Tema 2 - (livro p 29) Reações Quimicas - Fernando Nobre

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QUÍMICA GERAL II 29
INTRODUÇÃO
Na primeira unidade, estudamos a reação química, a maneira de 
representar a reação química através da equação química, que deve 
informar as substâncias envolvidas, seus estados físicos, as quantidades de 
cada substância e as condições em que a reação ocorre. Devido ao grande 
número de reações, organizamos o estudo em tipos principais de reações 
químicas para facilitar nosso entendimento. 
CONCEITOS E DEFINIÇÕES
A Química é uma ciência; logo seu estudo e seu desenvolvimento devem 
ser feitos através do método apropriado, o método cientifico.
O método científico é a metodologia de estudo e pesquisa dos fenômenos 
da natureza, visando obter o conhecimento de forma organizada e sistemática.
O método é realizado em etapas:
•	 Observação do fenômeno;
•	 Experiências e medidas;
•	 Leis experimentais;
•	 Hipóteses sobre o fenômeno;
•	 Teoria e modelos matemáticos.
As três primeiras etapas podem ser concluídas por meio de um 
raciocínio indutivo. As duas últimas por meio de raciocínio dedutivo. 
Quando não podemos estabelecer um modelo para o fenômeno, ficamos 
com a lei experimental.
ESTUDO DAS LEIS EXPERIMENTAIS ENVOLVENDO 
MASSAS E VOLUMES
A. LEIS DAS MASSAS
1) Lei da conservação da massa (Lavoisier – 1789): em uma reação 
química realizada em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é 
sempre igual à soma das massas dos produtos. 
Ex: A + B C + D podemos dizer que:
mA + mB = mC + mD
(A transformação de massa em energia prevista por Albert Einstein não 
deve ser considerada em nosso estudo atual).
2) Lei das proporções constantes ou definidas (Proust – 1801): uma 
determinada substância é sempre formada pelos mesmos elementos químicos 
combinados na mesma proporção em massa, independente do processo de 
obtenção.
Ex: A + B AB, em três experiências:
Na 1ª, temos mA + mB = m AB
Na 2ª, temos m’A + m’B = m’AB
Na 3ª, temos m’’A + m’’B = m’’AB
O resultado experimental mostra que podemos fazer: mA/mB = m’A/
m’B = m’’A/m’’B.
Antoine Laurent Lavoisier 
(1743 – 1794), cientista 
francês que estudou a 
combustão e a conserva-
ção da matéria em rea-
ções químicas.
Louis Joseph Proust (1754 
– 1826), cientista francês 
que estudou a compo-
sição das misturas e das 
substâncias, estabelecen-
do a lei das proporções 
fixas nas substâncias.
30 QUÍMICA GERAL II
3) Lei das proporções múltiplas (Dalton – 1803): quando dois elementos 
químicos se combinam e formam diversas substâncias fixando–se a massa de 
um deles, as massas do outro elemento variam numa proporção de números 
inteiros e pequenos.
Ex: O oxigênio e o nitrogênio se combinam formando várias substâncias.
Sejam os resultados experimentais abaixo
0,21g de nitrogênio + 0,12g de oxigênio forma o óxido I; 
0,70g de nitrogênio + 0,80g de oxigênio forma o óxido II; 
0,28g de nitrogênio + 0,64g de oxigênio forma o óxido III.
Verifique se os dados estão de acordo com a lei de Dalton.
Solução: 
Fixando a massa de 0,21g de nitrogênio, as massas de oxigênio serão:
No óxido I, 0,12g de oxigênio;
No óxido II, usando a lei das proporções definidas, 0,70g de nitrogênio 
para 0,80g de oxigênio, 0,21g de nitrogênio para X1 g de oxigênio.
Resolvendo, temos X1 = 0,24g de oxigênio.
No óxido III, usando a lei das proporções definidas, 0,28g de nitrogênio 
para 0,64g de oxigênio, 0,21g de nitrogênio para X2 de oxigênio. 
Resolvendo, temos: X2 = 0,48g de oxigênio. 
As massas do oxigênio podem formar uma proporção de números 
inteiros e pequenos, fazendo: 0,12g; 0,24g e 0,48g proporcionais a 1, 2 e 4.
Antecipando nosso estudo, podemos aproveitar os dados para achar a 
fórmula mínima de cada óxido. 
