Cálculo estequiométrico - Casos especiais

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Química 
Prof. Arilson 
Aluno(a):________________________________________________
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Casos especiais de cálculo estequiométrico 
 
 Existem alguns casos especiais de estequiometria, que exigem 
alguns cuidados durante as operações matemáticas. Os principais são: 
➢ Rendimento 
➢ Grau de pureza 
➢ Reagente em excesso 
➢ Reações sucessivas 
 
Rendimento(R) 
 
 O rendimento de uma reação pode ser calculado da seguinte 
forma: 
 
R= 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑜𝑏𝑡𝑖𝑑𝑎
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑠𝑒𝑟𝑖𝑎 𝑜𝑏𝑡𝑖𝑑𝑎
 
 
 O rendimento é mais bem compreendido em termos 
porcentuais, calculado da seguinte forma: 
 
R% = R.100 
 
Ex: Uma massa de 160 kg de Fe2O3 reage com quantidade suficiente 
de carbono, formando 100 kg de ferro. Qual o rendimento da reação? 
Fe2O3 + 3C → 3CO + 2Fe 
De acordo com a proporção da equação temos: 
 
1 mol de Fe2O3---------- 2mol de Fe 
 ↓ ↓ 
160g de Fe2O3----------2.56g de Fe 
 ↓ ↓ 
160 kg de Fe2O3---------X kg de Fe 
 
X = 
160.2.56
160
 = 112 kg de Fe 
 
Agora, devemos fazer o cálculo do rendimento porcentual: 
 
(produzido teoricamente) 112 kg ------------100% 
(realmente produzido) 100 kg ------------X% 
 
X ≅ 89,3% 
 
Grau de pureza 
 
 A porcentagem da substância de interesse na massa total da 
amostra é denominada grau de pureza(p), que pode ser determinado 
por uma simples regra de três: 
 
Nos exercícios de estequiometria, as impurezas não devem 
ser consideradas nos cálculos matemáticos, ou seja, elas devem ser 
descontadas. 
 
Ex: Um químico quer obter 90L de CO2 nas CNTP, pela 
decomposição de um calcário com 80% de pureza de CaCO3. Qual é a 
massa de calcário que o químico necessita?Dados:Ca = 40u; C = 
12u;O = 16u. 
 
CaCO3(s) 
∆
→ CO2(g) + CaO(s) 
De acordo com a proporção da equação temos: 
 
1 mol de CaCO3---------- 1 mol de CO2 
 ↓ ↓ 
100 g de CaCO3----------22,4L de CO2 
 ↓ ↓ 
X g de CaCO3---------- 90 L de CO2 
 
X = 
90.100
22,4
 = 401,78g de CaCO3 
 
Como o grau de pureza do calcário é de 80%, devemos 
utilizar no início da reação uma quantidade maior de calcário, pois 
da quantidade inicial, apenas 80% é aproveitada, ou seja, forma o 
produto de interesse. Sendo assim, devemos efetuar a seguinte regra 
de três: 
 
401,78g ----------80% (quantidade inicial) 
 X -----------100% (quantidade total) 
 
X ≅ 502,22 g 
 
Reagente em excesso 
 
 Os reagentes em uma reação química nem sempre reagem na 
proporção em que são misturados. Se os reagentes são misturados em 
uma proporção não estequiométrica, um será consumido totalmente, 
sendo chamado de reagente limitante, o(s) outro(s) não reage (em) 
por completo, sendo chamado(s) de reagente(s) em excesso. A 
característica dos exercícios de estequiometria que envolvem excesso 
de reagente,é fornecer dados de dois ou mais reagentes.Nesses 
exercícios,o primeiro passo é encontrar o reagente limitante,pois, é ele 
que limita a quantidade de produto(s) formado(s).Portanto,todos os 
cálculos matemáticos deveram ser efetuados por meio do reagente 
limitante.Vamos considerar,então, o seguinte exemplo: 
 
Misturam-se 8g de gás hidrogênio com 80 g de gás 
oxigênio. Calcular a massa se água que se obtém ao ocorrer a reação. 
 
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) 
 
De acordo com a proporção da equação temos: 
 
1 mol de H2---------- 0,5mol de O2 
 ↓ ↓ 
2 g de H2-------------16g de O2 
 
 De acordo com a Lei de Proust a proporção entre as massas dos 
reagentes ou entre as massas dos produtos é constante. Sendo assim, 
podemos descobrir facilmente qual reagente está em excesso fazendo 
o seguinte cálculo: 
 
Os resultados diferentes, 128 e 160, indicam que um dos 
reagentes está em excesso, caso contrário os produtos seriam iguais. O 
resultado mais alto indica qual dos reagentes está em excesso, 
portanto, nesse caso temos um excesso de gás oxigênio. Agora que 
descobrimos quem está em excesso,realizamos os cálculos com o 
reagente limitante,que é o gás hidrogênio.Veja: 
 
Vamos,agora,determinar o excesso de gás oxigênio.De 
acordo com a proporção da equação temos: 
 
 
 
 
arilsonmartino@hotmail.com 2 
 
 
 
 Note que a quantidade necessária de gás oxigênio para 
consumir totalmente o gás hidrogênio, é bem menor que a 
quantidade que foi utilizada na reação, que foi de 80g. Sendo assim, 
temos um excesso de 16g de gás oxigênio,que não participa da reação. 
 
