Pureza dos Reagentes

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.

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%.

Vamos resolver um exercício sobre pureza dos reagentes juntos:

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

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:

a) podem ocorrer reações paralelas, e com isso, parte dos reagentes é consumida formando outros produtos;

b) podem ocorrer perdas de produto durante a reação;

c) a reação pode ficar incompleta por ser reversível, isto é, permite o deslocamento de reagente ou produto para ambos os lados.

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.

Continue estudando com o vídeo abaixo sobre pureza dos reagentes:

Vamos resolver alguns exercícios juntos para ficar mais simples. O primeiro é mais tranquilo, pois aborda apenas a questão do rendimento. Vamos lá?

1) (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%.

Agora vamos para um exercício que envolve um pouquinho mais de conhecimento, preparado?

2) (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 O_2.

Agora, teste seus conhecimentos sozinho (a) e boa sorte!

1) (Fuvest) Ao misturar 147 g de H2SO4 e 100 g de NaOH, reagindo de acordo com a equação abaixo, qual substância será o reagente limitante da reação?

Dados: H =1; O = 16; Na= 23; S = 32

H₂SO₄   +   2 NaOH    →      Na₂SO₄    +   2 H₂O

gab.: NaOH = reagente limitante

         H₂SO₄ = reagente em excesso

2) (FEI- SP) Qual será a quantidade de H2O formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?

Dados: H = 1; O = 16

2 H₂  +   O₂   →    2 H₂O

gab.: 108g H₂O

3) (Vunesp – SP) Na reação:  2 H₂   +  O₂  →  2 H₂O

Colocando-se em presença de 3g de hidrogênio e 30 g de oxigênio, qual a massa da água formada?

Dados: H =1; O = 16

gab.: 27 g H₂O   (reagente limitante é o hidrogênio, reagente em excesso é o oxigênio).

4) (PUC – SP) Na reação:

FeS   +  2 HCl   →    FeCl₂  +    H₂S

Calcular a massa de FeCl2 obtida quando 1.100 g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico?

Dados: FeCl2 = 127 g/mol;    FeS = 88 g/mol

gab.: 1270 g FeCl₂

 

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