Calculando o número de mols n de cada elemento, onde n = m/MM, temos:
Óxido I: N 0,21g/14g = 0,0150; O 0,12g/16g = 0,0075, 
que são proporcionais a 2 e 1; logo a fórmula mínima = (N2O)x;
Óxido II: N 0,70g/14g = 0,050; O 0,80g/16g = 0,050; que 
são proporcionais a 1 e 1; logo a fórmula mínima = (NO)x;
Óxido III: N 0,28g/14g = 0,020; O 0,64g/16g = 0,040, 
que são proporcionais a 1 e 2; logo a fórmula mínima = (NO2)x
Dividindo a fórmula do óxido I por 2, ficamos com a seguinte 
proporção de N/O:
Óxido I, 1 de N com ½ de O;
Óxido II, 1 de N com 1 de O;
Óxido III 1 de N com 2 de O.
Como ½; 1 e 2 são proporcionais a 1, 2 e 4, podemos concluir que há 
uma proporcionalidade direta entre as massas e o número de átomos. 
EXERCÍCIO COMPLEMENTAR
Verifique a combinação do carbono e do oxigênio que forma o CO e o 
CO2, utilizando as seguintes massas: CO, 0,30g de C com 0,40g de O; CO2, 
0,24g de C com 0,64g de O.
Responda: A combinação está de acordo com a lei das proporções múltiplas?
4) Lei das proporções recíprocas (Richter – 1792): quando uma massa 
fixa de um dado elemento químico reage com outros elementos químicos para 
formar diversas substâncias, se esses últimos elementos químicos reagirem 
entre si, eles o farão na mesma proporção de massas ou numa proporção 
formada por múltiplos ou submúltiplos dos valores iniciais.
John Dalton (1766 – 
1844), cientista inglês que 
estudou a meteorologia, 
a matéria e o átomo. É o 
fundador da teoria atômi-
ca com sua obra publica-
da, em 1808, chamada “A 
new system of chemical 
philosophy”.
QUÍMICA GERAL II 31
Seja a massa fixa mA do elemento A, que reage com mB do elemento B e 
com mC do elemento C, quando B for reagir com C, a relação de massas de B e 
C será m’B/m’C = (mB x p) / (mC x q), onde p e q são números inteiros e pequenos.
Com a lei das proporções recíprocas, surge o conceito da massa 
equivalente ou equivalente grama, como sendo a massa do elemento que se 
combina com os outros elementos. No debate sobre o elemento central e que 
massa fixa seria usada para definir as massas equivalentes, prevaleceu o oxigênio, 
por ser o elemento que se combina com o maior número de outros elementos.
Para manter o hidrogênio como sendo a massa unitária, e sabendo que 
o hidrogênio se combina com o oxigênio, na proporção de 2 para 1, dividindo 
as massas por dois, fica 1 de hidrogênio para ½ de oxigênio, ou seja, 1g para 
8g; logo a massa fixa ficou em 8g de oxigênio.
A leidasproporçõesmúltiplasmostrouqueoselementosquímicospossuem 
vários modos de combinação; logo possuem várias massas equivalentes, tendo 
o equivalente grama perdido sua importância face ao mol ou massa molar, que 
passou a ser considerado a unidade de substância ou matéria.
1º Exemplo:
Uma massa fixa de um grama de oxigênio se combina com 1,0021g de 
enxofre e forma o SO2, combina-se com 2,5050g de cálcio e forma o CaO. 
Quando o Ca se combina com o S, o faz na proporção de massa de 2,5050g 
para 2,0041g.
Verifique a lei das proporções recíprocas.
Solução:
Aplicando a fórmula m’Ca/m’S = (mCax p)/(mSxq), temos: 2,5050g/2,0041g 
= (2,5050g x p)/(1,0021g x q).
Calculando p e q fica p = 1 e q = 2.
O cálculo mostra a variação da massa equivalente e, em consequência, 
a variação de valência ou número de oxidação (NOX). É fácil observar que no 
CaS o NOX do S é dois; e no SO2, o NOX do S é quatro.
2º Exemplo:
Uma massa de 0,30g de C se combina com 0,10g de H, formando o 
CH4, uma massa de 0,03g de C se combina com 0,16g de S, formando o CS2, 
uma massa de 0,06g de H se combina com 0,96g de S, formando o H2S.
Verifique a lei das proporções recíprocas e a variação do NOX.
Solução:
Primeiro devemos fixar uma massa, conforme o enunciado da lei.
Fixando a massa de 0,30g de C, temos para o CH4 a massa de 0,10g de H.
Usando a lei das proporções fixas para o CS2, temos 0,03g de C, que se 
combina com 0,16g de S; logo 0,3g de C se combina com 1,6g de S.
