Apostila 3º ano

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Índice
Parte I
pag
1.
Estequiometria comum ....................................................................................................................................
5
2.
Reagente em excesso ....................................................................................................................................
9
3.
Reagente impuro .............................................................................................................................................
13
4.
Rendimento de reação ....................................................................................................................................
17
5.
Reações sucessivas .......................................................................................................................................
20
6.
Exercício Especial ............................................................................................................................................
23
Parte II
1.
Balanço de material ........................................................................................................................................
25
2.
Destilação.........................................................................................................................................................
26
3.
Extração............................................................................................................................................................
28
4.
Secagem...........................................................................................................................................................
30
5.
Absorção...........................................................................................................................................................
31
6.
Cristalização......................................................................................................................................................
32
Anexos
1.
Referências.......................................................................................................................................................
34
2.
Formulário.........................................................................................................................................................
35
3.
Tabela Periódica...............................................................................................................................................
35
4.
Tabela de cátions..............................................................................................................................................
36
5.
Tabela de ânions...............................................................................................................................................
36
-2-
INTRODUÇÃO
O objetivo principal da disciplina de Operações Unitárias é promover a familiarização do uso da estequiometria no
meio industrial, quando da elaboração dos vários tipos de balanços de materiais envolvendo diversos tipos de
operação física, química e físico-química.
A aplicação de conceitos químicos e físico-químicos na resolução desse tipo de problema muitas vezes nos conduzirá
ao sucesso através de soluções exatas e precisas.
Este material não traz soluções prontas para os problemas que se apresentarão no cotidiano, mas poderá nortear as
tomadas de decisão para a resolução dos mesmos. Como o material disponível no mercado é um material de alta
qualidade, porém muito específico, muitas vezes é difícil a escolha de um único tipo de material. Sendo assim decidi
pela compilação dos assuntos mais importante para este curso de Química.
Este material está dividido em duas partes:
Parte I
Cálculos Estequiométricos: revisão das diversas situações encontradas na estequiometria.
Parte II
Balanço de Material
-3-
ESTEQUIOMETRIA
A palavra estequiometria possui várias versões para sua definição e origem, mas se analisarmos todas elas
verificaremos que a mesma pode ser dividida em duas partes: uma que significa medição (metria) e outra que
significa parte (estequio).
A obra Stoichiometria de Nicéforo rendeu muitas linhas nos livros canônicos do Novo Testamento e dos Apócrifos. O
termo "estequiométrico" é usado com frequência em Termodinâmica para referir-se à "mistura perfeita" de um
combustível e o ar.
A estequiometria baseia-se nas leis ponderais: Lei de conservação das massas (Lei de Lavoisier) e na Lei das
proporções definidas (Lei de Proust). Essas leis aplicam-se quando trabalhamos as reações químicas em sistemas
fechados e os reagentes e produtos envolvidos não são gases.
Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode
ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo,
a quantidade de um elemento A no reagente deve ser igual à do mesmo elemento no produto.
A previsão de reações químicas nos diversos processos industriais é de vital importância na rentabilidade e na
sobrevivência de uma indústria ou até mesmo em nosso cotidiano.
Nas indústrias, nota-se a preocupação de se otimizar produtos e processos para que se tenha a melhor relação
custo/benefício possível.
No cotidiano, na maioria das vezes, não atentamos para esse conceito, mas ele fica claro, por exemplo, ao fazermos
um bolo. Normalmente seguimos uma receita escrita ou que esteja gravada em nossa memória.
Na relação da quantidade das substâncias é importante que se conheça as fórmulas, os elementos e a proporção
entre esses elementos e substância.
-4-
ESTEQUIOMETRIA COMUM
A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos
hidrogênio e oxigênio podem se combinar para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita na
Equação [1].
H2 + O 2
H2O [1]
A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação, isto é, não demonstra as proporções relativas dos
reagentes e do produto.
2 H2 + 1 O 2
2 H2O [2]
A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", pois possui o mesmo
número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro H (hidrogênios) no lado dos reagentes e
quatro no lado do produto, e dois O (oxigênios) também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa foi
conservada.
Obs.: os coeficientes estequiométricos e índices de valor numérico igual a 1 não precisam ser indicados.
A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas também para conversões de
unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Assim, se temos 2,00 g de NaCl, para achar o
número de mols, podemos fazer o seguinte:
1 mol de NaCl ---------- 58,5 g
X ------------------ 2,0 g
2,0gNaCl
≅ 0,034molNaCl
58,5g/mol
Exemplos de utilização da estequiometria
Exemplo 1
Quantos gramas de alumínio são necessários para reagir completamente com 85 g de óxido de ferro III?
Fe2O3 + 2 Al
da equação temos:
convertendo em massa:
1mol de Fe2O3
160 g
Al2O3 + 2 Fe
reage
2 mol de Al
=====>
2(27) g
o que sabemos: ==========> 85 g
X
X
<========== o que queremos saber
85g ∙ 54g
∴ X ≅ 28,7g
160g
Podemos notar que aplicamos um cálculo de proporções (regra de três).
Exemplo 2
Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de ácido sulfúrico (H2SO4) com concentração
desconhecida, a segunda é de soda cáustica (NaOH) na concentração de 0,10 mol/L. Sabe-se que 25 mL da solução
de ácido exigem 22,50 mL da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas
informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução.
-5-
Resolução 1
Determinação da quantidade de mols de soda cáustica consumida (equação 1):
1 L ===> 1000 mL ===> 0,10 mol
22,50 mL ===>
X
X
22,50mL ∙ 0,10mol
∴ X ≅ 2,25 ∙ 10 moldeNaOH 1!
1000mL
O segundo passo será executado com base na reação de neutralização entre o ácido e a base:
H2SO4 + 2 NaOH
da equação temos:
1mol de H2SO4
da equação [1]:
Na2SO4 + 2 H2O
reage
2 mol de NaOH
-3
X
X
2,25·10 mol de NaOH
1mol ∙ 2,25 ∙ 10 mol
∴ X
2mol
1,125 ∙ 10 moldeH" SO$
O último passo é determinar a concentração da solução ácida:
-3
25 mL ===> 1,125·10 mol
1000 mL ===>
X
X
1000mL ∙ 1,125 ∙ 10 mol
∴ X
25mL
0,045mol
Resolução 2
H2SO4 + 2 NaOH
Na2SO4 + 2 H2O
'
Como:M então: n
(
da equação temos:
1mol de H2SO4
reage
2 mol de NaOH
o que queremos saber: ======> M · 25 mL
M
Resposta: 0,045 mol·L
M ∙ V
0,10 mol/L · 22,5 mL
1mol ∙ 0,10mol/L ∙ 22,5mL
∴ M
M ∙ 25mL ∙ 2mol
<====== o que sabemos:
0,045mol/L
-1
Resumidamente, podemos dizer que a estequiometria está sedimentada na relação de quantidade dos reagentes e
dos produtos; assim se soubermos esta relação podemos efetuar qualquer cálculo estequiométrico.
Todo cálculo estequiométrico deve obedecer a seguinte sequência de passos:
1º - montar a equação da reação que rege o fenômeno em estudo;
2º - efetuar o acerto dos coeficientes estequiométricos;
3º - identificar as partes envolvidas no cálculo estequiométrico;
4º - efetuar as transformações de grandezas e unidades quando necessário;
5º - efetuar os cálculos estequiométricos.
Relação Importante de Equivalência
1 mol
⇔ massa molar ⇔ constante de Avogadro ⇔ volume molar
-6-
EXERCÍCIOS
☺ Um astronauta elimina cerca de 470,4 litros de gás carbônico por dia (nas CNTP). Suponha que se utilize
hidróxido de sódio para absorver o gás produzido. Qual a massa de hidróxido de sódio necessária para um dia de
viagem? Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol
2 NaOH + CO2
Na2CO3 + H2O
Resposta: 1657,8 g
1.
2.
A obtenção de etanol, a partir de sacarose por fermentação, pode ser representada pela seguinte equação:
4 C2H5OH + 4 CO2
C12H22O11 + H2O
Considerando que o etanol (C2H5OH) seja puro, calcule a massa (em kg) de sacarose necessária para produzir
um volume de 50 litros de etanol, suficiente para encher o tanque de combustível de um automóvel.
3
Dado: densidade do etanol = 0,8 g/cm
Resposta: 74,3 kg
3.
O éter etílico (C4H10O), cuja principal utilização está relacionada à sua aplicação anestésica, ao sofrer
combustão completa de 14,8 g irá produzir gás carbônico e água:
C4H10O + 6 O2
4 CO2 + 5 H2O
Determine:
a) a massa em gramas de oxigênio consumido;
b) o volume em litros de gás carbônico produzido;
c) a quantidade de moléculas de água produzida.
Dado: volume molar = 25 L/mol
23
Resposta: a) 38,4 g; b) 20 L e c) 6·10 moléculas
4.
☺
Em alguns antiácidos, emprega-se hidróxido de magnésio como agente neutralizante do ácido clorídrico
contido no suco gástrico. Supondo-se que alguém tenha 36,5 mg de ácido no estômago, qual será a massa de
base necessária para completa neutralização?
Resposta: 58,5 mg
☺ A morte de lagos e rios deve-se à presença na água de substâncias orgânicas que, sob a ação de bactérias,
se degradam, consumindo o oxigênio dissolvido. Considere uma amostra de água poluída contendo 0,06 g de
matéria orgânica, na forma de uréia, que se degrada como representa a equação:
CO(NH2)2(aq) + 4 O2(aq) CO2(aq) + 2 HNO3(aq) + H2O
Qual a massa de O2 consumida, expressa em mg, necessária para degradar 0,06g de uréia?
Resposta: 128 mg
5.
