QUÍMICA
PRISE II
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO II
(Casos particulares de estequiometria)
I. QUANDO HÁ DUAS OU MAIS REAÇÕES
II. RENDIMENTO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Veja o exemplo a seguir:
É comum em uma reação química produzir uma quantidade
Dadas às reações, calcule a quantidade de ácido sulfúrico de produto menor do que a esperada pela equação química
partindo de 8g de enxofre?
correspondente. Desta maneira dizemos que o rendimento da
S(s) + O2(g) → SO2(g)
reação não foi total, ou seja, não foi 100%.
SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g)
Supomos que na queima de carvão mineral deveria serem
SO3(g) + H2O(L) → H2SO4(L)
produzidos 100L de dióxido de carbono, de acordo com a
Quando há esse tipo de problema não é necessário calcular reação: C(s) + O2(g) → CO2(g), porém só foram produzidos 90L
o valor das quantidades dos produtos formados de cada reação. em casos assim dizemos que:
É muito mais prático “somar algebricamente” as equações
RENDIMENTO (r): é o quociente entre a quantidade de
químicas e efetuar o cálculo estequiométrico diretamente na produto obtida e a quantidade de produto calculada
equação final.
teoricamente.
S(s) + O2(g) → SO2(g)
90
SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g)
r =
100
SO3(g) + H2O(L) → H2SO4(L)
r = 0,9
S(s) +
O2(g) + H2O(g) → H2SO4(L)
Para um rendimento percentual (R) é só multiplicar o
Neste tipo de problema é indispensável que:
rendimento por 100, deste modo temos:
- todas as equações estejam balanceadas individualmente;
R = 90%
- as substâncias “intermediárias” terão que ser canceladas,
para isso as quantidades devem ser iguais. Após essas etapas Ex3: Num processo de obtenção de ferro a partir de hematita
recaímos em um cálculo estequiométrico comum, onde para (Fe2O3), considere a equação não balanceada:
resolver é só:
Fe2O3 + C → Fe + CO
- Identificar o problema dado e a pergunta;
Utilizando-se 4,8 t de minério e admitindo-se um
- Montar uma proporção acertando os coeficientes entre rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida
produtos e reagentes;
será de: (Dados: Massas atômicas: C = 12; O = 16; Fe = 56).
- Estabelecer uma regra de três simples entre o dado e a - Balancear a equação química.
pergunta.
- Cálculo da quantidade de produto formado adotando
S(s) +
O2(g) + H2O(g) → H2SO4(L)
rendimento 100%.
Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO
Da equação: 32g/mol ----------------------------- 98g/mol
8g ------------------------------------ X
160 t ------------- 2 x 56 t
Da equação:
Do problema:
4,8 t --------------- X
Do problema:
X = 8 x 98
X = 4,8 x 112
32
160
X = 24,5 g
X = 3,36 t de Fe
Ex1: Certa massa de ferro é oxidada a óxido férrico; a seguir,
este último reage com ácido sulfúrico produzindo 80g de sulfato - Cálculo da quantidade de produto para 80% de rendimento.
férrico. Qual a massa inicial do ferro?
Rendimento 100% ---------------------- 3,36 t
Dados: Fe = 56 u; S = 32 u; O = 16 u.
Rendimento 80% ------------------------ Y
2 Fe + 3 O2 → Fe2O3
Y = 80 x 3,36
Fe2O3 + 3 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3 H2O
100
a) 224g.
d) 11,2g.
Y = 2,688 t de Fe
b) 22,4g.
e) 44,8g.
c) 112g.
Ex4: A combustão do gás amoníaco é representada pela seguinte
equação não balanceada:
Ex2: Garimpeiros inexperientes, quando encontram pirita,
pensam estar diante de ouro, por isso, a pirita é chamada “ouro
NH3 + O2 → N2 + H2O
dos tolos”. Entretanto, a pirita não é mineral sem aplicação. O
H2SO4, ácido muito utilizado nos laboratórios de química, pode Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L de NH 3, nas
ser obtido a partir da pirita por meio do processo:
CNTP, sabendo que a reação tem rendimento de 95%.