Aplicando a fórmula m’H / m’S = (mH x p) / (mSxq), temos: 0,06g / 0,96g 
= (0,10g x p) / (1,6g x q), e, como resultado, p = 0,6 e q = 0,6.
Como p = q, a proporção é a mesma que se combinou com a massa fixa 
de 0,30g de C, o que evidencia que não ocorreu variação de NOX ou valência.
3º Exemplo:
Uma massa fixa de 7g de Fe reage com 4g de S e forma o FeS, reage com 
2g de O e forma o FeO. 8g de S reage com 12g de O e forma o SO3.
Verifique a lei das proporçõesrecíprocas e a variação de NOX.
32 QUÍMICA GERAL II
Solução:
Aplicando a fórmula m’O/m’S = (mO x p)/(mS x q), temos: 12g/8g = (2g 
x p)/(4g x q). Calculando p e q, temos p = 6 e q = 2, o que evidencia a 
mudança do NOX do S, que era 2 no FeS e passou para 6 no SO3.
B. LEIS VOLUMÉTRICAS
1) Lei dos volumes gasosos de combinação (Gay Lussac – 1808) - 
os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos na 
mesma temperatura e pressão, guardam entre si uma relação constante de 
números inteiros e pequenos.
Exemplo: hidrogênio + cloro gás clorídrico, 
 1 volume 1 volume = 2 volumes.
No mesmo ano, Dalton publicou sua teoria atômica baseada em 
massas, e não em volumes. A crença na época era que os gases eram 
monoatômicos. Como então justificar que 1 átomo de H, reagindo com 
1 átomo de Cl, produza dois átomos de gás clorídrico? A conciliação veio 
com a segunda lei dos volumes gasosos.
2) Lei de Avogadro dos volumes gasosos (Amedeo Avogadro – 
1811) – os volumes iguais de gases diferentes, na mesma temperatura e 
pressão, contêm o mesmo número de partículas.
Pela lei de Avogadro, os dois volumes de gás clorídrico obtidos deveriam 
corresponder a duas partículas de gás. Para conciliar os resultados, surgiu 
a hipótese de Avogadro de que o hidrogênio não era monoatômico, e sim 
formado por dois átomos em forma de molécula (molécula = pequena massa), 
sendo o conceito de molécula estendido para todas as substâncias.
A nova combinação ficou: H2 (g) + Cl2 (g) 2.HCl (g)
Com as leis experimentais e a teoria atômica de Dalton, foi possível 
estabelecer um diagrama com a primeira estrutura científica da matéria.
ORGANIZAÇÃO DA MATÉRIA
A mistura submetida a determinadas operações unitárias, tais como 
a filtração, a destilação e outras, pode ser separada em suas substâncias 
puras constituintes, que poderão ser um elemento químico, uma substância 
simples ou uma substância composta.
QUÍMICA GERAL II 33
Vamos iniciar o estudo pelo elemento químico. Neste caso, a matéria é 
monoatômica. Devemos aproveitar a ocasião para estudar o átomo, associado 
a um elemento químico, mesmo que ele não forme individualmente a matéria.
I. DADOS SOBRE O ELEMENTO QUÍMICO
A) SIMBOLOGIA:
Cada elemento químico é representado por um símbolo, de 
acordo com a International Union of Pure and Applied Chemistry (União 
Internacional de Química Pura e Aplicada) – IUPAC, obedecendo às regras 
criadas, em 1814, por Berzellius.
1) O símbolo do elemento deve ser a primeira letra do seu nome em 
forma de maiúscula. Ex: carbono = C.
2) No caso de elementos que tenham o nome começando pela mesma 
letra, ao elemento que foi descoberto mais recente, será acrescentada uma 
outra letra do nome em forma de minúscula. Ex: cálcio = Ca.
3) Alguns elementos podem ter o símbolo derivado do seu nome em 
latim. Ex: sódio = Natrium = Na.
B) EXISTÊNCIA:
Temos 88 elementos naturais e 23 artificiais. Considerando todo o 
planeta, o mais abundante é o ferro, em seguida o oxigênio, o silício, o 
magnésio, o níquel e outros.
C) CLASSIFICAÇÃO:
Os elementos químicos foram classificados em metais, não metais, 
semimetais e gases inertes. O critério tomou por base a condutividade e a 
reatividade dos elementos químicos.