☺ Um comprimido efervescente contém bicarbonato de sódio (NaHCO3) e um ácido orgânico. Em contato com
água, ocorre a reação: NaHCO3 + HX NaX + H2O + CO2
Sabendo-se que em cada comprimido existe 0,84 g de NaHCO3, qual o número de comprimidos necessários para
a produção de 224 litros de gás carbônico nas condições normais de temperatura e pressão?
Resposta: 1000 comprimidos
6.
7.
Rodando a 60 km/h, um automóvel faz cerca de 10 km por litro de etanol, C2H5OH. Calcule o volume de gás
carbônico, CO2, em metros cúbicos, emitido pelo carro após 5 horas de viagem. Admita queima completa:
2 CO2 + 3 H2O.
C2H5OH + 3 O2
Densidade do etanol = 0,8 kg/L, volume molar = 25 L
3
Resposta: 26,1 m
8.
Recomenda-se que um astronauta consuma, a cada hora, a energia equivalente à queima de 34 g de
sacarose, C12H22O11. Qual a massa, em gramas, de oxigênio necessário ao processo de combustão total de 34 g
de sacarose?
Resposta: 38,2 g
9.
Ácido clorídrico concentrado (38% em massa de HCl) pode ser preparado através da reação representada
abaixo: 2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl
Qual a massa de ácido sulfúrico (admitir 100% de pureza) necessária para preparar 100 kg de HCl concentrado?
Resposta: 51 kg
-7-
10.
Explosivos são eficientes quando produzem um grande número de moléculas gasosas na explosão. A
nitroglicerina, por exemplo, detona de acordo com a equação química parcialmente balanceada:
2 C3H5N3O9
x CO2 (g) + y N2 (g) + 5 H2O(g) + z O2 (g)
a) Calcule o número de mols dos produtos gasosos que se formam na explosão de 4,54 g de nitroglicerina.
b) Calcule o volume total, em litros, dos produtos gasosos, quando a pressão gasosa é de 1 atm e a temperatura
é de 500ºC para a mesma explosão de 4,54 g de nitroglicerina.
Resposta: a) 0,145 mols e b) 9,2 L
11.
Determine o volume de oxigênio, a 77ºC de temperatura e 0,082 atm de pressão, necessário para reagir
totalmente com 21,6 g de alumínio, na obtenção do óxido de alumínio.
4 Al + 3 O2
2 Al2O3
Resposta: 210 L
12.
184 g de sódio metálico são colocados em água em excesso. Qual o volume de hidrogênio recolhido a 0,72
atm de pressão e 87ºC de temperatura que será obtido nesse processo?
2 Na + 2 H2O
2 NaOH + H2
Resposta: 164 L
O carbonato de cálcio, quando aquecido a 800ºC, decompõe-se segundo a equação:
CaCO3
CaO + CO2
Quantos gramas de carbonato são necessários para se obter 0,267 litro de CO2, medido a pressão de 700 mmHg
e 27ºC de temperatura?
Resposta: 1 g
13.
14.
O estômago de um paciente humano, que sofre de úlcera duodenal, pode receber, através de seu suco
gástrico, 0,24 mol de HCℓ por dia. Suponha que ele use um antiácido que contenha 26 g de Aℓ(OH)3 por 1.000 mL
de medicamento. Qual o volume apropriado de antiácido que o paciente deve consumir por dia para que a
neutralização do ácido clorídrico seja completa?
Resposta: 242 mL
15.
☺ O hipoclorito de sódio tem propriedades bactericida e alvejante, sendo utilizado para cloração de piscinas e é
vendido no mercado consumidor em solução como Água Sanitária, Cândida, Q-Boa, etc. Para fabricá-lo, reage-se
gás cloro com soda cáustica: Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H2O
Qual a massa de soda cáustica necessária para obter 149 kg de hipoclorito de sódio?
Resposta: 160 kg
16.
☺
As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio sólido. Quando a máscara é
usada, o superóxido reage com CO2 exalado pela pessoa e libera O2, necessário à respiração, segundo a
equação química não balanceada: K2O4 + CO2 K2CO3 + O2
Calcule o volume de O2 liberado nas CNTP, a partir da reação de 142 g de superóxido.
Resposta: 33,6 L
17.
O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do tipo cola e o possível causador da osteoporose, pode ser
formado a partir da equação não balanceada: Ca3(PO4)2 + H2SO4 H3PO4 + CaSO4.
Partindo-se de 62,0 mg de Ca3(PO4)2 e usando-se quantidade suficiente de H2SO4, qual será a massa de H3PO4
obtida, em gramas?
Resposta: 39,2 mg
-8-
ESTEQUIOMETRIA COM EXCESSO DE REAGENTE
A obediência completa à estequiometria é muito difícil de ocorrer porque sempre precisamos de um pouco mais de
um reagente para que o outro seja consumido inteiramente
As reações químicas ocorrem sempre obedecendo a uma proporção constante que equivale ao coeficiente
estequiométrico das equações. Assim, se um dos reagentes possuir uma quantidade acima da proporção
estequiométrica, esse reagente estará em excesso, logo o outro será o reagente limitante. O reagente em excesso
não participa dos cálculos estequiométricos. Vários processos ocorrem com excesso de um dos reagentes e um bom
exemplo são os processos de combustão que, para garantirem uma boa queima, normalmente trabalham com
oxigênio em excesso.
Analogamente podemos identificar esta situação como se tivéssemos que construir alguns carrinhos conforme mostra
a figura abaixo.
Carrinho com rolamentos
1 prancha
2 eixos
4 rolamentos
Para esta finalidade temos à nossa disposição: 7 pranchas, 42 eixos e 122 rolamentos. Quantos carrinhos poderiam
ser construídos com essas peças? Analisando o esquema e as peças disponíveis, concluímos que montaremos
somente 7 carrinhos. Assim dizemos que as pranchas são as peças limitantes nessa construção e os eixos (sobrarão
28) e os rolamentos (sobrarão 94) estão em excesso. Esse é o raciocínio que utilizaremos nos cálculos onde ocorrer
excesso de reagentes.
Para verificarmos se um exercício envolve estequiometria com excesso de reagente, devemos observar se são
informadas as quantidades de todos os reagentes envolvidos na reação. Quando isto acontecer devemos verificar se
a proporcionalidade está sendo obedecida.
Exemplo:
Para neutralizar 40 gramas de ácido sulfúrico foram utilizados 100 gramas de hidróxido de sódio. Qual a massa de
cloreto de sódio formada nessa neutralização?
1º - Montar a equação da reação de neutralização:
H2SO4 + NaOH
Na2SO4 + H2O
2º - Acertar os coeficientes estequiométricos (balanceamento):
1 H2SO4 + 2 NaOH
1 Na2SO4 + 2 H2O
-9-
3º - Verificar se há excesso:
Para isto utilizaremos o princípio da proporcionalidade – Lei de Proust (regra de três). Sabemos que o produto das
diagonais numa regra de três têm que ser uma igualdade se não houver excesso de um dos reagentes. Caso
contrário, a diagonal que apresentar o maior produto possui o reagente que está em excesso.
H2SO4
NaOH
1 mol
2 mol
da equação balanceada
98 g
2(40) g
transformação para massa
40 g
100 g
40 x 80
100 x 98
3200
<
dados do exercício
excesso de NaOH
9800
Como existe excesso de NaOH podemos concluir que o reagente limitante é o H2SO4.
4º - Efetuar o cálculo estequiométrico comum.
- 10 -
EXERCÍCIOS
1.
10,00 g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40 g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes
está em excesso. Qual o reagente e a massa após a reação se completar que restarão?
Resposta: 0,20 g de H2SO4
2.
☺ Foram misturados 40 g de hidróxido de sódio com 19,6 g de ácido sulfúrico produzindo X g de um sal. Qual a
parte inteira do valor x?
Resposta: 28 g
3.
Metanol é um excelente combustível que pode ser preparado pela reação entre monóxido de carbono e
CH3OH(l)
hidrogênio, conforme a equação química: CO(g) + 2 H2(g)
Supondo rendimento de 100% para a reação, quando se adicionam 336 g de monóxido de carbono a 60 g de
hidrogênio, qual será o reagente em excesso e a massa máxima, em gramas, de metanol formado?
Resposta: Excesso de H2 e 384 g
4.
Misturam-se 378 g de ácido nítrico com 140 g de hidróxido de alumínio. Que massa de qual dos reagentes
precisará ser ainda adicionada para que não haja sobra de nenhum dos reagentes. Considere a reação sendo de
neutralização total.
Resposta: 16 g de Al(OH)3
Misturam-se 11,2g de óxido de cálcio com 30,0g de ácido nítrico. Calcule a massa, em gramas, do sal
formado nessa reação.
Resposta: 39 g de Ca(NO3)2
5.
☺ O fosgênio, COCl2, já foi usado como gás de guerra. Ele é venenoso porque, quando inalado, reage com a
água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), conforme a equação:
COCl2 + H2O
CO2 + 2 HCl
Quantos mols de HCl serão formados se 0,300 mol de COCl2 for misturado com 0,400 mol de H2O?
Resposta: 0,100 mol de HCl
6.
7.
Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte reação não balanceada:
CaO(s) + NH4Cl(s)
NH3 + H2O(g) + CaCl2(s).
Se 224g de cloreto de amônio forem misturados com 112 g de óxido de cálcio, então a massa máxima, em
gramas, de amônia produzida será de:
Resposta: 68 g de NH3
8.
Um cilindro de volume V, sob pressão P e temperatura T, contém 2 mols de H2 e 2 mols de O2. Sob condições
adequadas, promove-se a reação, verificando-se a conversão de 80% do H2 inicialmente presente. Qual a
composição em porcentagem molar da mistura final?
Resposta: H2=12,5%; O2=37,5% e H2O=50,0%
9.
