estequiometria pureza rendimento

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20 – ESTEQUIOMETRIA – RENDIMENTO - PUREZA
I – Introdução.
A estequiometria que é amplamente utilizada na industria química, nada mais é que a 
aplicação numérica das Leis Ponderais e da Hipótese de Avogadro em processos 
práticos. 
Para evitarmos erro durante a aplicação de cálculos estequiométricos, devemos ser 
metódicos e saber analisar seus casos particulares com calma e naturalidade, pois todos 
são de grande valia para o bem estar social. 
Para executarmos um cálculo estequiométrico de forma precisa devemos adotar 
alguns procedimentos, como:
1 – observar se a equação está balanceada, caso não esteja proceder ao acerto de seus 
coeficientes.
2 – observar a relação molar entre reagentes e produtos, para tanto, basta observarmos 
os coeficientes da reação balanceada.
3 – identificar as substâncias envolvidas no cálculo através do enunciado e estabelecer 
uma regra de três entre os dados fornecidos.
Nessa aula estudaremos alguns casos particulares de calculo estequiométrico, são 
eles: calculo com rendimento, calculo com grau de pureza e calculo com reagente em 
excesso.
II - Calculo estequiométrico com percentual de rendimento.
As reações químicas envolvem de forma direta ou indireta percentuais de 
rendimento. Por vezes esperasse pela teoria obter uma determinada quantidade de 
produtos, porém no processo experimental essa quantidade não é obtida. Esse fenômeno 
é bastante comum, já que na teoria não são previstas as perdas ocorridas em processos 
industriais. Dessa forma pode-se dizer que quando obtemos valores práticos ou 
experimentais iguais aos teóricos a reação teve um rendimento igual a 100%, caso 
contrário efetuamos uma regra de três para determinar o rendimento da reação de acordo 
com:
Valor teórico-----------------100%
Valor experimental---------- x (%) – rendimento da reação.
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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
 100g------136g
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 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.
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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) + 2Br2(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) + 2Br2(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:
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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
05. O H2S reage com o SO2 segundo a reação:
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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
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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.
e) após o termino da reação, serão formados 8 litros de NH3.
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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
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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