D) MASSA ATÔMICA:
Com as leis ponderais, foi possível estabelecer uma sequência de 
números proporcionais às massas trabalhadas nos experimentos. Inicialmente 
foi fixada como massa unitária a do hidrogênio. Com a descoberta dos isótopos, 
o número fixado para referência foi o número 12, considerada a massa do 
isótopo mais abundante do carbono; logo a nova unidade passou a ser 1/12 da 
massa do carbono. A massa atômica é um número adimensional.
E) MOL DO ELEMENTO QUÍMICO:
É o número que expressa a massa atômica com a unidade de massa 
grama. Ex: carbono: 1 mol = 12 g.
Obs: O mol é também conhecido como massa molar, com representação MM.
F) NÚMERO DE MOLS DO ELEMENTO QUÍMICO (N):
É calculado com a massa utilizada dividida pelo mol do elemento. Ex: 
n = m/mol ou n = m/(MM).
34 QUÍMICA GERAL II
G) NÚMERO DE AVOGRADO:
É o número de átomos do elemento químico contido em um mol 
do elemento. A determinação experimental do número de Avogadro, 
foi feita de acordo com a tecnologia de cada época: análise de lâminas, 
movimento Browniano, eletrólise, condutividade elétrica dos gases e, 
modernamente, o uso da difração de raios X. O valor usado é de 6,0235 
x 1023 átomos em um mol.
H) DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DA MASSA ATÔMICA:
Além da comprovação através das leis ponderais, novos métodos 
experimentais foram adotados:
Para elementos sólidos: (massa atômica) x calor específico = 6,4 
(conhecida como lei experimental de Dulong e Petit);
Para elementos gasosos ou líquidos voláteis, usa-se a equação dos 
gases ideais, onde MM = (m x R x T) / (p x V). MM é o mol, a massa atômica 
ou a massa molar.
DETERMINAÇÃO DA UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U):
Com o número de Avogadro, podemos calcular a massa tomada como 
unidade de massa atômica (u.m.a. ou simplesmente u).
Cálculo: Inicialmente, usamos a massa de um mol de carbono e 
calculamos a massa de um átomo de carbono, fazendo 12g/ (6,02 x 1023) = 
1,99 x 10-23 g; então u será igual à massa do átomo de carbono dividida por 12, 
u = (1,99 x 10-23 g)/12 = 1,66 x 10-24 g.
II. DADOS SOBRE AS SUBSTÂNCIAS SIMPLES E COMPOSTAS
A) SIMBOLOGIA:
Cada substância é representada pelos elementos químicos constituintes, 
utilizando índices aos símbolos dos elementos constantes de números 
inteiros proporcionais aos números de átomos que formam a substância. Essa 
representação é chamada de fórmula química.
B) MASSA MOLECULAR:
É a soma das massas atômicas dos elementos constituintes da substância, 
levando em conta o número de átomos indicados pelos seus índices. Ex: H2SO4, 
massa molecular = 1x2 +32x1 + 16x4= 2+32+64= 98.
C) MOL OU MASSA MOLAR DA SUBSTÂNCIA:
É a massa em gramas de uma substância cujo valor numérico é 
igual ao de sua massa molecular. No caso do ácido sulfúrico, a massa 
molar é igual a 98g.
QUÍMICA GERAL II 35
D) NÚMERO DE MOLS DA SUBSTÂNCIA (N):
É a massa da substância dividida pela massa molar da substância. Ex: 
n = m/(MM). Conhecido o número de mols, podemos calcular a massa 
fazendo m = n x MM.
E) FÓRMULAS DAS SUBSTÂNCIAS:
A fórmula química é determinada pela sequência explicada no 
diagrama a seguir:
No laboratório, procedemos a análise química da substância e encontramos 
a composição percentual dos seus elementos. Com essa composição, podemos 
montar a fórmula mínima. Resta determinar experimentalmente a massa molar 
da substância, por métodos já descritos para a massa atômica. Com a massa 
molar, podemos calcular a fórmula química, que é o nosso objetivo.
1º Exemplo: 
Calcule a fórmula química da substância que apresentou a seguinte 
análise química: 20,2% de ferro; 11,5% de enxofre; 23,0% de oxigênio; e 45,3% 
de água de cristalização. A massa molar foi determinada como sendo 278g.
Solução: 
Inicialmente, vamos calcular a fórmula mínima encontrando o número 
de mols de cada elemento químico na fórmula mínima. Em estudos posteriores, 
vamos abordar a posição dos elementos na fórmula química.
Fe n=m/mol = 20,2g/56g = 0,36;
S n=m/mol = 11,5g/32g = 0,36;
O n=m/mol = 23,0g/16g = 1,437;
H2O n=m/mol = 45,3g/18g = 2,5167.