A nave estelar Enterprise, de Jornada nas Estrelas, usou B5H9 e O2 como mistura combustível. As duas
substâncias reagem de acordo com a seguinte equação: B5H9 + O2
B2O3 + H2O. Se um tanque contém 126
kg de B5H9 e o outro 240 kg de O2, qual tanque esvaziará primeiro? Mostre com cálculos. Quanta água terá sido
formada (em kg) quando um dos reagentes tiver sido completamente consumido?
Resposta: Tq de O2 (limitante) e 121,25 kg
- 11 -
10.
O “Celobar”, medicamento à base de sulfato de bário utilizado como contraste em exames radiológicos do aparelho
digestivo, ocupou espaço na mídia, há algum tempo, em razão das mortes que causou, devido à contaminação por
bactérias e por carbonato de bário. O sulfato de bário pode ser obtido a partir da reação do carbonato de bário com o
acido sulfúrico, conforme a equação química:
BaCO3(s) + H2SO4
BaSO(s) + CO2(g) + H2O(ℓ)
Considere uma mistura seca de sulfato e de carbonato de bário, resultante da reação de 500 mL de solução aquosa de
H2SO4 a 2,0 mol/L com 235,0 g de BaCO3. De acordo com essas informações, determine o valor percentual,
aproximado, da massa de BaCO3(s) em excesso, presente nessa mistura.
Resposta: 14 %
- 12 -
ESTEQUIOMETRIA COM REAGENTES IMPUROS
Na maioria das vezes não trabalhamos com reagentes com grau de pureza 100%. Isto se deve a vários fatores, como:
custo elevado, impossibilidade técnica, etc. Até reagentes usados em análises químicas de precisão possuem um teor
de impureza. Observe o rótulo abaixo:
pureza do reagente
impurezas
para análise
Podemos notar que mesmo sendo um produto analítico apresenta um pequeno grau de impureza; sendo assim, como
são os produtos usados nas operações industriais? Industrialmente não há necessidade de utilizarmos produtos com
alto grau de pureza, mas precisamos lembrar que nos cálculos estequiométricos só consideramos os materiais puros.
Nestes cálculos podemos encontrar três tipos de situações:
1º caso: quando temos uma amostra impura e precisamos determinar um dos produtos formados.
Exemplo 1:
Uma amostra, de 120 gramas de magnésio com 80% de pureza, reage com oxigênio produzindo óxido de magnésio.
Determine a massa de óxido de magnésio produzida
2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO(s)
Resolução:
Amostra
Magnésio
Mg
MgO
x -------------- 80%
2 mol
1 mol
80% x 120 g
100%
x = 96 g de Mg
2(24) g
2(40) g
96 g
y
120 g ----------- 100%
x=
80 g x 96 g
48 g
y = 160 g de MgO
y=
- 13 -
2º caso: quando queremos determinar a massa de um reagente impuro com teor de pureza conhecido a partir de uma
quantidade determinada de produto.
Exemplo 2:
Determine a massa de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84 g de
óxido de cálcio.
1 CaCO3 (s)
∆
→
CaO(s) + CO2 (g)
Resolução:
CaCO3
CaO
1 mol
1 mol
100 g
56 g
x
84 g
150 g ----------- 80%
y --------------100%
y=
84 g x 100 g
56 g
x = 150 g de MgO
100% x 150 g
80%
y = 187,5 g de Mg
x=
3º caso: quando conhecemos a massa do produto obtido e a massa da amostra impura. Como só fazemos cálculos
com reagentes puros, devemos inicialmente determinar massa do reagente sem impureza.
Exemplo 3
No processo de obtenção da amônia, representado pela equação: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g); uma amostra de 200 g
de gás nitrogênio produziu, sem perda de produto, 170 g de amônia. Determine o teor de pureza da amostra de gás
nitrogênio.
Resolução:
N2
NH 3
1 mol
2 mol
28 g
2(17) g
200 g ----------- 100%
x
x=
140 g ------------ y
y=
170 g
170 g x 28 g
2(17) g
100% x 140 g
200 g
y = 70% de pureza em N 2
x = 140 g de N2 puro
- 14 -
EXERCÍCIOS
1.
Uma amostra de óxido de crômio (III) contaminada com impureza inerte é reduzida com hidrogênio, de acordo
com a seguinte equação: Cr2O3(s) + 3 H2(g) 2 Cr(s) + 3 H2O(g)
Qual o volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, necessário para purificar 5,0 gramas de óxido de cromo III
contendo 15% de impurezas inertes?
Resposta: 1,88 L
2.
☺
3.
☺
4.
☺
5.
☺
6.
☺
Nitrito de amônio (NH4NO2) se decompõe conforme a equação: NH4NO2
128 g de nitrito com 75% de pureza foram decompostos, calcule:
a) A massa de água produzida.
b) O volume de N2, nas CNTP. Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol
Resposta: 54 g de H2O e 34,05 L de N2
N2 + 2 H2O. Sabendo-se que
Foi divulgado nos jornais de São Paulo um acidente envolvendo o tombamento de um caminhão tanque que
7
transportava 20 toneladas (2.10 gramas) de ácido sulfúrico (H2SO4). Uma equipe de atendimento de acidentes
usou cal viva (CaO) para neutralizar o ácido. Admitindo-se que o H2SO4 tem uma pureza de 98%, calcule a
massa mínima necessária para a neutralização total do ácido derramado.
Resposta: 11,2 t
O acetileno (C2H2), gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto –
CaC2) conforme a reação abaixo. Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, qual será o volume, em
litros, de acetileno obtido nas CNTP.
Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol
CaC2 + 2 H2O
Ca(OH)2 + C2H2
Resposta: 227 L
A obtenção industrial do cobre metálico, através da ustulação da calcosita, ocorre segundo a reação
representada pela equação: Cu2S + O2
2 Cu + SO2. Reagindo-se 22,7 g de calcosita com 30% de impureza
numa ustulação, qual será a massa de cobre obtida?
Resposta: 12,7 g
Uma amostra de 340 g de salitre do Chile, cujo teor de nitrato de sódio é de 75%, reage com ácido sulfúrico
concentrado, produzindo bissulfato de sódio e ácido nítrico. Qual a massa mínima de ácido necessária para reagir
com todo o nitrato de sódio?
Resposta: 294 g
7.
Uma indústria adquire hidróxido de sódio impuro como matéria prima para o seu processo. Segundo as
normas da empresa, devem ser recusadas as remessas com teor de NaOH inferior a 80%. Três amostras
designadas por I, II e III, contendo cada uma 5 gramas do produto são analisadas com H2SO4, sendo as massas
de ácido consumidas na neutralização, respectivamente:
Amostra
H2SO4 (g)
I
4,98
II
4,63
III
4,52
Com base nos resultados analíticos acima, qual(is) amostra(s) foi(foram) aprovada(s)?
Resposta: São rejeitadas as amostras II e III ( massa mínima de H2SO4 = 4,9 g)
8.
O ácido acetil-salicílico (AAS), C9H8O4, é uma substância muito empregada em medicamentos anti-térmicos e
analgésicos. Uma indústria farmacêutica comprou uma certa quantidade de ácido acetil-salicílico para usá-lo em
uma de suas formulações. Para verificar sua pureza, foi feita análise química, indicando um teor de carbono de
50%. O produto estava puro qual o teor de pureza? Demonstre sua conclusão.
Resposta: AAS estava impuro (puro teria 60% de C) e P = 83,3%
- 15 -
9.
Uma amostra de hematita, um minério de óxido férrico, de 2,0 g, ao ser tratada com ácido sulfúrico em
excesso, produziu 0,01 mol de sal. Calcule o percentual, em massa, de óxido férrico na amostra.
Resposta: 80 %
10.
☺ Em uma reação de combustão completa do enxofre obtém-se gás sulfuroso, cuja reação é:
SO2 g
Ss + O2 g
Qual o volume em litros de SO2, medido nas CNTP, quando reagem 5,0 kg de enxofre 80% de pureza.
3
Resposta: 2,8 m
- 16 -
ESTEQUIOMETRIA COM RENDIMENTO DE REAÇÃO
Até o momento todo cálculo estequiométrico envolveu reagentes que sofriam transformação total em produtos desde
que estivessem em proporções estequiométricas. As reações químicas envolvem de forma direta ou indireta
percentuais de rendimento.
Sabemos que por diversos motivos na maioria das vezes nem todo reagente se transforma em produto.
Por vezes espera-se 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.
A quantidade percentual de material transformado é denominada rendimento da reação.
Exemplo:
Sabendo que a formação de água obedece a seguinte equação: 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O(v); determine o rendimento do
experimento onde 2 g de hidrogênio reagiram completamente com 16 g de oxigênio produzindo 14,4 g de água.
Resolução
- Como está sendo informada a quantidade dos dois reagentes é necessário verificar se existe reagente em excesso.
Se houver, usaremos o limitante, caso contrário poderá ser usado qualquer um dos reagentes nos cálculos.
H2
O2
2 mol
1 mol
2(2) g
32 g
2g
16 g
2 x 32
16 x 4
64 = 64
Como não há excesso
podemos usar qualquer
um dos reagentes
H2
H2O
2 mol
2 mol
2(2) g
2g
2(18) g
18 g ----------- 100%
14,4 g ------------ y
x
y=
2 g x 36 g
4g
x = 18 g de H2O
100% x 14,4 g
18 g
x=
- 17 -
= 70% de pureza em N2
EXERCÍCIOS
1.
☺
2.
☺
3.
☺ A grafita pura é constituída essencialmente de carbono. Sua queima pode ser representada pela equação:
Qual a quantidade de ácido sulfúrico (H2SO4) que poderia ser produzida em um dia através do processo que
utiliza 3,2 t por dia de SO2, com um rendimento de 70%?
