exerc. resolvidos estequiometria e28093 rendimento pureza

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20 – ESTEQUIOMETRIA – RENDIMENTO - PUREZA

I – Introdução.A estequiometria que é amplamente utilizada na industria química, nada mais é que a

aplicação numérica das Leis Ponderais e da Hipótese de Avogadro em processos

práticos.

Para evitarmos erro durante a aplicação de cálculos estequiométricos, devemos ser

metódicos e saber analisar seus casos particulares com calma e naturalidade, pois todos

são de grande valia para o bem estar social.

Para executarmos um cálculo estequiométrico de forma precisa devemos adotar

alguns procedimentos, como:

1 – observar se a equação está balanceada, caso não esteja proceder ao acerto de seus

coeficientes.

2 – observar a relação molar entre reagentes e produtos, para tanto, basta observarmos

os coeficientes da reação balanceada.

3 – identificar as substâncias envolvidas no cálculo através do enunciado e estabelecer

uma regra de três entre os dados fornecidos.

Nessa aula estudaremos alguns casos particulares de calculo estequiométrico, são

eles: calculo com rendimento, calculo com grau de pureza e calculo com reagente em

excesso.

II - Calculo estequiométrico com percentual de rendimento.As reações químicas envolvem de forma direta ou indireta percentuais de

rendimento. Por vezes esperasse 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.

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Exemplificando:Uma amostra de 200g CaCO3 (M=100g), produziu por decomposição térmica 66g de

CO2(M=44g/mol), de acordo com a equação, a seguir. Determine o percentual ou grau de

rendimento para esse processo.

CaCO3 → CaO + CO2

1 mol 1 mol

100g---------------------44g

200g---------------------- x

x = 88g de CO2 – valor teórico – 100% rendimento

88g--------100%

66g----------- x (grau de rendimento) x = 75% de rendimento

III - Calculo estequiométrico com percentual de pureza.Em qualquer processo de químico a impureza deve ser desprezada, pois esta pode

contaminar o processo ou formar produtos secundários os quais podem não ser de

interesse para o procedimento químico.

Dessa maneira, quando aparecer impurezas em qualquer reagente devemos

extraí-la dos nossos cálculos e efetuar a estequiometria apenas com reagentes puros.

Exemplificando:

Para transformar mármore em gesso, precisamos atacá-lo com ácido sulfúrico, segundo a

reação:

H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O

2,5 kg de mármore com 20% de impureza pode produzir quantos kg de gesso?

Dados: (Ca = 40; C = 12; S = 32; O = 16)

Antes de efetuar o cálculo, devemos determinar a massa de mármore pura:

2500g de mármore-------100% da massa

x----------------------------80% puro x = 2000g de mármore puro

H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O

1 mol 1 mol 1mol 1 mol 1 mol

100g------136g



2000g-------x x = 2720g ou 2,72kg de gesso.

IV – Calculo estequiométrico com reagente em excesso. De acordo com as Leis ponderais, existe uma relação fixa na qual os reagentes

interagem (Lei de Proust), caso um dos participantes tenha um maior valor de massa ou

de volume que a proporção estabelecida, a quantidade em excesso não reagirá.

Sempre que o enunciado do problema trouxer dados sobre mais de um dos

reagentes da reação, tome cuidado, podemos ter um caso de reagente em excesso.

Exemplificando:8 gramas de hidrogênio são colocados para reagir com 100 gramas de oxigênio,

determine a massa de água obtida na reação. (H=1u, O=16u)

H2 + 1/2O2 H2O

1 mol 0,5 mol 1 mol

2g 16g 18g relação de massa definida

4g 32g 36g

8g 64g 72g

Observe que 8 gramas de H2 reagem completamente com 64 gramas de oxigênio,

formando 72 gramas de água. Observamos então que o excesso é de 36gramas de

oxigênio e que o hidrogênio é o reagente limitante do sistema,

PROPOSIÇÃO DE ATIVIDADES.