Dividindo todos por 0,36, ficamos com a seguinte sequência de números 
1, 1, 4, 7; logo a fórmula mínima será (FeSO4. 7H2O)x. 
O x pode ser calculado usando-se a relação x = massa molar da fórmula 
química / massa molar da fórmula mínima, donde x = 278g/278g = 1.
A fórmula química é FeSO4. 7H2O.
2º Exemplo:
A análise química de 3,7g de uma substância resultou em 1,8g de 
carbono, 0,3g de hidrogênio e 1,6g de oxigênio. A massa molar foi determinada 
como 148g. Calcule a fórmula química.
Solução:
Cálculo do número de mols de cada elemento:
C n = m/MM = 1,8g/12g = 0,15
H n = m/MM = 0,3g/1g = 0,30
O n = m/MM = 1,6g/16g = 0,10
Dividindo por 0,10 fica 1,5: 3: 1, multiplicando-se por2, temos 3: 6: 2. A 
fórmula mínima fica (C3H6O2) x. O x pode ser calculado através da fórmula: x
= massa molar fórmula química / massa molar fórmula mínima. = 148/74 = 2. 
A fórmula química é (C3H6O2)2 = C6H12O4.
36 QUÍMICA GERAL II
Com a descoberta dos isômeros, a fórmula química por si só não 
esclarece qual é a substância. Atualmente, a análise instrumental é utilizada 
para esclarecer a fórmula estrutural. Uma mesma fórmula química pode 
indicar varias substâncias.
III. CÁLCULO DO VOLUME MOLAR
Cálculo do volume molar é o volume ocupado por um mol ou pela 
massa molar da substância. Em geral, ele é calculado nas condições normais 
de temperatura e pressão – CNTP, onde a pressão é igual a uma atmosfera 
e a temperatura igual a zero grau centígrados.
IV. CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO OU CÁLCULO COM A 
EQUAÇÃO QUÍMICA
Cálculo estequiométrico ou cálculo com a equação química é o 
cálculo das quantidades de reagentes ou produtos que participam de uma 
reação química, usando a equação química. O cálculo estequiométrico 
envolve a parte principal de uma indústria que utiliza um processo 
químico para obter um determinado produto. Como muitas reações são 
realizadas em solução aquosa, devemos antecipar parte do estudo de 
solução e suas concentrações.
Solução é uma mistura homogênea (mistura com uma única fase). 
A solução binária tem dois componentes. O componente que está 
em maior quantidade é chamado solvente, e o que está em menor 
quantidade é chamado soluto. A solução aquosa é aquela em que o 
solvente é a água. Para que a solução seja homogênea, o soluto tem o 
tamanho de suas partículas limitado entre 0 e 1nm (1nm = 10-9m). Tudo 
que for referente ao soluto, leva índice 1, e tudo que for referente ao 
solvente, leva índice 2. 
Com essas definições, podemos entender a maneira de 
expressar a concentração de uma solução uma vez que ela expressa 
na realidade sua composição. Como o soluto é o nosso reagente, 
devemos ter condições de determinar sua quantidade, conhecendo o 
volume utilizado de solução.
Concentração simples (C) é a relação entre a massa do soluto e o 
volume da solução em litros: C = m1/V (L);
Concentração molar (M) é a relação entre o número de mols 
do soluto e o volume da solução em litros M = n1 / V(L). Como o 
número de mols é igual à massa dividida pela massa molar, podemos 
fazer n1 = m1/MM1, e substituir na definição da concentração molar, 
resultando: M = m1/[MM1 x V(L)];
Concentração percentual (%) é a relação entre a massa do soluto 
e a massa total da solução multiplicada por 100: % = (m1/mT) x 100;
Concentração em fração molar (x) é a relação entre o número de 
mols do soluto e o número de mols total da solução: x1 = n1/nT;
Densidade da solução (d) é a relação entre a massa da solução 
e o volume ocupado por essa massa de solução. A densidade é, em 
geral, expressa em g por cm³: d = m/V. A densidade é determinada 
em laboratório através do densímetro.
QUÍMICA GERAL II 37
RECOMENDAÇÕES NO USO DA EQUAÇÃO QUÍMICA
1) Em processos industriais, os reagentes não são 100% puros: os 
reagentes utilizados em indústrias são chamados de matéria prima e, de 
modo geral, não são 100% puros. Para correção, utilizamos uma análise 
laboratorial onde o percentual de pureza é determinado e o cálculo da 
correção é feito através de uma regra de três simples.