SO2 + ½ O 2 + H2O
H2SO4
Resposta: 3,43 t
Uma das maneiras de se produzir cal viva (CaO) é através da pirólise do calcário (CaCO3). Uma amostra de
20 gramas de calcário produziu 10 gramas de cal viva. Qual o rendimento da reação? (CaCO3
CaO + CO2)
Resposta: 89,3%
C + O2
CO2
a. qual o rendimento da reação sabendo que 66 gramas de grafita pura produz 230 gramas de CO2?
b. se o rendimento da reação fosse 80% quantos gramas de carbono seriam necessários para se obter 30
gramas de CO2?
Resposta: a) 95% e b) 52,8 g
4.
☺
5.
☺
6.
☺
7.
☺
8.
☺
9.
☺ O etanol (C2H5OH) pode ser produzido por fermentação da glicose (C6H12O6), conforme a reação:
Fazendo-se reagir 158 gramas de Na2S2O3 (tiossulfato de sódio) com quantidade suficiente de I2, conforme a
reação:
2 Na2S2O3 + I2
2 NaI + Na2S4O6;
obteve-se 105 gramas de Na2S4O6 (tetrationato de sódio). Qual o rendimento desta reação?
Resposta: 77,78%
0,4 mol de ácido clorídrico puro reage com zinco em excesso. O volume de gás hidrogênio obtido é 3,360 L
nas CNTP. Qual o rendimento desta reação? Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol
Resposta: 74%
A reação entre cálcio e oxigênio produz óxido de cálcio. Que massa de CaO será obtida a partir de 8 g de
oxigênio, numa reação que apresenta um rendimento de 70 %?
Resposta: 2,24 g
2,3 g de sódio metálico são jogados na água e após toda essa massa reagir há formação de 0,04 mols de
hidrogênio. Qual o rendimento dessa reação?
Resposta: 80%
O rendimento do processo de obtenção do nitrato de cálcio a partir do ácido nítrico com hidróxido de cálcio é
de 75%, em massa. Sendo assim, qual será a massa de nitrato obtida pela reação de 25,2 gramas de ácido
nítrico com hidróxido suficiente?
Resposta: 49,2 g
C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2
Se 360 g de glicose produzem 92 g de etanol, qual seria o rendimento desse processo?
Resposta: 100%
10.
Determine a massa de Al2O3 impuro (pureza = 60%) necessária para produzir 216 g do metal alumínio, num
processo com rendimento de 90%.
Al2O3
2 Al +
Resposta: 755,5 g
- 18 -
3
2 O2
11.
O composto químico ácido clorídrico é uma solução aquosa, altamente ácida, de cloreto de hidrogênio (HCl).
É extremamente corrosivo e deve ser manuseada apenas com as devidas precauções. O ácido clorídrico é
normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos ácidos fortes que se ioniza completamente em solução
aquosa. O ácido clorídrico concentrado tem um pH menor que 1. Uma solução aquosa de HCl 1 mol/L tem pH = 0.
O ácido clorídrico foi descoberto pela primeira vez em torno do ano 800 pelo alquimista Persa Jabir Ibn Hayyan
(Geber), misturando sal comum com ácido sulfúrico (vitríolo):
2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl
Sobre a obtenção de ácido clorídrico a partir do cloreto de sódio e ácido sulfúrico, julgue as afirmações a seguir:
I) Essa síntese é representada por uma reação de neutralização.
II) Além do ácido clorídrico forma-se o sal básico sulfato de sódio.
III) A partir de 73,125 g de NaCl, considerando-se um rendimento de 80 %, são obtidos 22,4 L de HCl(g), nas
CNTP.
Marque a alternativa CORRETA:
a) Apenas as afirmações I e II são verdadeiras.
b) Apenas as afirmações II e III são verdadeiras.
c) Apenas a afirmação II é verdadeira.
d) Apenas a afirmação III é verdadeira.
e) Todas as afirmações são verdadeiras.
Resposta: alternativa d
12.
Na síntese da amônia, pelo processo Haber, podem ser empregadas pressão de 200 atm e temperatura de
750 K. O gráfico mostra a porcentagem, em volume, Q, de conversão dos reagentes (N2 e H2) em produto, no
equilíbrio, em função da pressão P (em atm) a 750 K.
5
5
Utilizando-se 2,0 x 10 L de N2 e 6,0 x 10 L de H2, qual a massa
aproximada de amônia, em kg, que pode ser obtida, no equilíbrio, nas
condições especificadas anteriormente?
Os volumes são medidos a 200 atm e 750 K. Nessas condições, o volume
molar de um gás é igual a 0,30L.
Observação: Note que o rendimento da reação foi representado por Q%.
6
Resposta: 9,07·10 t
- 19 -
ESTEQUIOMETRIA COM REAÇÕES SUCESSIVAS
Na indústria o mais comum são as operações que envolvem múltiplas reações, porém os procedimentos de cálculos
obedecem aos mesmos critérios utilizados na estequiometria. Nas reações consecutivas existe a necessidade de que
uma das substâncias seja comum entre as equações. Para resolvermos questões desse tipo basta somarmos as
equações devidamente balanceadas e tomar como base a equação final (soma das etapas intermediárias).
Obs.: O balanceamento no processo de reações consecutivas deve ser efetuado inicialmente, nas equações e a
seguir entre as diversas equações existentes no processo em questão.
Exemplo:
O álcool etílico usado como combustível pode ser obtido industrialmente pela fermentação da sacarose, representada
simplificadamente pelas equações:
C12H22O11 + H2O
2 C6H12O6
2 C2H5OH + 2 CO2
2 C6H12O6
Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana, que contenha 500 kg de sacarose, e apresente um rendimento de
100%, qual será a massa de álcool obtida?
C 1 2 H2 2 O1 1 + H 2 O
+ 2 C6 H 1 2O 6
C 1 2H 2 2 O11 + H 2 O
2 C6 H 1 2 O6
4 C 2 H 5OH + 4 CO2
C 1 2H 2 2 O11
C2 H 5 OH
1 mol
4 mol
342 g
4(46) g
500 g
4 C 2 H 5OH + 4 CO2
x=
- 20 -
x
500 g x 184 g
342 g
x = 269 g de C2 H 5 OH
EXERCÍCIOS
1.
Podemos obter ferro a partir das reações equacionadas abaixo:
2 C + O2
2 CO
6 CO + 2 Fe2O3
4 Fe + 6 CO2
Desejando transformar 912 kg de Fe2O3 em ferro metálico (Fe), responda:
a. qual a massa de carvão (C) necessária para esta transformação?
b. qual a massa de ferro obtida?
Resposta: a) 205,2 kg e b) 638,4 kg
2.
☺
A cebola, ao ser cortada, desprende SO2 que, em contato com o ar transforma-se em SO3. Este gás em
contato com a água dos olhos transforma-se em ácido sulfúrico, causando ardor e consequentemente as
lágrimas. Este processo está representado abaixo:
SO2 + ½ O 2
SO3
H2SO4
SO3 + H2O
Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja nas CNTP, determine a quantidade em massa
de H2SO4 produzida.
Resposta: 9,8 gramas
3.
No processo:
CaO + CO2
CaCO3
CaO + 3 C
CaC2 + CO
CaC2 + 2 H2O
Ca(OH)2 + C2H2
Calcule o volume de gás acetileno (C2H2) nas CNTP, obtido a partir de 50 g de carbonato de cálcio. Volume molar
(CNTP) = 22,7 L/mol
Resposta: 11,35 L
4.
19,8 g de sulfato de amônio foram misturados com hidróxido de sódio produzindo sulfato de sódio, água e gás
amônia. Este gás, após dissolvido em água, produziu hidróxido de amônio que foi todo utilizado para reação com
ácido fosfórico em quantidade suficiente para neutralização total. Qual a massa de sal produzida na
neutralização?
Resposta: 11,175 g
5.
0,5 mol de Ca3P2 reage com água, produzindo Ca(OH)2 e desprendendo PH3. Este último reage
completamente com oxigênio atmosférico, formando H3PO4. Quantos mols de água e de oxigênio são consumidos
nesse processo?
Resposta: 3 mols de H2O e 2 mols de O2
6.
Na obtenção de ferro gusa, no alto forno de uma siderúrgica, utilizam-se, como matérias primas, hematita,
coque, calcário e ar quente. A hematita é constituída de Fe2O3 e ganga (impureza ácida rica em SiO2). A
produção de ferro gusa ocorre de acordo com as seguintes reações:
CaCO3 CaO + CO2
CO2 + C(coque) 2 CO
Fe2O3 + 3 CO 3 CO2 + 2 Fe(gusa)
Nesse processo, para uma produção de 1,12 toneladas de ferro gusa, qual será a quantidade necessária de
CaCO3, em kg?
Resposta: 0,5 t
7.
☺ As equações mostram a obtenção do clorato de sódio (NaClO3) a partir do dióxido de manganês (MnO2):
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + 2 H2O + Cl2
3 Cl2 + 6 NaOH NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O
Calcule a massa de MnO2 necessária à obtenção de 21,3g de clorato de sódio.
Resposta: 52,2 g
- 21 -
8.
A obtenção do fosfato de amônio foi feita em três etapas, segundo as equações abaixo:
Ca + HCl
CaCl2 + H2
H2 + N2
NH3
(NH4)3PO4
NH3 + H3PO4
Quantos mols de fosfato de amônio podem ser obtidos a partir de 18 g de cálcio?
Resposta: 0,3 mol
9.
Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de SO2 por hora. A liberação desse gás poluente pode ser evitada
usando-se calcário, o qual por decomposição fornece cal, que reage com o SO2 formando CaSO3, de acordo com
as equações:
CaCO3 (s)
CaO(s) + CO2 (s)
CaSO3 (s)
CaO(s) + SO2 (g)
Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, necessária para eliminar todo o SO2 formado? Suponha um
rendimento de 100% para todas as reações.
