Química - Livro 1-214-216

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QUÍMICA Capítulo 3 Cálculo estequiométrico214
Casos especiais
Excesso de reagentes
Pelo estudo dos casos anteriores e de seus exemplos,
você pôde observar que, para se resolver um problema de
cálculo estequiométrico, basta apenas um dado. Além dis-
so, existe uma proporção com que as substâncias reagem
entre si, estipulada pela natureza.
Entretanto, quando misturamos dois reagentes entre
si, raramente essa mistura é estequiométrica. Em poucas
palavras, em uma experiência real você terá sobras de
um dos reagentes, no mínimo. As substâncias que so-
bram entre os reagentes de um fenômeno químico são
chamadas de reagentes em excesso. Já o reagente que
é totalmente consumido é chamado de reagente limitante.
Quando este acaba, a reação para de ocorrer, mesmo
que existam outros reagentes. Finalmente, procuremos
entender por que o reagente limitante é que determina a
quantidade de produtos.
Vamos supor que há uma festa realizada por dois orga-
nizadores e que só é permitida a entrada dos convidados
em pares: um convidado do primeiro anfitrião e outro do
segundo. A situação pode ser representada por:
convidado do anfitrião 1 + convidado do anfitrião 2 =
= par de convidados
Se há na porta da festa 50 convidados do anfitrião 1
e 70 convidados do anfitrião 2, pelas condições sabemos
que alguns convidados de 2 não poderão entrar (mais pre-
cisamente 20 convidados). Há convidados do anfitrião 2
em excesso. Ainda, se 50 convidados do anfitrião 1 acom-
panharão 50 convidados do anfitrião 2, entrarão na festa
50 pares. Note que ocorreria o mesmo se houvesse 100
convidados de cada anfitrião na porta.
Portanto, fazendo a analogia com as reações químicas,
veremos que quem determina a quantidade do produto é
o reagente limitante.
Agora, faça você mesmo a relação deste caso prático
com os exemplos a seguir.
Exercícios resolvidos
9 Fuvest Cromo metálico pode ser produzido pela redu-
ção de Cr2O3 com Al segundo a equação:
2 Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2 Cr
Supondo reação completa, a massa de cromo pro-
duzida pela reação de 5,4 kg de Al com 20 kg de
Cr2O3 é?
Dados: Cr = 52; Al = 27; O = 16.
Resolução:
Primeiramente, note uma diferença importante entre
este exemplo e os anteriores. É que nos exemplos an-
teriores, apenas um dado numérico foi fornecido no
enunciado.
Vale lembrar que este dado único já é suciente para
resolver qualquer problema de estequiometria, como
já foi observado.
Todavia, neste caso, foram fornecidos dois dados
numéricos. Este é um indício de que o problema apre-
senta um dos reagentes em excesso.
Levando-se em conta a equação dada, temos:
:
: x
:2 mol A
MM
1 mol Cr
2
O
3
2 · 27 g 152 g
5400 g
x = 15 200 g de Cr2O3 ou 15,2 kg
Interpretemos o resultado encontrado:
• Quando o alumínio é totalmente consumido, a
massa consumida de Cr2O3 é de 15,2 kg, apesar
de se ter disponível 20 kg. Quando se tem mais
substância do que se precisa, ela é dita em exces-
so. Mas de quanto é este excesso?
mexcesso = mexiste - mreage
mexcesso = 20 kg - 15,2 kg
mexcesso = 4,8 kg de Cr2O3
O mesmo problema poderia ser resolvido analisando
a massa de Cr2O3:
:
:
MM
2 mol A� 1 mol Cr
2
O
3
2 · 27 g 152 g
y : 20000 g
(proporção estequiométrica)
y = 7  105 g de Al ou 7,1 kg de Al
Analisando este resultado, percebemos que para o
Cr2O3 ser totalmente consumido, ele necessita reagir
com 7,1 kg de Al. Porém, a massa de Al é de apenas
5,4 kg, insuciente para consumir todo o Cr2O3, já que
antes de isto ocorrer o alumínio já acabou totalmente.