01. (Puc-RJ) O sulfato de cálcio (CaSO4) é matéria-prima do giz e pode ser obtido pela

reação entre soluções aquosas de cloreto de cálcio e de sulfato de sódio (conforme

reação abaixo). Sabendo disso, calcule a massa de sulfato de cálcio obtida pela reação

de 2 mols de cloreto de cálcio com excesso de sulfato de sódio, considerando-se que o

rendimento da reação é igual a 75 %.

CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) CaSO4(s) + 2NaCl(aq)

a) 56 g.

b) 136 g.



c) 272 g.

d) 204 g.

e) 102 g.

Resposta: letra D

CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) CaSO4(s) + 2NaCl(aq)

1mol------------------------------- 136g

2mol-------------------------------- X X = 272 gramas de CaSO4 ----------100%(R)

Y -------------------------- 75%

Y = 204 gramas de CaSO4

02. (UFC) A porcentagem de TiO2 em um minério pode ser determinada através da

seguinte reação:

3TiO2(s) + 4BrF3(liq) 3TiF4(s) + 2Br2(liq) + 3O2(g)

Se 12,0 g do minério produzem 0,96 g de O2, a porcentagem aproximada de TiO2 nesse

minério é de:

a) 10%

b) 20%

c) 30%

d) 40%

e) 50%

Resposta: letra B

3TiO2(s) + 4BrF3(liq) 3TiF4(s) + 2Br2(liq) + 3O2(g)

239,7g---------------------------------------------------- 96g

12g--------------------------------------------------------- X

X = 4,8gramas de O2 se o minério é puro

4,8g-------------100% (pureza)

0,96g--------------X X = 20% de TiO2

03. (Unirio-RJ) Soluções de amônia são utilizadas com freqüência em produtos de

limpeza domésticas. A amônia pode ser preparada por inúmeras formas. Dentre elas:



CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)

Partindo-se de 224g de CaO, obtiveram-se 102g de NH3. O rendimento percentual da

reação foi de:

(H = 1; N = 14; O = 16, Cl= 35,5; Ca = 40)

a) 100

b) 90

c) 80

d) 75

e) 70

Resposta: letra D

CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)

56g----------------------- 34g

224g---------------------- X

X = 136g------------100% (R)

102g-------------Y Y = 75%

04. (Vunesp-SP) São colocadas para reagir entre si as massas de 1,00g de sódio

metálico e 1,00g de cloro gasoso. Considere que o rendimento da reação é 100%. São

dadas as massas molares, em g/mol: Na=23,0 e Cl=35,5. A afirmação correta é: Na(s) +

1/2Cl2(g) NaCl

a) há excesso de 0,153 g de sódio metálico.

b) há excesso de 0,352 g de sódio metálico.

c) há excesso de 0,282 g de cloro gasoso.

d) há excesso de 0,153 g de cloro gasoso.

e) nenhum dos dois elementos está em excesso.

Resposta: letra B

Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl

23g--------- 35,5g

X-------------- 1g X = 0,648gramas de sódio reagente

Excesso de 0,352 gramas de sódio

05. O H2S reage com o SO2 segundo a reação:



2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O.

Qual o número máximo de mols de S que pode ser formado quando se faz reagir 5 moles

de H2S com 2 mols de SO2.

Resposta:

2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O.

2 mols 1 mol 3 mols 2 mols (relação em mol definida)

5 mols 2 mols 6 mols 4 mols

06. (UECE) Partindo-se de 200g de soda cáustica, por neutralização completa com ácido

clorídrico obtêm-se 234g de cloreto de sódio. A porcentagem de pureza da soda cáustica

é de: NaOH + HCl NaCl + H2O

a) 58,5 %

b) 23,4 %

c) 60 %

d) 80 %

Resposta: letra D

NaOH + HCl NaCl + H2O

40g-------------------58,8g

200g-------------------- X X = 294g de NaCl-------------------100% (Pureza de NaOH)

234g-------------------------------------Y

Y = 80% de pureza

07. (Unitau-SP) Tratando-se 50g de uma solução de AgNO3 a 30%, pela solução de KCl,

qual o precipitado obtido e qual a sua massa?