Ex: Uma indústria usa calcário cujo grau de pureza foi determinado como 
sendo 95%. Quanto de matéria prima deve colocar para obter 100g de CaBr2?
É dada a equação química já balanceada, onde calculamos as massas:
Calculando fica X = (100 x 100,09) / 199,88 = 50,075g. Necessitamos 
de 50,075 g de carbonato de cálcio puro para obter 100g de brometo de 
cálcio. Como a matéria prima tem grau de pureza de 95%, vamos usar uma 
regra de três simples para calcular a quantidade necessária.
100% X
95% 50,075g
Podemos fazer: X = (100 x 50,075) / 95. Efetuando, temos X = 52,71g. 
Devemos colocar 52,71g de matéria prima.
2) Quando um dos reagentes é limitante da reação: o reagente 
limitante é aquele que está em menor quantidade. O uso do reagente limitante 
visa atingir os seguintes objetivos:
a) economizar o reagente de maior custo, uma vez que esse reagente é 
totalmente consumido na reação;
b) visualizar o final da reação;
c) limitar a formação do produto.
Ex: Na obtenção do nitrato de prata, usamos prata e ácido nítrico. Para 
garantir que não haja desperdício de prata, colocamos maior quantidade 
de ácido que a necessária, fazendo da prata o reagente limitante. Pede–
se calcular a quantidade de nitrato de prata obtida teoricamente, quando 
usamos 0,5g de Ag com 50 mL de solução 2M de HNO3. É dada a equação 
química já balanceada onde calculamos as massas das substâncias, logo 
abaixo das fórmulas químicas:
Visando fixar conhecimentos adquiridos, vamos confirmar a lei da 
conservação da matéria. Para tanto, vamos somar as massas dos reagentes e 
verificar se essa soma é igual à soma das massas dos produtos: reagentes = 324 
+ 252 = 576; produtos = 510 + 30 + 36= 576, o que confirma a lei.
38 QUÍMICA GERAL II
A proporção de combinação da prata com o ácido nítrico dada pela 
natureza é de 324g para 252g; logo devemos verificar em que proporção estão 
as quantidades colocadas.
324 252
0,5 X
Calculando X, fazemos: X = (0,5 x 252)/324, e o valor de X = 0,4.
A massa de 0,4g de ácido nítrico é a massa necessária para reagir 
com 0,5g de prata.
Devemos calcular a massa colocada de ácido nítrico. Como ele está em solução, 
vamos usar a fórmula da concentração molar para obter a massa do soluto, que é o 
ácido. M = m1 /[MM1 x V(L)] ou de outra forma: m1 = M x [MM1 x V(L)]. Substituindo 
os valores, fica: m1 = 2 x 63 x 0,05 = 6,3g, assim, comprovamos que a quantidade 
adicionadadeácidonítricoémaiorqueanecessária; logoaprataéo reagente limitante.
Sendo a prata o reagente limitante, o produto vai depender de sua massa, 
pois quando a prata acaba, a reação termina. Vamos fazer uma regra de três simples, 
usando a relação da prata com o nitrato de prata para calcular a quantidade produzida 
de nitrato de prata.
324 510
0,5 X 
Calculando X, fazemos: X = (0,5 x 510) / 324, e o valor de X = 0,78.
A massa de 0,78g de nitrato de prata é a massa teoricamente obtida.
3) As reações possuem rendimento menor que 100%: as reações químicas 
produzem quantidades menores do que a esperada pela proporção fornecida na 
equação química. Tal fato não contraria a lei da conservação da matéria, pois a 
massa final é igual à massa inicial. O rendimento é menor que 100% por vários 
motivos. Entre eles, os principais são:
a) a reação é reversível e não se completa, pois os produtos reagem entre si 
e voltam a produzir os reagentes. Neste caso, o rendimento é muito baixo, sendo 
um bom indicativo para a conclusão de que a reação é reversível;
b) o afastamento das condições da reação seja na temperatura ou na pressão;
c) o aumento de vazão dos produtos, impedindo que os reagentes fiquem o tempo 
de permanência necessário no reator estabelecido pela cinética da reação;
d) a perda de massa dos reagentes ou produtos por vazamentos;
e) os erros de pesagens ou medidas.
O cálculo do rendimento pode ser feito usando a relação de massas, a relação 
de volumes (caso de gases) ou a relação de número de mols. No caso, essa relação 
é entre a grandeza produzida e a grandeza teoricamente esperada pela equação 
química.
