0 Resposta: letra E Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO(g) + 2Fe(s) 160g--- 112g X--- 56 ton. X = 80 toneladas.
14. (Uel) Quantos gramas de hidróxido de potássio são necessários para neutralizar completamente 1,0 mol de H2S? 2KOH + H2S K2S + H2O
Dado: Massa molar do KOH = 56,0 g a) 14,0 b) 21,0 c) 28,0 d) 56,0 e) 112 Resposta: letra E 2KOH + H2S K2S + H2O 112g--- 1mol
