Exerc. Resolvidos Estequiometria e28093 Rendimento Pureza

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20 – ESTEQUIOMETRIA – RENDIMENTO - PUREZA I – Introdução.  A estequiometria que é amplamente utilizada na industria química, nada mais é que a aplica aplicaçã ção o numéric numérica a das Leis Leis Ponder Ponderais ais e da Hipóte Hipótese se de Avoga Avogadro dro em proces processos sos 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 Para execut executarm armos os um cálcul cálculo o estequ estequiom iométr étrico ico de forma forma precis precisa a devemo devemos s adotar  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 r eação 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 percentual de rendimento.  As reações químicas envolvem de forma direta ou indireta percentuais de rendim rendiment ento. o. Por vezes vezes espera esperasse sse pela pela teoria teoria obter obter uma determ determina inada da quanti quantidad dade e 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 indu indust stri riais ais.. Dess Dessa a form forma a pode pode-s -se e dize dizerr que que quan quando do obte obtemo mos s valo valore res s prát prátic icos os ou experim experiment entais ais iguais iguais aos aos teóric teóricos os a reação reação teve teve um rendim rendiment ento o igual igual a 100%, 100%, caso 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 H2SO4 + CaCO3  CaSO4 + CO2 + H2O 1 mol

1 mol



1mol

100g------136g

1 mol 1 mol

x = 2000g de mármore puro

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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

4g

32g

36g

8g

64g

72g

relação de massa definida

Observe que 8 gramas de H 2 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) + 2Br 2(liq) + 3O2(g) Se 12,0 g do minério produzem 0,96 g de O 2, 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:

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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



3S

+

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 AgNO 3 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 precipitado: AgCl m ppt = 12,66 g

X = 12,66g de precipitado de AgCl

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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 1mol--------2mol-----3mol

 

4mol-------------6mol

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 Fe 2O3 = 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? 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

2KOH + H2S  K2S + H2O