Resposta: 480 kg
☺ Os processos mais importantes de redução da hematita que ocorrem num alto-forno podem ser representados
por:
CO2
C + O2
CO2 + NaOH
NaHCO3
Qual é a massa de hidrogenocarbonato de sódio que se pode obter a partir de 1 grama de carbono?
Resposta: 7 g
10.
11.
Perclorato de potássio (KClO4) pode ser preparado por meio das reações abaixo:
Cl2 + KOH
KCl + KClO + H2O
KClO
KCl + KClO3
KClO3
KClO4 + KCl
Quantos gramas de Cl2 são necessário para preparar 200 g de KClO4?
Resposta: 409 g
12.
Industrialmente, o acido nitrico e produzido pelo processo Ostwald, que pode ser representado pelo seguinte
conjunto de equacoes quimicas:
4 NH3(g) + 5 O2(g)
4 NO(g) + 6 H2O(l)
2 NO(g) + O2(g)
2 NO2(g)
2 NO2(g) + H2O(l)
HNO3(aq) + HNO2(aq)
Qual e a massa de NH3 (em kg) necessária para a obtenção de 1,00 toneladas de solução de HNO3, a 30% em
massa, pelo processo descrito anteriormente, supondo que o rendimento seja de 80% em cada uma das etapas?
Resposta: 317 kg
- 22 -
EXERCÍCIO ESPECIAL
Carbonato de sódio – Na2CO3
A potassa cáustica (KOH – hidróxido de potássio) tornou-se, no início do século XVIII, uma substância fundamental
não só para a indústria têxtil como para a indústria de vidros e de sabão. Por volta de 1770, Lavoisier usou potassa
cáustica para modificar o processo de produção da pólvora, o que aumentou a importância econômica dessa
substância. A Inglaterra, que fornecia KOH para a França, cancelou a venda desse produto devido ao apoio francês
ao processo de independência dos Estados Unidos, então colônia inglesa.
Com a carência do produto, o governo francês, na tentativa de substituir a potassa pela soda cáustica (NaOH),
estabeleceu, em 1781, um prêmio para quem criasse o processo mais simples de transformação de sal comum (NaCl)
em carbonato de sódio (barrilha ou soda), produto por meio do qual era possível obter NaOH, conforme a equação a
seguir:
a. Ca(OH)2 (s) + Na2CO3 (aq)
CaCO3 (s) + 2 NaOH(aq)
Apesar da campanha do governo francês, o prêmio não foi conquistado por ninguém. Com o advento da Revolução
Francesa, estabeleceu-se o sistema de patentes, o qual substituiu os prêmios.
Em 1789, Nicolas Leblanc (1742 – 1806 ) conseguiu desenvolver um processo – na época considerado muito bom –
para produzir carbonato a partir de NaCl:
I.
II.
Na2SO4 (s) + 2 HCl (g)
2 NaCl(s) + H2SO4 (aq)
Na2SO4 (s) + 4 C(s)
Na2S(s) + 4 CO(g)
III.
∆
Na2S(s) + CaCO3 (s) →
Na2CO3 (s) + CaS(s)
Como o Na2CO3 é bem mais solúvel que o CaS, ele é extraído por meio de dissolução em água da mistura final.
No fim do século XIX, o químico belga Ernest Solvay ( 1838 – 1922 ) tornou obsoleto o método aplicado por Leblanc.
Solvay propôs um processo mais rápido, eficiente e barato de produção de Na2CO3, o qual possibilitava também a
obtenção de outras substâncias de interesse econômico e industrial:
b. NH3 (g) + CO2 (g) + H2O + NaCl(aq)
NaHCO3 (s) + NH4Cl(aq)
Nesta reação, o NaHCO3 precipita-se. Podendo ser retirado por filtração. Em seguida, esta substância é submetida a
uma decomposição mediante aquecimento:
c. 2 NaHCO3 (s)
∆
Na2CO3 (s) + H2O(g) + CO2 (g)
→
Este processo, além de utilizar substâncias baratas, permite o reaproveitamento de seus próprios produtos. Observe:
Matérias primas utilizadas:
CaCO3: calcário, mármore etc.
NaCl: sal comum
H2O: água
NH3: amônia
Etapas do processo
1.
2.
3.
4.
5.
∆
CaCO3 →
CaO + CO2
CaO + H2O  Ca(OH)2
Ca(OH)2 + 2 NH4Cl  CaCl2 + 2 H2O + 2 NH3
CO2 + H2O + NH3 + NaCl  NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
- 23 -
Observe que o único subproduto descartável no processo é o CaCl2, que geralmente era lançado em rios e lagoas,
causando danos ao meio ambiente. Hoje a legislação ambiental proíbe que o CaCl2 seja descartado dessa maneira.
Com isso as indústrias passaram a ter um custo maior de produção diante da obrigatoriedade de armazenamento ou
descarte adequado desta substância. Esse custo adicional, aliado à descoberta, nos Estados Unidos, de grandes
reserva naturais de Na2CO3, reduziu consideravelmente a importância do processo Solvay
Este texto proporciona um bom exemplo de como o aspecto econômico influencia o desenvolvimento da indústria
química e como, atualmente, o meio ambiente está interferindo nas decisões para o desenvolvimento.
Responda as questões a seguir:
1.
Determine o número de mols existente em 1,42 gramas do produto não volátil encontrado na reação I.
2.
Determine o número de moléculas e o número de átomos existentes em 56 gramas da única substância volátil
da reação II.
3.
Com base na reação a, a reação de 7,4 gramas de Ca(OH)2 com excesso de Na2CO3 produzirá quantos gramas
de NaOH?
4.
Determine o volume de CO obtido na reação II, nas condições ambientes, quando os 24 gramas de C reagirem
completamente. (volume molar nas condições ambientes: 25 L/mol )
5.
Se, na reação III, misturarmos 200 gramas de Na2S com 200 gramas de CaCO3, qual será a massa de CaS
produzida?
6.
Uma amostra de 500 gramas de NaHCO3, com 84% de pureza, produzirá que massa de CO2, se considerarmos
em nossos cálculos a reação 5.
7.
Se, na reação 4 forem utilizados 340 gramas de NH3 com excesso dos demais reagentes, qual será a massa de
NaHCO3 produzida se o rendimento da reação for de 90%?
- 24 -
BALANÇO DE MATERIAL
Esta parte faz a introdução ao conceito de balanço de materiais e mostra a sua aplicação a diferentes processos.
Para a resolução dos problemas apresentados utilizaremos sistemas simples. Poderemos construir uma equação
fundamental que poderá ser a base para as resoluções dos problemas que se apresentarão.
Os problemas que envolvem balanço material estão relacionados com as leis ponderais. De forma bastante simplista
tudo que entra num determinado processo, operação ou reator tem que ser regenerado ou recuperado ao final.
Para um bom aproveitamento dessa técnica é importante que algumas técnicas sejam observadas, tais como:
1. Visualizar e montar um esquema simplificado do processo ou operação em questão.
2. Montar um fluxograma simplificado, indicando todos os dados de entrada e saída e composição de
misturas quando ocorrerem.
3. Adotar uma base de cálculo adequada, ou seja, trabalhar com grandezas e unidades que sejam
coerentes entre si.
4. Identificar unidades que estejam sendo empregadas e efetuar as conversões necessárias já no início.
5. Como não existe “receita pronta” para os balanços de materiais é necessário que se monte um
sistema de equações para as incógnitas necessárias, utilizando:
a) BMT (balanço material total): Utilização da Lei de Conservação da Massa para o sistema ou
operação.
b) BMP (balanço material parcial): Utilização da Lei de Conservação da Massa para cada um dos
participantes.
Tipos de Balanço
Balanço em massa:
BMT: massa de entrada (mE) = massa de saída (mS) + massa acumulada (mA)
Para regimes contínuos, onde não ocorre acúmulo no sistema, consideramos que a massa acumulada é
zero (mA = 0), assim a soma de tudo que entra é igual à soma de tudo que sai.
Σm E = Σm S
BMP: é aplicado conceito análogo ao BMT, para cada um dos participantes, assim para um participante
qualquer, denominado “i”, temos:
Σ(mi )E = Σ(mi )S
Balanço em mols
BMT: ΣnE = Σn S
BMP: Σ(ni )E = Σ(ni )S
Quando se efetua balanço em mols devemos ter o cuidado de verificarmos se os processos envolvem
reações químicas ou somente procedimentos físicos, pois havendo reações não necessariamente a quantidade de
matéria inicial é igual à final.
- 25 -
Balanço em volume
BMT: Σv E = Σv S
BMP: Σ( v i ) E = Σ( v i ) S
Quando trabalhamos com volumes devemos atentar para:
1. Os volumes são considerados aditivos.
2. Os volumes sofrem interferência de temperatura e pressão.
2.1 Nos fluxos líquidos a temperatura deve ser mantida igual.
2.2 Nos fluxos gasosos devem ser mantidas iguais pressão e temperatura.
TIPOS DE OPERAÇÕES
A seguir serão abordadas várias situações operacionais que obedecerão sempre a mesma orientação
geral.
DESTILAÇÃO
Processo físico onde ocorre à separação de um ou mais componentes de uma mistura líquida.
Esquema geral:
C
O
(destilado)
D
L
A
(alimentação)
U
N
(resíduo)
R
A
EXERCÍCIOS
1.
Numa coluna destilam-se 1000 kg/h de uma mistura de benzeno e tolueno na proporção em massa de 50%. O
destilado sai com 90% e o resíduo com 8% em massa de benzeno.
Efetuar o balanço material da coluna de fracionamento e determinar a porcentagem de recuperação do benzeno
no destilado.
