Estequiometria

Estequiometria
Priscila Milani
Cálculo de massa para amostras impuras:
Reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque eles são
mais baratos ou porque eles já são encontrados na Natureza acompanhados de
impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios).
Consideremos, o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por
CaCO3 (substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias
(impurezas):
se em 100 g de calcário encontramos 90 g de CaCO3 e 10 g de
impurezas, dizemos que o calcário tem 90% de pureza (porcentagem ou teor de
pureza) e 10% de impurezas (porcentagem das impurezas).
Se a porcentagem de pureza é 90%, o grau de pureza será igual a 90/100 = 0,90
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Exemplo:
Deseja-se obter 180 litros de dióxido de carbono, medidos nas condições normais, pela
calcinação de um calcário de 80% de pureza. Qual a massa de calcário necessária?
(Massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40)
100g
100%
X
80%(porcentagem de pureza)
X=80g de CaCO3
Significa que a cada 100g do calcário,
apenas 80g são CaCO3
Resolução:
CaCO3
CaO + CO2(g)
100g
22,4L
X . 0,8
180L
X= 100 . 180
0,8 . 22,4
X=1004,46g de CaCO3
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Exemplo:
O óxido de magnésio é produzido a partir do magnésio na presença de oxigênio.
Dispomos de 120 g de magnésio com 80% de pureza. Utilizando toda essa quantia,
quanto conseguiremos produzir de óxido de magnésio?(Massas molares:
Mg=24g/mol; O=16g/mol)
2Mg + O2(g)
2MgO
2.24
2. 40
120.0,8
X
X=160 g de óxido de magnésio
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Reagente em excesso e reagente limitante:
Nem sempre uma reação química acontece por completo. Isso ocorre, por exemplo,
quando um dos reagentes está em excesso e parte dele não reage. O outro reagente,
que é consumido primeiro, é denominado reagente limitante.
Exemplo:
Considere a reação:
2CO(g) + O2(g)
2CO2(g)
Com base na estequiometria, são necessárias 2 moléculas de CO para reagir com uma
molécula de oxigênio e formar 2 moléculas de CO2 – a proporção é portanto 2:1:2
Se tivermos excesso de um dos reagentes:
2CO(g) + 2O2(g)
2CO2(g) + O2(g)
Não está de acordo com a relação estequiométrica, verifica-se que o CO é totalmente
consumido enquanto que o oxigênio não. Isso significa que o oxigênio é o reagente em
excesso e o CO é o reagente limitante.
Reagente limitante realmente limita a reação, pois depois que ele é totalmente
consumido, a reação cessa, não importando a quantidade em excesso que ainda tenha
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outro reagente.
Exercícios:
A massa de 138g de álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de
oxigênio, em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa do gás
carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver? (massas molares:
C=12g/mol; O=16g/mol; H=1g/mol)
C2H6O + 3O2(g)
2CO2(g) + 3H2O
1mol
46g
Pela estequiometria: 1mol etanol : 3 mol oxigênio
X
138g
dessa forma: 3mol etanol : 9 mol oxigênio
X=3 mol de Etanol
então está sobrando 1 mol de oxigênio, ou seja, o etanol é o
1mol
32g
reagente limitante e o oxigênio é o reagente em excesso.
X
320g
X=10 mol de O2
46g
3. 32g
2.44g
138g
X
X=264g de CO2 serão liberados
138g
Y
Y=288g de O2 serão utilizados
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320g – 288g = 32g de O2 estão sobrando
Rendimento Teórico e
Rendimento Percentual
Quantidade Real de Produtos - quantidade obtida no final da reação, medida em
gramas ou mols ( quantidade medida experimentalmente).
Quantidade Teórica ou Rendimento Teórico – é a massa que deveríamos obter se
não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada COM BASE
NUMA EQUAÇÃO QUÍMICA).
Rendimento Percentual – relação entre quantidade obtida experimentalmente e
quantidade teórica esperada.
RENDIMENTO PERCENTUAL =
Quantidade Real x 100%
Quantidade Teórica
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CALCULANDO O RENDIMENTO PERCENTUAL
DE UM PRODUTO
Exemplo: Um químico efetua a síntese do tricloreto de fósforo misturando 12,0 g de
P com 35,0 g de Cl2 e obtém 42,4 g de PCl3. Calcule o rendimento percentual para
este composto.
2 P(s) + 3 Cl2(g) → 2 PCl3(l)
1 Etapa. Uma vez que foram fornecidas as massas, deve-se saber qual é o
reagente limitante.
12,0 g P ----- X
30,97 g P ----- 1 mol P
X = 0,38 mol de P
35 g de Cl2 ---- X
70,90 g Cl2 ----- 1 mol Cl2
X = 0,49 mol Cl2
Pela estequiometria: 2 mol P : 3 mol de Cloro
ou seja 1 mol de P : 1,5 mol de Cloro;
dessa forma: 0,38 mol P : 0,57 mol Cloro
então está sobrando Fósforo, ou seja, o Cloro é o
reagente limitante e o Fósforo é o reagente em
excesso.
Vemos que não há Cl2 suficiente para reagir com 12,0 g de P.
O Cl2 será totalmente consumido, ele é o reagente limitante.
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2 Etapa. Para obter o RENDIMENTO TEÓRICO de
PCl3, vamos calcular quantos gramas deste poderiam
ser obtidos a partir de 35 g de Cl2.