Portanto, Cr2O3 é o reagente em excesso e Al é o
reagente limitante. Logo, qualquer quantidade de pro-
duto a ser calculada deve ser feita com base no Al.
Da equação temos:
:
: z
M
:
M
2 mol A 2 mol Cr
2 · 27 g 2 · 52 g
5400 g
z = 10 400 g de Cr ou 10,4 kg
10 UFPA Faz-se reagir 25 g de anidrido fosfórico com
25 g de óxido de cálcio. A massa do produto forma-
do é, aproximadamente:
Dados: P = 31, Ca = 40 e O = 16;
P2O5 + 3 CaO→ Ca3(PO4)2.
Resolução:
Da equação balanceada, temos:
:
: x
M
:
M
1 mol P
2
O
5
3 mol CaO
142 g P
2
O
5
3 · 56 g CaO
25 g P
2
O
5
x = 29,58 g de CaO
F
R
E
N
T
E
 2
215
Note ser esta uma hipótese impossível, já que para rea-
gir completamente o P2O5, são necessários 29,58 g de
CaO, sendo que só existem 25 g.
Pensemos inversamente:
: 3 · 56 g CaO
y :
MM
: 3 mol CaO1 mol P
2
O
5
142 g P
2
O
5
25 g CaO
y = 21,13 g de P2O5
Note que aqui há um excesso de 3,87 g de P2O5 e,
portanto, o reagente limitante é o CaO.
Com isso:
:
:
: z
MM
3 mol CaO 1 mol Ca3(PO4 )2
3 · 56 g CaO
25 g CaO
310 g Ca
3
(PO
4
)
2
z = 46, 1 g de Ca3(PO4)2
Pureza dos reagentes
Já vimos no capítulo 1 desta frente que a grande maioria
dos sistemas encontrados na natureza são misturas. Muitas
vezes, separar as misturas em substâncias puras necessita
de processos extremamente complicados ou não viáveis
economicamente, com o agravante de não serem 100%
efetivos. Por isso, quando fornecemos a massa de um de-
terminado reagente, dificilmente é o valor efetivo de massa
que irá reagir. Isso porque juntamente com a substância
que nos interessa estão algumas impurezas, que podem
ou não realizar reações indesejáveis. Porém, nesse tipo
de problema, consideramos sempre que as substâncias
constituintes das impurezas nunca reagem, ou seja, é como
se não existissem.
Analise agora a seguinte situação.
O minério de alumínio é chamado de bauxita, cujo com-
ponente principal é o óxido de alumínio (Al2O3). Porém,
uma amostra de bauxita contém apenas uma porcentagem
de Al2O3. O restante do minério é uma mistura de subs-
tâncias que consideramos inertes e que chamaremos de
impurezas.
Se tomarmos uma amostra de 1 kg de bauxita com 80%
de Al2O3, qual seria a verdadeira massa de Al2O3 que
reagiria?
Veja esquematicamente:
1 kg de
Bauxita
80%
20%
de A
2
O
3
 = 800 g
de impurezas = 200 g
Agora, preste bastante atenção nos dois exercícios
resolvidos a seguir.
Exercícios resolvidos
11 Uerj O químico francês Antoine Laurent de Lavoisier fi-
caria surpreso se conhecesse o município de Resende, a
160 quilômetros do Rio. É lá, às margens da via Dutra,
que moradores, empresários e o poder público seguem
à risca a máxima do cientista que revolucionou o sécu-
lo XVIII ao provar que, na natureza, tudo se transforma.
Graças a uma campanha que já reúne boa parte da po-
pulação, Resende é forte concorrente ao título de capital
nacional da reciclagem. Ao mesmo tempo em que di-
minui a quantidade de lixo jogado no aterro sanitário, a
comunidade faz sucata virar objeto de consumo. Nada se
perde.