Resposta: D=512,2 kg/h; R=487,8 kg/h; 92,2%
2.
Numa coluna de destilação deseja-se obter 250 kg de álcool com 80% em massa, no destilado. A alimentação
da coluna é feita com solução aquosa de álcool etílico a 15% em mol. Sabe-se que o resíduo deixa a coluna com
1% em mol de álcool etílico. Efetuar o balanço material dessa coluna em kg.
Resposta: A=677,1 kg; R=427,8 kg
- 26 -
3.
Uma mistura de benzeno e tolueno contendo 40% em volume de benzeno é submetida a uma destilação
fracionada. Destilam-se 2000 L por dia de mistura obtendo-se um destilado com a porcentagem molar de 80%de
benzeno e um resíduo com a porcentagem em mol de 10% de benzeno. Determinar:
a. a massa do destilado;
b. a massa do resíduo.
Dados: d
= 0,86 g ⋅ mL- 1
= 0,88 g ⋅ mL- 1 d
C H
6 6
C H
7 8
Resposta: D=808 kg; R=927,8 kg
4.
Deseja-se produzir 1000 kg/h de NH3 com 99,5% em massa de pureza, utilizando uma solução aquosa com 30%
em massa de NH3 e formando um resíduo com 0,05% de NH3 em massa. Efetuar o balanço material da coluna e
calcular a % de NH3 recuperado, no destilado.
Resposta: A=3320 kg; R=2320 kg; 99,9%
5.
Para se obter 5000 kg de um destilado contendo 90% em massa de benzeno, destila-se uma mistura de
benzeno e tolueno contendo 50% em massa de benzeno. Sabendo-se que o resíduo contém 8% em peso de
benzeno, calcular a massa de alimentação e do resíduo e a taxa de recuperação do tolueno obtido no resíduo.
Resposta: A=9762 kg; R=4762 kg; 89,8%
6.
Projeta-se uma coluna para se obter 300 kg/h de álcool etílico a 90% em massa a partir de uma solução aquosa
contendo 20% em mols de álcool etílico e o resíduo contém 1% em mol de álcool etílico. Calcular a massa da
solução de alimentação e a massa do resíduo obtido.
Resposta: A=719,8 kg; R=419,8 kg
7.
Deseja-se obter 1000 litros de benzeno no destilado, constituído por 80% em volume de benzeno e o restante
em xileno, retirado de uma coluna de destilação, alimentada por uma mistura de benzeno e xileno, contendo
30%, em massa de benzeno. Sabendo-se que o resíduo da destilação contém 5% em volume de benzeno, pede-1
-1
se efetuar o balanço material da coluna, em volume. Dados: dbenzeno= 0,88 g.mL ; dxileno=0,86 g.mL
Resposta: A=3823 L; R=2573 L
8.
Uma coluna de destilação foi alimentada com uma mistura aquosa contendo 30% em massa, de álcool. Obtémse um destilado com 95% em massa de álcool e um resíduo com 5% em mol de álcool. Sabendo-se que são
formados 10 kmols de resíduo, efetuar o balanço material da coluna em quantidades molares.
Resposta: A=11,27 kmol; D=1,27 kmol
9.
Um tanque de armazenamento de água quente destinada à lavagem de lama de carbonato, numa instalação de
recuperação de soda do processo sulfato para produção de celulose, recebe água de várias fontes. Num dia de
3
3
operação, 240 m de condensado são enviados para este tanque mais 80 m de água quente contendo pequena
3
quantidade de hidróxido de cálcio e soda cáustica proveniente do lavador de lama e 130 m oriundos de filtro
3
3
rotativo. Durante esse período 300 m são retirados para usos diversos, 5 m são perdidos por evaporação e 1
3
3
m por vazamentos. A capacidade do tanque é de 500 m e no início do dia seu volume é a metade de sua
capacidade. Quanto haverá no tanque ao final de 1 (um) dia?
3
Resposta: 395 m
- 27 -
EXTRAÇÃO
Quando uma mistura não é separada com facilidade pode se lançar mão da extração que usa um
solvente para promover essa separação. A extração pode ocorrer de duas formas:
líquido – líquido: utiliza-se um solvente adequado e imiscível em um dos líquidos, serão obtidas duas
soluções, uma denominada de extrato e a outra de refinado. Como as misturas são imiscíveis podem ser separadas
facilmente devido a diferença de densidade.
Solvente
Mistura
A
G
I
T
A
Ç
Ã
O
Solvente
Éter
Isopropílico
Extrato
Ácido acético
Água
Mistura
Refinado
Extrato
Éter
Ácido
Ácido
Água
Refinado
sólido – líquido: utiliza-se um solvente específico para a recuperação de produto presente em um
sólido. Obtém-se uma solução que sofre evaporação do solvente restando a outra substância. Este processo é muito
empregado na obtenção de óleos essenciais e óleos vegetais.
Solvente
Semente
A
G
I
T
A
Ç
Ã
O
Solvente
Solução
Solução
Óleo
Solvente
Óleo
Bagaço
Resíduo
Semente
Óleo
Solvente
Bagaço
Resíduo
EXERCÍCIOS
1.
Com 54 kg de um composto A, preparam-se uma solução aquosa a 30% em massa. Misturando-se a solução
100 kg de solvente orgânico formam-se 130 kg de uma solução de solvente orgânico com 40% em massa do
composto A, Determinar a composição da solução aquosa final.
Resposta: H2O=98,44% Comp.A=1,56%
2.
Uma solução formada por um composto A e água é submetida a extração com 50 kg de um solvente orgânico,
são formadas duas soluções saturadas. Numa uma camada aquosa com 5% em massa de A e outra uma
camada com solvente orgânico com 40% em massa de A. Calcular a massa da solução aquosa inicial, sabendo
que a participação de A é de 20% em massa.
Resposta: 211,1 kg
3.
Dispõe-se de 50 kg de uma substância A em solução aquosa a 25% em massa. Deseja-se extrair a substância
A da solução com um solvente adequado que é adicionado à mesma. Obtêm-se duas soluções: uma a 50% em
massa de A no solvente e outra a 10% em massa de A na água. Determine:
a. a massa do solvente utilizado na extração;
b. a taxa (%) de recuperação da substância A.
Resposta: 33,336 kg - 66,67%
- 28 -
4.
Têm-se uma solução aquosa contendo 37% em massa de um composto X. A esta solução é adicionado 45 kg
de xilol. Obtêm-se duas soluções: uma do solvente apresentando 40% em massa de X e outra aquosa
apresentando 10% em massa. Calcular a massa da solução inicial e taxa de recuperação do composto.
Resposta: 100 kg - 81,08%
5.
Uma farinha de peixe, que contém 25% em massa de óleo e 75% em massa de material inerte é submetida a
uma extração na presença de um solvente adequado. A solução obtida apresenta 20% em massa de óleo e o
restante de solvente, enquanto o resíduo sólido 0,5% de óleo, 4,5% de solvente e o restante em material inerte,
todas em massa. Calcular a massa de farinha de peixe necessária para se obter 1000 kg de solução.
Resposta: 812,18 kg
6.
Dispõe-se de 2000 kg de sementes contendo 30% de óleo em massa que pode ser extraído com hexano
recuperado, contendo 0,5% de óleo. Obtém-se uma solução de óleo em hexano com 40% de óleo em massa e
a torta contendo 4,5% de hexano e 0,5% de óleo. Calcular a massa de óleo obtida na extração.
Resposta: 597,47 kg
- 29 -
SECAGEM
Esta operação consiste na evaporação do solvente com auxílio de calor externo e o produto final é obtido
na forma sólida. Normalmente o calor externo provém de ar aquecido ou outro gás.
ar aquecido
produto úmido
s
e
c
a
d
o
r
ar úmido
produto final
EXERCÍCIOS
1.
Para a secagem de um material contendo 30% em massa de água, utiliza-se ar quente contendo 1% em massa
de água. Calcular a massa de ar isento de umidade para se obter 1000 kg de um produto com 2% de umidade,
sabendo-se que após a secagem o ar quente contém 10% em massa de água.
Resposta: 3960 kg
2.
Um lote de 1000 kg de um produto contendo 20% em massa de umidade, sofre secagem até que sua umidade
se reduza a 5% da massa final do produto. A secagem utilizará ar quente com 2% de umidade, e serão obtidos
900 kg de gases na saída do secador. Determine:
a. a massa de ar quente necessária na secagem;
b. a massa do produto após a secagem;
c. a composição, em massa, do ar após o secador.
Resposta: 742,10 kg; 842,10 kg; ar=80,81% água=19,19%
3.
Deseja-se secar 5000 kg de um produto com 25% de água com ar quente contendo 5% em massa de água. O
produto final apresenta 3% em massa de água e o ar sai com 20% em massa de água. Determinar a massa de
ar quente necessário para esta operação.
Resposta: 6048 kg
4.
Um produto contendo 20% de umidade com massa de 1500 kg deve sofrer secagem até que sua umidade seja
reduzida a 4% da massa final do produto. Na secagem será utilizado ar quente com 2% de umidade. Após o
secador serão recolhidos 1400 kg de gases. Determine:
a. a massa de ar quente necessária para a secagem;
b. a massa do produto após a secagem;
c. a composição percentual do gás após a secagem.
Resposta:1150 kg; 1250 kg; ar=80,5% água=19,5%
- 30 -
ABSORÇÃO
Esta operação consiste na dissolução de um gás num líquido puro ou solução líquida. A absorção pode
acontecer também pela reação entre os componentes da mistura gasosa e os envolvidos na fase líquida.
líquido
solução pobre
mistura gasosa
pobre
r
e
a
t
o
r
mistura gasosa
isenta
solução
enriquecida
EXERCÍCIOS
Uma indústria em razão de problemas ambientais deve reduzir a ação poluente do NH3 a níveis insignificantes.
