Você sabia que durante os diversos processos industriais várias moléculas presentes nas substâncias não são utilizadas?Então venha estudar conosco e adquirir mais conhecimentos para a prova de Química do Enem!
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.
Videoaula
Exemplos de pureza dos reagentes
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%.
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 O2.
Exercícios
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
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
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
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
GABARITO
1 – GAB.: NaOH = reagente limitante H2SO4 = reagente em excesso
2 – GAB.: 108g H2O
3 – GAB.: 27 g H2O (reagente limitante é o hidrogênio, reagente em excesso é o oxigênio).
4 – GAB.: 1270 g FeCl2