Revista Domingo, 11 jul. 1993.
Assim, com base na equação:
2 Al2O3(s)→ 4 Al(s) + 3 O2(g)
e supondo-se um rendimento de 100% no processo,
a massa de alumínio que pode ser obtida na recicla-
gem de 255 kg de sucata contendo 80% de Al2O3
em massa é?
Resolução:
A proporção entre o Al2O3 e o Al é de 2 : 4.
Portanto:
:
: x
M
:
M
1 mol A�
2
O
3
102 g A�
2
O
3
2 mol A�
2 · 27 g A�
0,8 · 255 kg A�
2
O
3
x = 108 kg de Al
Perceba que a verdadeira massa de Al2O3 que efe-
tivamente reage não é de 255 kg, mas apenas 80%
deste valor.
12 Passo Fundo-RS Para a verificação da pureza de uma
amostra de zinco, este reagiu com o ácido muriático
e obtiveram-se 14 L de gás hidrogênio. Qual a pureza
do zinco, sabendo-se que a massa da amostra era
de 100 g?
Dado: 1 mol = 22,4 L; MZn = 65,4 g/mol.
Resolução:
Zn + 2 HCl→ ZnCl2 + H2
A relação entre o Zn e o H2 é de 1 : 1. Portanto,
:
:
VM
1 mol Zn 1 mol H
2
65,4 g 22,4 L
14 Lx · 100 g
x = 0,4087 = 40,87%
Rendimento de uma reação
Em ambiente fechado, é raro uma reação em que o
reagente limitante seja totalmente consumido. Isso ocorre
porque, à medida que os reagentes chocam-se entre si
QUÍMICA Capítulo 3 Cálculo estequiométrico216
resultando em produtos, os produtos também começam
a se chocar entre si produzindo reagentes, não deixando
que o fenômeno se complete. A porcentagem do reagen-
te limitante que se converte efetivamente em produtos é
chamada de rendimento da reação.Veja como fazer os cálculos, a partir dos exemplos a
seguir.
Exercícios resolvidos
13 Cesgranrio O gás hidrogênio pode ser obtido em la-
boratório a partir da reação de alumínio com ácido
sulfúrico, cuja equação química não ajustada é:
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Um analista utilizou uma quantidade suciente de H2SO4
para reagir com 5,4 g do metal e obteve 5,71 litros do gás
nas CNTP. Neste processo, o analista obteve um rendi-
mento aproximado de?
Resolução:
Primeiramente, devemos balancear a equação dada,
ou seja, fazer com que o número de átomos de um
elemento antes da reação seja igual ao número de
átomos deste elemento depois da reação. De fato:
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
A proporção entre o Al e o H2 é de 2 : 3. Portanto:
:
:
M V
2 mol A x · 3 mol H
2
2 · 27 g
5,4 g 5,71 L
x · 3 · 22,4 L
x = 0,85 ou 85%
14 Unifenas A combustão do gás amoníaco é representa-
da pela seguinte equação não balanceada:
NH3 + O2 → N2 + H2O
Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L de
NH3, nas CNTP, sabendo que a reação tem rendimen-
to de 95%.
Resolução:
Primeiramente, devemos balancear a equação dada:
+ → +2 NH
3
2
O N 3 H O
3 2 2 2
A proporção entre NH3 e H2O é de 2 : 3. Portanto,
:
: x
M
:
V
2 mol NH
3
0,95 · 3 mol H
2
O
0,95 · 3 · 18 g2 · 22,4 L NH
3
56 L NH
3
x = 64,1 g H2O
1 PUC-Minas (Adapt.) O oxigênio pode ser obtido através da decomposição térmica do clorato de potássio (KClO3),
conforme a reação:
KClO3(s) → KCl(s) +
3
2
 O2(g)
Calcule o volume de oxigênio obtido, nas CNTP, pela decomposição de 24,5 g de clorato de potássio.
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