Para isto utiliza-se uma coluna de absorção, lavando a mistura gasosa com água reaproveitada que arrasta
uma quantidade pequena de amônia. Determinar a taxa de retenção da amônia na torre de absorção, sabendo
as seguintes concentrações:
água (entrada) = 0,2 g NH3/1000 g de H2O; mistura gasosa (entrada) = 10 g NH3/1000g de ar; sol.aquosa
(saída) = 2 g de NH3/1000 g de H2O; mistura gasosa (saída) = 0,3 g de NH3/ 1000 g de ar. Considerar uma
entrada na torre de 1000 kg de mistura gasosa.
Resposta: 97,3%
1.
2.
Uma torre de absorção utiliza água para recuperar acetona de uma mistura gasosa. Determinar a composição
da mistura final para recuperar 75% de acetona da mistura gasosa. Dados:
- mistura gasosa (entrada): água = 1,5%; acetona = 5,0% e ar = 93,5%.
- mistura gasosa (saída): concentração = 14,7 g de H2O/ 1000 g de ar seco.
- relação de entrada:
(mH2O )entrada
(m gasosa )saída
=5
Resposta: H2O = 99,3% e Acetona = 99,3%
3.
Para recupera piridinas de uma mistura gasosa a 25% em massa, utiliza-se clorobenzeno puro. Na saída da
coluna de absorção obtém-se uma solução de clorobenzeno com 30% em massa de piridina e uma mistura
gasosa com 1% em massa de piridina. Determinar a taxa de recuperação da piridina.
Resposta: 96,97%
- 31 -
CRISTALIZAÇÃO
Consiste na separação de sólidos dissolvidos em solução. Este processo pode ocorrer de dois modos basicamente:
por diferença de solubilidade a diferentes temperaturas ou por concentração da solução por evaporação. Em ambos
os casos ocorrerá a formação de cristais e uma solução sobrenadante.
vapor
solução
diluída
e
v
a
p
o
r
a
d
o
r
solução saturada
cristais
c
e
n
t
r
í
f
u
g
a
solução saturada
cristais
vapor
solução
diluída
c
o
n
c
e
n
t
r
a
ç
ã
o
solução saturada
r
e
s
f
r
i
a
m
e
n
t
o
solução saturada
cristais
EXERCÍCIOS
Calcular a massa de água que deve ser evaporada de 1500 kg de solução a 30% de NaNO3, para se obter por
cristalização a 20ºC 120 kg de NaNO3 em cristais, determinar também a massa da solução residual.
Resposta: 675 kg; 705 kg
1.
2.
Uma solução aquosa de CuSO4 a 15% em massa sofre evaporação de 50% de sua massa de água Calcular a
massa de sulfato de cobre II penta-hidratado que se obtém a partir de 5000 kg de solução, quando a solução
final é resfriada a 20°C
C.S. a 20°C = 20,7 g de CuSO 4/100 g de H2O
Resposta: 549,2 kg
3.
Calcular a massa de água que se deve evaporar de 1000 g de uma solução contendo 10% em massa de KNO3
para que se torne uma solução saturada a 20°C.
Solubilidade de KNO3 a 20°C = 31,6 partes de soluto/100 partes de H 2O
Resposta: 583,55 kg
- 32 -
4.
Tem-se 100 kg de uma solução aquosa de KClO3 contendo 60% em massa CONTENDO 60% em massa de
clorato de potássio a 70°C. A solução é resfriada a té 10°C, quando se observa a formação de um depósit o de
cristais de KClO3. Sabendo-se que nos cristais existirá 70% de clorato inicialmente dissolvido, pede-se:
a. a composição da solução aquosa a 10°C;
b. a massa de cristais obtido.
Resposta: 42 kg; KClO3=31,03% e H2O=68,97%
- 33 -
REFERÊNCIAS
HIMMELBLAU, David M.; RIGGS, James B. Engenharia Química – Princípios e Cálculos. Tradução por Ofélia de
Queiroz Fernandes Araújo e Verônica Calado. 7ª edição. Rio de Janeiro, RJ. LTC. 2006
BRASIL, Nilo Indio do. Introdução à Engenharia Química. 2ª Edição. Rio de Janeiro, RJ. Editora Interciência. 2004
GOMIDE, Reynaldo. Estequiometria Industrial. 2ª edição. São Paulo, SP. Edição do Autor. 1979.
COULSON, J.F.; RICHARDSON, J.F. Tecnologia Química: Volume II – Operações Unitárias. Tradução por C.R.
Carlos. 2ª edição. Lisboa. Fundação Calouste Gulbenkian. 1968.
LEVENSPIEL, Octavel. Engenharia das Reações Químicas. Tradução por Verônica M.A.Calado. 3ª edição. Editora
Edgard Blücher Ltda. 2000.
RUSSEL, John B. Química Geral. Tradução por Divo Leonardo Sanioto, [ et. Al.]. 1ª edição. Editora McGraw-Hill do
Brasil Ltda. 1982.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.. Química: um curso universitário. Tradução por Koiti Araki, [et.al.]. 4ª edição.
Editora Edgard Blücher Ltda. 1997.
ROSENBERG, Jerome L.. Química Geral. Tradução por Viktoria Klara Lakatos Osório, [et.al.]. 6ª edição. Editora
McGraw-Hill do Brasil Ltda. 1982.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Quimica 1: Química Geral. 9ª edição. São Paulo, SP. 2000.
HARTWIG, Dácio Rodney; SOUZA, Edson; MOTA, Ronaldo Nascimento. Química 1: Química Geral e Inorgânica. 1ª
edição. Editora Scipione. 1999.
FELTRE; Ricardo. Química: Volume I – Química Geral. 5ª edição. Editora Moderna. 2000.
CANTON, Raphael Valter. Apostila de Química Geral e Experimental I
- 34 -
FORMULÁRIO
Concentração:
.
; 0
(
-
.1
; 2
(
.1
; 2
.
.1
; 4
.1 3."
'1
;'1
(567
.
; 4
4
.1
; 0
41 ∙ (
4. .
- ∙ 2 ∙ 1000
Nota 1: Nas fórmulas, índice 1 = soluto; índice 2 = solvente e sem índice = solução
Gases:
91 ∙ (1
:1
9" ∙ ("
; 9(
:"
';:; -
94
; <
;:
°0 3 273; ;
0,082
>2. ∙ 6
; ;
< ∙ [email protected]
62,3
..AB ∙ 6
< ∙ [email protected]
Nota 2: Temperatura sempre em Kelvin
Tabela Periódica dos Elementos
1
1A
2
2A
hi drogê ni o
3
Li
2
6, 9 4
+1
9,0
Na
+1
Mg
39,1 20
40,0 21
K +1 Ca
4
po tássi o
+1
Rb
5
ru bídi o
+2
+2
+4
+3
titân io
88,9 40
Y
es trônci o
5
5B
6
6B
+3
ítr io
V
va nád io
91,2 41
Zr
0 +5
+4
+3
+2
+4
zir côn io
54,9 26
+6
+2 +7
0 +6
-1 +4
ma ng anê s+3
Cr +3
+2 Mn
crô mio 0
95,9 43
92,9 42 +3
+6
+5
+5
Nb+3 Mo+20+4
Tc
ni ób io
8
7
7B
44,9 22 47,9 23 50,9 24 52,0 25
es cân dio
87,6 39
Sr
4
4B
Sc +3 Ti
cá lcio
85,5 38
37
3
3B
mo lib dê ni o
10
9
8B
55,8 27
-2 +6
+3
+2
0
ferro
Fe
27,0 14
13
+2
63,5 28
+3
+2
0
Al
12
2B
+2
+2
Cu +1 Zn
níq ue l
+3
gá li o
-2
-3 +5
+4
-1
+2
+3
ni trog êni o +2 ox igê ni o
+4
-4
sil ício
31,0 16
+5
fósfor o
+4
ge rmâ nio
+6
+4
+2
en xofre -2
74,9 34
+5
ar sên io
se lên io
6
Cs
Ba
cé sio
87
7
bá rio
223 88
Fr
+2
+1
frâncio
série
dos
lantanídeos
Hf
há fnio
226 89 a 103 104
+2
Ra
rá dio
série
dos
actinídios
+4
+5
Ta
tân ta lo
W
+3 +6
+2 +5
0 +4
tun gstên io
+7
+2 +8
0 +6
-2 +4
ru tê ni o +3
Ru
-2 +7
+1+6
+4
rê nio
+2+8
0 +6
-2 +4
ós mio +3
Os
261 105 262 106 263 107 262 108
Rf
.x.
ru th erfórd io
.x.
.x.
Db
Sg
dú bn io
se abórgi o
hé li o
20,2
0
Ne
ne ôn io
35,5 18
-1 +7
+5
+3
clo ro +1
39,9
ar gôn io
79,9 36
-1 +7
+5
+3
br omo +1
0
Ar
Cl
83,8
Kr
+2
cri ptôn io
97 44 101,0 45 102,9 46 106,4 47 107,9 48 112,4 49 114,8 50 118,7 51 121,7 52 127,6 53 126,9 54 131,3
+5
tecn éci o
Re
0
He
As +3-3 Se +4-2 Br
+1
0 +4
+3
+2
Rh
ró dio
+4
+2
0
Pd
Ag
+2
+1
pr ata
pa lá dio
+2
Cd
In
cá dmi o
+3
Sn
+4
+2
+6
Te +4-2
Bh
.x.
bóhri o
+1 +6
0 +4
-1 +3
iríd io +2
Ir
265 109
.x.
Pt
.x.
Mt
há ssio
me itné rio
Au
pl atin a
266 110
Hs
+4
+2
0
+3
+1
Hg
+3
+1
Tl
Pb
+4
+2
ch umbo
tál io
me rcúri o
ou ro
281 111
.x.