Analisando-se a Equação
2 P(s) + 3 Cl2(g) → 2 PCl3(l)
Pela estequiometria: 3 mol Cl2 : 2 mol de PCl3
ou seja 1,5 mol de Cl2 : 1 mol de PCl3;
0,49 mol Cl2 ---- X
1,5 mol de Cl2 ----- 1 mol PCl3
X = 0,326 mol PCl3
0,33 mol PCl3 ---- X
1 mol PCl3 ----- 137,32 g PCl3
X = 45,3 g PCl3
3 Etapa. Para obter o RENDIMENTO PERCENTUAL de PCl3, vamos calcular a
relação entre massa obtida e massa esperada.
Rendimento %=
Quantidade Real x 100%
Quantidade Teórica
Rendimento % = 42,4 g PCl3 x 100% = 93,5%
45,3 g PCl3
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Exercícios Propostos
1. Em 200g de calcário encontramos 180g de CaCO3 e 20g de impurezas. Qual o grau
de pureza do calcário?
200g -------------100%
180g ------------- y y = 90% de Pureza
2. Uma amostra de 200 g de calcário (com teor de 80% de CaCO3) foi tratada com
ácido fosfórico (H3PO4) conforme a equação química balanceada:
3CaCO3 + 2H3PO4 1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2.
Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado.
Dados : CaCO3 – 100 g/mol; Ca3(PO4)2 – 310 g/mol
Pela estequiometria:
3 mol de CaCO3 ---- 1 mol de Ca3(PO4)2
Ou seja:
300 g de CaCO3 ----- 310 g de Ca3(PO4)2
200 g ---- 100%
X
----- 80%
X = 160g de CaCO3
160 g CaCO3 ---- X
300 g de CaCO3 ----- 310 g de Ca3(PO4)2
X = 165,33 g de Ca3(PO4)2
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3. Queimando-se 30g de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de
dióxido de carbono (CO2) obtida? Utilize a equação:
C + O2 CO2 .
Pela estequiometria:
1 mol de C ---- 1 mol CO2
Ou seja:
12 g de C ----- 44 g de CO2
30 g C ---- X
12 g de C ----- 44 g de CO2
X = 110 g de CO2 com 100% de Rendimento
90 %---- X
100 % ----- 110g de CO2
X = 99 g de CO2 com 90% de Rendimento
4. Foram misturados 40g de gás hidrogênio (H2) com 40g de gás oxigênio (O2), com a
finalidade de produzir água, conforme a equação:
2 H2 + O2 2 H2O.
Determine:
a)o reagente limitante;
b)a massa de água formada;
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c)a massa de reagente em excesso.
a) Reagente limitante:
40,0 g H2 ----- X
2 g H2 ----- 1 mol H2
X = 20 mol de H2
40 g O2 ---- X
32 g O2 ----- 1 mol O2
X = 1,25 mol O2
Pela estequiometria: 2 mol H2 : 1 mol de O2
dessa forma: 20 mol H2 : 10 mol Oxigênio
então está sobrando Hidrogênio, ou seja, o Oxigênio é
o reagente limitante e o Hidrogênio é o reagente em
excesso.
b) Água Formada:
40 g O2 ---- X
32 g O2 ----- 36 g H2O
Pela estequiometria: 1 mol O2 : 2 mol de H2O;
dessa forma: 32 g O2 : 36 g de água
X = 45 g H2O
c) Reagente em excesso:
40 g O2 ---- X
32 g O2 ----- 4 g H2
X = 5 g de H2 reagem
Pela estequiometria: 1 mol O2 : 2 mol de H2;
dessa forma: 32 g O2 : 4 g de Hidrogênio
Quantidade de H2 em excesso: massa inicial – massa consumida
Quantidade de H2 em excesso: 40 – 5 = 35 g de H2
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5. O ácido sulfúrico de larga utilização e fator determinante do índice de
desenvolvimento de um país, é obtido pela reação
SO3 + H2O  H2SO4.
Reagimos 80g de trióxido de enxofre (SO3) com água em excesso e condições
necessárias. Qual a massa de ácido sulfúrico obtida nessa reação que tem rendimento
igual a 75%?
Resposta:73,5 g de H2SO4
6. A equação de decomposição da pirita (FeS) é:
FeS + O2  SO2 + Fe2O3.
Qual a massa de óxido de ferro III obtida, em kg, a partir de 300 kg de pirita, contendo
20% de impurezas?
Resposta:218,18 kg de Ferro
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7. 32,70g de zinco metálico (Zn) reagem com uma solução concentrada de hidróxido de
sódio (NaOH), produzindo 64,53g de zincato de sódio (Na2ZnO2). Qual o rendimento
dessa reação?
Equação química:
2 NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2
Resposta: 89,69% de Rendimento
8. 4g de hidróxido de sódio (NaOH) são adicionados a 4g de ácido clorídrico (HCl),
produzindo cloreto de sódio (NaCl) e água. Pergunta-se: há excesso de qual reagente?
Resposta: 0,35g de HCl
9. O nitrato de potássio (KNO3) é conhecido pelas suas propriedades diuréticas. Uma
das reações em que podemos obter este composto é dada a seguir:
AgNO3 + KCl  KNO3 + AgCl.
Dispondo de 425g de nitrato de prata com 80% de pureza, qual a massa de nitrato de
potássio que obtemos se o rendimento da reação é de 60%?
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Resposta: 121,2 g de KNO3