Seja R o rendimento percentual, então podemos usar a fórmula:
R = (massa observada / massa teórica) x 100;
R = (número de mols observados / número de mols teóricos) x 100;
R = (volume observado / volume teórico) x 100.
Ex:Areaçãodonitrogêniocomohidrogênioproduzogásamoníaco.Colocamos 
8,4g de nitrogênio para reagir com a quantidade em excesso de hidrogênio, sendo 
observada a produção de 5,1g de gás amoníaco. Calcule o rendimento.
É dada a equação química já balanceada e as massas estequiométricas, 
calculadas pela fórmula m = n x MM
N2 (g) + 3 H2 (g) NH3 (g)
 28g 6g 34g
QUÍMICA GERAL II 39
Já sabemosque o limitante é o nitrogênio, pois o hidrogênio está em 
excesso. Vamos usar a massa de nitrogênio para calcular a massa teórica do 
gás amoníaco:
28 34
8,4 X
Calculando X, fazemos: X = (8,4 x 34) / 28, e o valor de X = 10,2g.
Essa é a massa que teoricamente deveríamos obter; logo o rendimento é:
R = (5,1g / 10,2g) x 100 = 50%.
Como o rendimento é muito baixo, podemos dizer que a reação é 
reversível e que está em equilíbrio químico. Na equação, devemos usar seta 
dupla, indicando que os produtos reagem revertendo o sentido da reação, 
conforme já foi estudado na primeira unidade.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Verifique seu entendimento do assunto com os exercícios apresentados 
e resolva os que agora são propostos:
EXERCÍCIO 01: Seja uma peça de zinco com massa de 2,0 g colocada 
em 10 mL de solução aquosa 2M de AgNO3. A reação química é de troca 
simples, cuja equação química balanceada está representada a seguir:
Zn (s) + 2AgNO3 (aq) 2 Ag (s) + Zn(NO3)2 (aq)
Calcule e verifique:
a) a existência de reagente limitante;
b) a quantidade de prata produzida. 
Solução: Vamos usar a equação química para os cálculos necessários.
Calculando X, temos X = (2,0 x 340)/65,4 = 10,39g, que é a massa 
necessária de nitrato de prata para reagir com 2,0g de zinco.
Vamos calcular a massa colocada em forma de solução em que o 
soluto é o nosso reagente. No caso, o nitrato de prata. Usando a fórmula da 
concentração molar, temos M = m1/[MM1 x V(L)].
Como queremos a massa do soluto (m1), fazemos: m1 = M x MM1 x V 
(L) = 2 x 170 x 0,01 = 3,4g.
a) Verifica-se que necessitávamos de 10,39g de nitrato de prata e colocamos 
apenas 3,4g; logo vai faltar nitrato de prata, sendo esse o reagente limitante;
b)Comooreagente limitanteestáemmenorquantidadedoqueanecessária, 
ele é que serve de base para o cálculo dos produtos. Usando a equação química, 
temos a proporção entre o reagente e o produto. Podemos então fazer:
340g — 216g;
3,4g — X;
X = (3,4 x 216) / 340 = 2,16g, que é a quantidade de prata produzida.
40 QUÍMICA GERAL II
EXERCÍCIO 02: O metanol pode ser obtido pela reação do monóxido de 
carbono com o hidrogênio, conforme reação química cuja equação química 
balanceada é dada:
CO (g) + 2H2 (g) CH3OH (l);
Colocamos 356 g de CO para reagir com 65,0g de H2 e ocorreu a 
produção de 332g de metanol.
Calcule e verifique:
a) a existência de reagente limitante;
b) o rendimento da reação.
Solução: Vamos usar a equação química balanceada para realizar os 
cálculos químicos:
CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (l)
 28 g 4g 32g
 356g X
X = (356 x 4)/28 = 50,86g, que é a massa necessária de hidrogênio para 
reagir com 356g de monóxido de carbono. Colocamos 65,0g de hidrogênio; 
logo sobra hidrogênio e falta monóxido de carbono.
a) Como falta CO, podemos dizer que ele é o reagente limitante;
b) Identificado o reagente limitante, podemos verificar o rendimento 
com os dados fornecidos.
Usando a equação química, tiramos a proporção teórica entre o CO e o CH3OH: 
28g 2g;
356g X;
Calculando X, temos X = (356 x 32)/28 = 406,86g, que é a massa teórica 
de metanol. Como a massa obtida foi 332g, o rendimento percentual é então 
calculado: R = (332g/406,86g) x 100 = 81,6%.