Hg2
+2
Bi
+5
+3
bi smu to
210 85
Po
+6
+4
+2
po lôni o
+7
+5
+1
I
io do -1
tel úrio
an timô nio
es ta nh o
índio
Sb
+5
+3
-3
55 132,9 56 137,3 57 a 71 72 178,5 73 180,9 74 183,8 75 186,2 76 190,2 77 192,2 78 195,1 79 197,0 80 200,6 81 204,4 82 207,2 83 209,0 84
+1
flú or
79,0 35
+6
-1
F
32,1 17
P +3-3 S
72,6 33
Ge
O
N
28,1 15
Si
69,7 32
Ga
zin co
co bre
+3
al umín io
65,4 31
63,5 30
58,7 29
+3
Co +2
Ni
0
cobal to -1
11
1B
+4
0
-4
ca rbo no
bo ro
metais de transição
24,3
ma gn ésio
só dio
19
B +3 C
Be+2
22,9 12
11
13
14
15
16
17
7A
3A
4A
5A
6A
16,0 9
10,8 6
14,0 8
19,0 10
12,0 7
5
be rílio
li ti o
4,0
2
+1
-1
H
1
3
18
0
ametais
1,0
1
+6
+4
+2
Xe
xe nônio
210 86
222
+7
+2
+5
+1
as ta to -1 +3 ra dôn io
At
Rn
280
.x.
Ds
Rg
da rmstad ti o
ro ntgê nio
metais
metais de transição interna
número atômico
massa
94 239 atômica
+6
+5 número de
oxidação
+4
pl utônio +3
nome do
elemento
símbolo
Pu
57 138,9 58 140,1 59 140,9 60 144,2 61
La
+3
la ntân io
89
+4
+4
Ce +3 Pr +3 Nd
cé rio
pr ase odími o
+3
ne od ímio
23192 238,0 93
Th
U
Ac
ac ti nídi o
tóri o
+4
Pa
+5
+4
pr otactínio
+3
pr omé cio
227 90 232,0 91
+3
147 62 150,3 63 152,0 64 157,2 65 158,9 66 162,5 67 164,9 68 167,3 69 168,9 70 173,0 71 175,0
Pm
+3
sa mári o
237 94
+6
+5
+4
ur âni o +3 ne tún io
Np
+3
+2
Sm +2 Eu
eu róp io
239 95
Am
Obs.: O Nox em negrito correspon de
a valência mais comum
- 35 -
+3
+4
térbio
247 97
Cm
cú rio
+4
+3
+3
Tb +3 Dy
ga do líni o
243 96
+6
+6
+6
+5
+5
+5
+4
+4
+4
+3 pl utônio +3 am erício +3
Pu
Gd
di spró sio
247 98
Bk
+4
+3
be rqu él io
Cf
Ho
hó lmi o
247 99
.x.
ca lifór nio
+3
Er
+3
+3
Tm
túl io
ér bio
+3
Yb +2 Lu
ité rbio
254 100 257 101 256 102
Es
.x.
ei nstênio
+3
+3
Fm
Md
férmi o
me nd elé vio
lutérci o
253 103
No
+3
+2
no bé li o
+3
257
Lr
+3
la urê nci o
Tabela de Cátions
Número de Oxidação Fixo
Lítio
Sódio
Potássio
Rubídio
Césio
1+
Li
1+
Na
1+
K
1+
Rb
1+
Cs
NOx 1+
Frâncio
Prata
Amônio
Hidrogênio
Hidrônio
1+
Fr
1+
Ag
1+
NH4
1+
H
1+
H3O
NOx
2+
Be
2+
Mg
2+
Ca
2+
Sr
2+
Ba
Berílio
Magnésio
Cálcio
Estrôncio
Bário
2+
Rádio
Zinco
Cádmio
Escândio
NOx 3+
3+
Alumínio
Al
2+
Ra
2+
Zn
2+
Cd
2+
Sc
Número de Oxidação Variável
NOx 1+
1+
Auroso
Au
1+
Cuproso
Cu
1+
Mercuroso
(Hg)2
NOx
3+
Sb
3+
As
3+
Au
3+
Bi
3+
Co
Antimonioso
Arsenioso
Áurico
Bismuto III
Cobáltico
NOx 2+
2+
Ferroso
Fe
2+
Manganoso
Mn
2+
Mercúrico
Hg
2+
Niqueloso
Ni
2+
Cobaltoso
Cromoso
Cúprico
Estanhoso
Co
2+
Cr
2+
Cu
2=
Sn
3+
Crômico
Férrico
Manganês III
Niquélico
NOx 4+
4+
Estânico
Sn
4+
Platínico
Pt
4+
Mangânico
Mn
4+
Plúmbico
Pb
4+
Titânico
Ti
3+
Cr
3+
Fe
3+
Mn
3+
Ni
2+
Platinoso
Plumboso
Titanoso
Pt
2+
Pb
2+
Ti
NOx 5+
5+
Antimônico
Sb
5+
Arsênico
As
5+
Bismuto V
Bi
Tabela de Ânions
1AlO2
Tetrahidroxialuminato – [Al(OH)4]
1-
Alumínio
Aluminato –
Antimônio
Metantimonito – SbO2
Arsênio
Metarsenito – AsO2
Berílio
Berilato – BeO2
Bismuto
Bismutato – BiO3
Boro
Borato – BO3
Bromo
Brometo – Br
Carbono
Metaneto – C
Acetileto – C2
Cianeto – CN
Isocianeto – NC
Acetato – CH3COO
2231Carbonato – CO3
Tartarato – [C4H4O6]
Citrato – [C6H5O7]
Salicilato – C6H4(OH)COO
122Benzoato – C6H5COO
Succianato – [C4H6O4]
Oxalato – C2O4
Chumbo
Plumbito – PbO2
Cloro
Cloreto – Cl
Cromo
Cromato – CrO4
Enxofre
Sulfeto – S
Tiossulfato
– Persulfato – S2O8
Tetrationato – S4O6
Hipossulfato – S2O6
2S2O3
22222Sulfato – SO4
Sulfito – SO3
Hipossulfito – S2O4
Pirossulfato – S2O7
Pirossulfito – S2O5
2221Pentationato – S5O6
Hexationato – S6O6
Tritionato – S3O6
Tiocianato – SCN
2Monopersulfato – SO5
Estanho
Estanito- SnO2
Ferro
Flúor
Ferricianeto – Fe(CN)6
Ferrocianeto – Fe(CN)6
11Fluoreto – F
Fluorato – FO3
Fósforo
Fosfeto – P
Metafosfato – PO3
Fosfato – PO4
43Peroxidifosfato - P2O8
Peroximonofosfato – PO5
Germânio
Germanato – GeO4
Hidrogênio
Monohidrogenofosfato – HPO4
Dihidrogenofosfato – H2PO4
112Bissulfeto – HS
Bissulfito – HSO3
Bissulfato – HSO4
111Hidreto – H
Formiato – HCO2
Bicarbonato – HCO3
1-
1-
3-
4-
Antimonito – SbO3
3-
PiroAntimonato – Sb2O7
3-
Antimonato – SbO4
4-
Arsenito – AsO3
3-
Piroarsenato – As2O7
Arseniato – AsO4
21-
3-
2-
1-
Tetraborato – B4O7
1-
Hipobromito – BrO
4-
1-
Metaborato – BO2
1-
Bromito – BrO2
1-
2-
1-
Flúorborato – BF4
1-
Perbromato – BrO4
1-
11-
Bromato – BrO3
1-
1-
2-
Plumbato – PbO3
Hipoclorito – ClO
2-
1-
1-
1-
Clorito – ClO2
1-
Clorato – ClO3
2-
Perclorato – ClO4
1-
Dicromato/percromato – Cr2O7
Cromito – CrO2
2-
2-
2-
2-
2-
2-
Estanato – SnO3
3-
4-
3-
1-
2-
Ferrato – FeO4
3-
1-
Ferrito – FeO2
4-
Hipofosfato – P2O6
4-
Pirofosfato – P2O7
22-
1-
- 36 -
1-
Hipofosfito – H2PO2
2-
Fosfito – HPO3
1-
1-
1-
Manganês
Manganito – MnO3
Molibdênio
Molibdato – MoO4
Nitrogênio
Nitreto – N
Azoteto – N3
Amideto – NH2
Isocianeto – NC
Isocianato – NCO
1121Nitrito – NO2
Nitrato – NO3
Hiponitrito – N2O2
Peroximononitrato – NO4
1Cloroaurato – AuCl4
2-
Iodito – IO2
1-
Iodeto – I
Ouro
Hipoiodito – IO
1-
Iodo
Manganato – MnO4
2-
2-
Iodato – IO3
Periodato – IO4
1-
Permanganato – MnO4
1-
Molibdito – MoO2
3-
1-
2-
1-
1-
1-
2-
2-
Oxigênio
Óxido – O
Hidróxido – OH
Peróxido – O2 / [O-O]
11Cianato – OCN
Fulminato – ONC
Platina
Hexacloroplatinato – PtCl6
Rutênio
Rutenito – RuO
Selênio
Seleneto – Se
Silício
Metassilicato – SiO3
Telúrio
Telureto – Te
Tungstênio
Tungstato – WO4
Urânio
uronato – UO4
Zinco
Zincato – ZnO2
2-
12-
Selenito – SeO3
2-
2-
2-
Selenato – SeO4
4-
Ortossilicato – SiO4
2-
Telurito – TeO3
Fluorsilicato – SiF6
2-
Telurato – TeO4
2-
22-
2-
Tetrahidroxizincato – [Zn(OH)4]
- 37 -
Cianato–OCN
2-
Superóxido – O4 / [O-O-O-O]
2-
2-
1-
2-
1-
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