Dados: N =14; O =16; Cl = 35,5; K = 39; Ag =108

Resposta:

KCl + AgNO3 KNO3 + AgCl

170g-------------------143,5g

15g----------------------X X = 12,66g de precipitado de AgCl

precipitado: AgCl

m ppt = 12,66 g



08. (Fuvest-SP) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a

formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no

processo. A equação não balanceada que representa o processo global é:

Al2O3 + C CO2 + Al

Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, são produzidos

esse processo?

a) 3 e 2

b) 1 e 4

c) 2 e 3

d) 2 e 1

e) 3 e 4

Resposta: letra E

2Al2O3 + 3C 3CO2 + 4Al

09. (Unesp-SP) Considere a reação química representada pela equação:

2Fe2S3(s)+6H2O(liq)+3O2(g)4Fe(OH)3(s)+6S(s)

Calcule a quantidade (em mols) de Fe(OH)3 que pode ser produzida a partir de uma

mistura que contenha 1,0 mol de Fe2S3, 2,0mols de H2O e 3,0mols de O2.

Resposta: 1,33 mol

2Fe2S3(s)+6H2O(liq)+3O2(g)4Fe(OH)3(s)+6S(s)

2mol--------6mol------3mol 4mol-------------6mol

1mol--------2mol-----3mol 1,33 mol de Fe(OH)3

10. (Unesp-SP) Considere a reação em fase gasosa:

N2 + 3H2 2NH3

Fazendo-se reagir 4 litros de N2 com 9 litros de H2 em condições de pressão e

temperatura constantes, pode-se afirmar que:

a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas.

b) o N2 está em excesso.

c) após o término da reação, os reagentes serão totalmente convertidos em amônia.

d) a reação se processa com aumento do volume total.

e) após o termino da reação, serão formados 8 litros de NH3.



Resposta: letra B

N2 + 3H2 2NH3

1mol-----------3mol 2mol

4mol----------9mol 6mol excesso de 1 mol de N2.

11. (Mackenzie) Considerando que a proporção de gás oxigênio no ar seja de 20% (% em

volume), então o volume de ar, em litros, medidos nas C.N.T.P, necessário para que

ocorra a oxidação de 5,6 g de ferro, é de:

Dados: (massa molar do Fe igual a 56 g/mol) 2Fe + O2 Fe2O3 (não balanceada)

a) 0,28.

b) 8,40.

c) 0,33.

d) 1,68.

e) 3,36.

Resposta: Letra B

2Fe + 3/2O2 Fe2O3

112g---33,6L

5,6g----X X = 1,68litros de O2 -----------20%

Y (Ar) -------------------100% Y = 8,4 litros Ar

12. (Udesc) Segundo a equação

C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O

a massa de água (em gramas) que se forma quando se queimam 18,4g de álcool etílico é:

(Dados: H = 1; C = 12; O = 16)

a) 54,0

b) 46,0

c) 21,6

d) 32,7

e) 18,8

Resposta: Letra C

C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O

46g------------------------------ 54g



18,4g--------------------------- X X = 21,6 gramas de H2O

13. (Uel) A questão a seguir refere-se à obtenção de 56,0 toneladas de ferro metálico pela

reação representada pela equação:

Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO(g) + 2Fe(s)

Dados:

Massa molar do Fe = 56,0 g/mol

Massa molar do Fe2O3 = 160 g/mol

Quantas toneladas de Fe2O3 são consumidas na reação?

a) 160

b) 120

c) 100

d) 90,0

e) 80,0

Resposta: letra E

Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO(g) + 2Fe(s)

160g----------------------------------- 112g

X------------------------------------------ 56 ton.

X = 80 toneladas.

14. (Uel) Quantos gramas de hidróxido de potássio são necessários para neutralizar

completamente 1,0 mol de H2S? 2KOH + H2S K2S + H2O

Dado: Massa molar do KOH = 56,0 g

a) 14,0

b) 21,0

c) 28,0

d) 56,0

e) 112

Resposta: letra E

2KOH + H2S K2S + H2O

112g--- 1mol


exerc. resolvidos estequiometria e28093 rendimento pureza

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