Grau de pureza dos reagentes: o que é e como calcular

O grau de pureza dos reagentes é a relação entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Saiba mais neste resumo de Química!

Muitas substâncias usadas como matérias-primas em processos industriais não são puras. Isto é, não contêm somente os seus componentes principais, mas contêm também certo grau de impurezas. Sendo assim, essas matérias-primas têm traços de outras substâncias que não participam das reações que estão sendo processadas industrialmente.

Para identificar as impurezas, utiliza-se uma massa qualquer de matéria-prima e inicia-se uma reação química, observando ao final da reação qual massa de produto foi obtida. Em seguida, por meio das Leis Ponderais, é calculada a massa de reagente que deveria ter sido usada para formar a massa obtida.

Este procedimento, realizado em laboratórios, é utilizado para detectar o grau de pureza de uma substância. Sendo que as impurezas (outras substâncias que não participam da reação) resultantes das reações devem ser eliminadas. Quanto mais pura uma substância, maior o seu custo.

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O grau de pureza dos reagentes

O grau de pureza dos reagentes é a relação entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. A porcentagem de pureza (%) é a porcentagem da massa da substância pura em relação à massa total da amostra.

Como podemos entender melhor essa abordagem?

Você deve trabalhar este tema empregando o cálculo estequiométrico, acertando os coeficientes da equação química e calculando a massa de produto obtido. Em seguida, através de regra de três, determinar o grau de pureza. Quando não é citado o valor da pureza, considera-se igual a 100%.

Rendimento de uma reação

O rendimento de uma reação representa a razão entre o produto obtido e a quantidade que teoricamente seria obtida. Normalmente nas reações químicas dos processos industriais a quantidade de produto obtido é menor que a quantidade esperada, o que significa que o rendimento não é igual a 100%. Isso ocorre devido a diversos fatores como:

  • Podem ocorrer reações paralelas, e com isso, parte dos reagentes é consumida formando outros produtos;
  • Podem ocorrer perdas de produto durante a reação;
  • A reação pode ficar incompleta por ser reversível, isto é, permite o deslocamento de reagente ou produto para ambos os lados.

Reagente limitante

Em uma reação química em que os reagentes não estão em uma mesma proporção estequiométrica, um deles será completamente consumido e limitará a quantidade de produto formado na reação, sendo chamado de reagente limitante.  

O reagente limitante limita a quantidade de produto que pode ser produzido na reação, pois depois que ele é totalmente consumido, a reação cessa, não importando a quantidade em excesso que ainda tenha do outro reagente.

Exercícios resolvidos sobre pureza dos reagentes

Questão 1

Qual a massa de CaCO3 presente em uma amostra de 200 g de calcário com 80% de pureza?

Resolução:

200 g ——   100%

x       ——– 80%

x = 160 g CaCO3

Questão 2

(Cesgranrio – 2005) A combustão de 36 g de grafite (C) provocou a formação de 118,8 g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação?

Dados: C = 12u; o = 16u

  • a) 50%
  • b) 60%
  • c) 70%
  • e) 80%
  • d) 90%

Resolução:

Primeiro devemos montar nossa reação para balancear e entender quem são nossos produtos e nossos reagentes:

C   +     O2     →      CO2

A equação está balanceada: 1 átomo de carbono nos reagentes e no produto formado; 2 átomos de oxigênio nos reagentes e no produto formado.

Devemos também calcular a massa molar do CO2

C = 12. 1 = 12

O = 16 . 2 = 32

CO2  total = 44 g

voltando para a reação:

C   +     O2     →      CO2

1 mol  de C   →    1mol de CO2

12 g ——————  44 g

36 g ——————- x

12 x =   36 . 44

x = 132 g CO2

Caso a reação tivesse produzido 132g de CO2, ela teria um rendimento de 100%. Porém, como o enunciado nos trouxe, a combustão de Grafite formou apenas 118,8g de CO2. Por isso, devemos relacionar esses dados em mais uma regra de três para obtermos a resposta da questão:

132 g ————- 100%

118,8 g —————– y

132 y = 118,8 . 100

y = 90%

Portanto, a resposta da questão é letra e) 90%.

Questão 3

(U.E.Maringá- 2006) Uma massa de 138 g de álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320 g de oxigênio (O2) nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Qual é a massa de CO2 liberado e o excesso de reagente, se houver?

Dados:  C= 12u; O= 16u; H = 1u.

Resolução:

Montando nossa reação balanceada:

C2H6O   +    3 O2   →    2 CO2    +    3 H2O

Massa Molar do C2H6O:

C = 12. 2 = 24

O = 16 . 1 = 16

H = 1 . 6 = 6

Total = 46g/mol

Massa Molar do CO2:

C = 12. 1 =12

O = 16 . 2 = 32

Total = 44g/mol

C2H6O   +    3 O2   →    2 CO2    +    3 H2O

1 mol de C2H6O ——   3 mol de O2  ——  2 mol de CO2

46 g  de  C2H6O     ——–      96 g (32 . 3) de O2   ————- 88 g (44 . 2) de CO2

138 g  de  C2H6O     —————     320 g de O2

Observando a proporção entre os reagentes observa-se que de 46 g para 138 g, aumentou 3x, e de 96 g para 320 g, para aumentar os mesmos 3x, o valor seria 288 g. Assim, temos uma sobra de 32 g (320 – 288). Portanto, o oxigênio é o reagente em excesso, e o álcool é o reagente limitante.

Vamos calcular a massa de CO2 formado a partir da quantidade de reagente limitante:

46 g _______  88 g

138 g _______  x

x =   264 g CO2

Podemos calcular a massa de O2 em excesso:

46 g ______  96 g

138 g ______  y

y = 288 g O2

Portanto, nossa resposta fica assim: a massa de CO2 liberada é de 264g e existe sim reagente em excesso, no caso o O2.

Videoaula

Exercícios sobre a pureza dos reagentes

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Sobre o(a) autor(a):

Texto elaborado por Roseli Prieto, professora de Química e Biologia da rede estadual de São Paulo. Já atuou em diversas escolas públicas e privadas de Santos (SP). É Gestora Ambiental e Especialista em Planejamento e Gestora de cursos a distância.

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