EXERCÍCIO 03: Colocamos 0,8 g de sulfito de sódio sólido para reagir 
com 10 mL de HCl 3,0 M e obtivemos 100 mL de SO2 na pressão de 1 atm e 
temperatura de 25° C.
Calcule e verifique:
a) o cálculo da existência de reagente limitante;
b) o rendimento da reação.
A equação química balanceada é dada:
Na2SO3 (s) + 2 HCl (aq) 2 NaCl (aq) + H2O (l) + SO2 (g);
Solução: Este exercício envolve o cálculo do rendimento através do 
volume gasoso. Como a pressão é baixa, podemos considerar o gás como gás 
ideal e aplicar a equação dos gases ideais, que é: pV = nRT.
Usando a equação, temos as massas teóricas envolvidas na reação:
QUÍMICA GERAL II 41
X = (0,8 x 73)/126 = 0,46g, que é a massa de HCl necessária para reagir 
com 0,8g de sulfito de sódio. Vamos calcular a massa colocada.
Como o HCl foi adicionado em forma de solução, vamos usar a fórmula 
da concentração molar para calcular a quantidade de soluto adicionada.
M = m1/[MM1 x V(L)]; a massa do soluto será m1 = M x MM1 x V(L).
Substituindo os valores, fica: m1 = 3 x 36,5 x 0,01 = 1,095g.
a) Pelos cálculos, verificamos que a massa necessária de HCl é de 0,46g.
Foi colocado para reagir 1,095g; logo sobra HCl e falta Na2SO3. O 
reagente limitante, então, é o sulfito de sódio;
b) Para o cálculo do rendimento, devemos antes escolher o caminho 
mais fácil, seja pelo cálculo da massa teórica e do volume teórico, sendo o 
rendimento calculado pela relação dos volumes, seja pelo cálculo da massa 
teórica e da massa observada, sendo o rendimento calculado pela relação 
entre as massas. Como já temos o volume observado, vamos calcular o 
volume teórico, usando a equação química.
Para calcular o volume teórico, devemos antes calcular a massa 
teórica. Como o sulfito de sódio é o reagente limitante, ele será usado para 
cálculo dos produtos.
A massa teórica de SO2 será:
126g 64g;
0,8g X;
Calculando X, temos: X = (0,8 x 64)/126 = 0,406g, que é a massa 
teórica de SO2.
Com a massa teórica, podemos calcular o volume teórico.
Antes, devemos calcular o número de mols teórico: n = m / MM = 
0,406/64 = 0,00634. 
Aplicando na equação dos gases ideais, temos:
pV = nRT ou V = (nRT)/p = (0,00634 x 0,082 x 298)/1 = 0,155 
litros ou 155 mL.
O rendimento será: R = (V obtido/V teórico) x 100 = (100/155) x 100 = 64,5 %.
1º exercício:
Um engenheiro mecânico analisa a combustão de um automóvel que 
queima octano como combustível. A equação química balanceada é dada como:
2 C8H18 (L) + 25 O2 (g) 16 CO2 (g) + 18 H2O (L). 
Supondo que a injeção eletrônica abastece o cilindro com 30 g de 
octano e 80 g de oxigênio. No escapamento foi analisada a presença de 50,5 
g de CO2, oriundos daquele cilindro.
Calcule e verifique:
a) a existência do reagente limitante;
b) o rendimento da reação em termos de CO2.
42 QUÍMICA GERAL II
2º exercício:
Em uma fábrica de cal, utilizamos o calcário com grau de pureza de 
100%, para obter o óxido de cálcio.
A equação química balanceada é:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g).
A produção deve ser de 2.000 Kg de CaO por dia, sendo que a reação 
teve seu rendimento medido em 85%.
Qual deve ser a massa de calcário colocada no forno por dia para 
atender a produção desejada?
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química. Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Editora Bookman, 2001, 914 p.
BROWN, Theodore L.; LEMAY JÚNIOR, H. Eugene e BURSTEN, Bruce E. Química. 
A ciência central. São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005, 972 p.
EBBING, Darrell D. Química Geral. Volume 1. 5ª ed. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos Editora S. A., 1998, 569 p.
KOTZ, John C.; TREICHEL JÚNIOR, Paul M. Química Geral e reações 
químicas. Volume 1. São Paulo: Editora Thomson, 2005, 671 p.
RUSSEL, John Blair. Química Geral. Volume 12ª ed. São Paulo: Editora 
Makron Books, 1994, 621 p.