Reações sucessivas 
 
 Muitas substâncias são obtidas em processos industriais que 
possuem mais de uma etapa. Por exemplo, a produção de ácido 
sulfúrico a partir da pirita,um minério de ferro de fórmula FeS2,ocorre 
de acordo com as seguintes reações sucessivas: 
 
I) 4FeS2(s) + 11O2(g) → 2Fe2O3(s) + 8SO2(g) 
 
II) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
 
III) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l) 
 
 Como podemos calcular de forma rápida a massa de H2SO4 
produzida a partir de 30 kg de pirita?Para criar uma relação entre as 
quantidades de matéria de substâncias existentes nas reações 
sucessivas, é necessário que as equações químicas tenham uma 
substância em comum entre elas. No caso das reações I e II, a 
substância em comum é o SO2,e nas reações II e III, a substância em 
comum é o SO3.Nesse modelo de exercício devemos seguir os 
seguintes passos: 
 
1º passo: Balancear todas as equações individualmente; 
 
2º passo: As substâncias intermediárias (em comum) devem possuir 
coeficientes estequiométricos iguais nas reações, para serem 
canceladas. Se necessário,devemos multiplicar ou dividir uma ou 
outra equação por um número que leve ao cancelamento; 
3º passo: Somar algebricamente as equações cancelando as 
substâncias intermediárias, para obter a equação global do processo; 
 
4º passo: Realizar os cálculos com base na reação global. 
 
 No problema apresentado da pirita, primeiro devemos acertar os 
coeficientes das substâncias intermediárias, para que elas possam ser 
canceladas na soma algébrica. Multiplicando a reação II por quatro e a 
reação três por dois, temos: 
 
 Agora podemos utilizar a equação global para determinar a 
massa de ácido sulfúrico obtida a parti de 30 kg de pirita. Observe: 
 
 
X= 
30.8.98
4.120
= 49 𝑘𝑔 de H2SO4 
 
 
 
 
Exercício resolvido 
 
(UFG GO) O sulfeto de sódio é um produto bastante utilizado na 
indústria metalúrgica. Um dos métodos de fabricação dessa substância 
envolve a saturação de uma solução de hidróxido de sódio com sulfeto 
de hidrogênio, conforme as reações 1 e 2 apresentadas a seguir: 
H2S(g) + NaOH(aq) 
→
 NaHS(aq) + H2O(l) (Reação 1) 
NaHS(aq) + NaOH(aq) 
→
 Na2S(s) + H2O(l) (Reação 2) 
A partir das reações apresentadas, 
a)indique qual o método de separação deve ser utilizado para obtenção 
do sulfeto de sódio. 
b)determine a quantidade (em gramas) de sulfeto de sódio que será 
produzido ao se utilizar 17 g de sulfeto de hidrogênio. Considere o 
rendimento da reação 1 igual a 70%. 
 
Gabarito 
 
05)a)O método de separação indicado é a filtração. 
b)De acordo com a estequiometria da reação 1, tem-se que 34 g de 
H2S formam 56 g de NaHS. Ao se utilizar 17 g de H2S serão obtidos 
28 g de NaHS. 
 
34 g de H2S ----------- 56 g de NaHS 
17 g de H2S –-------- x de NaHS 
 
Logo, x = 28 g de NaHS. 
 
Considerando-se um rendimento de 70% na reação 1, conclui-se que a 
massa produzida de NaHS será de 19,6 g, conforme os cálculos 
demonstrados abaixo. 
 
28 g de NaHS –---------- 100% 
x g deNaHS –----------- 70% 
x = 19,6 g de NaHS 
 
A partir do rendimento apresentado na reação 1, a massa produzida de 
NaHS foi de apenas 19,6 g. Na reação 2, a relação estequiométrica 
mostra que a partir de 56 g de NaHS serãoformadas 78 g de Na2S. 
Logo, a massa de Na2S que será formada é igual a 27,3 g, conforme 
cálculos descritos a seguir 
 
56 g de NaHS -------- 78 g de Na2S 
19,6 g de NaHS -------- x g de Na2S 
x = 27,3 g.