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
(Dados: Massas molares: H = 1 g/mol; O = 16 g/mol; volume
2 SO2 O2 → 2 SO3
molar nas CNTP = 22,4 L.)
SO3 + H2O → H2SO4
a) 256,5g.
Qual é a opção que indica a massa de H2SO4 obtida a partir de b) 270,0g.
60,0kg de pirita, com 100% de pureza, por meio do processo c) 67,5g.
equacionado acima?
d) 64,1g.
a) 9,8 kg
d) 60,0kg
e) 42,8g.
b) 12,4 kg
e) 98,0kg
c)49,0kg
Ex5: A reação N2O(g) + ½O2(g) → 2 NO(g) processa-se em um
sistema mantido sob pressão de 1,0 bar na temperatura de 25
°C. Partindo de 3,0 litros de uma mistura estequiométrica de
N2O e O2, o volume do sistema, quando 50% do N 2O tiver
reagido, será de
a) 1,0 litro.
d) 1,5 litro.
b) 2,0 litros.
e) 3,5 litros.
c) 5,0 litros.
III. PUREZA DOS REAGENTES DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Em reações químicas industriais é comum o uso de
reagentes impuros, por motivo de serem mais baratos ou por se
tratarem, por exemplo, de minérios. O calcário, por exemplo,
que é um tipo de minério formado principalmente por CaCO3
(substância principal), porém é acompanhado de várias outras
substâncias, chamadas de impurezas.
Pureza é quantidade da substância principal em relação à
massa total da amostra. Geralmente é dada em porcentagem.
Deste modo, se uma amostra de 25g é composta de 85% de
pureza temos:
Amostra: 25 g ------------------------ 100%
Subst. principal: X g ----------------------- 85%
X = 85 x 25
100
X = 21,25 g de substância pura.
Ex6: Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de
cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento,
segundo a equação abaixo:
CaCO3 → CaO + CO2
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da
queima de 800g de calcita?
- Cálculo da quantidade de reagente puro.
800 g ----------------------- 100%
CaCO3 puro --------------- 80%
CaCO3 puro = 800 x 80
100
CaCO3 puro = 640 g
- Cálculo da quantidade de produto formado a partir da massa
pura do reagente.
CaCO3 → CaO + CO2
Da equação:
100g ------- 56 g
Do problema:
640g ------- X
X = 640 x 56
100
X = 358,4 g
Ex7: “O químico francês Antoine Laurent de Lavoisier ficaria
surpreso se conhecesse o município de Resende, a 160 km do
Rio. É lá, às margens da Via Dutra, que moradores, empresários
e o poder público seguem à risca a máxima do cientista que
revolucionou o século XVIII ao provar que, na natureza, tudo se
transforma. Graças a uma campanha que já reúne boa parte da
população, Resende é forte concorrente ao título de capital
nacional da reciclagem. Ao mesmo tempo em que diminui a
quantidade de lixo jogado no aterro sanitário, a comunidade faz
virar sucata objeto de consumo. Nada se perde”.
Assim, com base na equação:
2 Al2O3(s) → 4 Al(s) + 3 O2(g)
e supondo-se um rendimento de 100% no processo, a massa de
alumínio que pode ser obtida na reciclagem de 255 kg de sucata
contendo 80% de Al2O3 em massa é:
Dados: Al = 27 g/mol; O = 16 g/mol.
a) 540 kg.
d) 108 kg.
b) 270 kg.
e) 96 kg.
c) 135 kg.
Ex8: O medicamento “Leite de Magnésia” é uma suspensão de
hidróxido de magnésio. Esse medicamento é utilizado para
combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico,
encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizarmos
12,2g desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade do
ácido clorídrico, produzindo 16g de cloreto de magnésio.
Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O
O grau de pureza desse medicamento, em termos do hidróxido
de magnésio, é igual a:
Dados: Mg(OH)2 = 58 g/mol; HCl = 36,5 g/mol e MgCl2 = 95
g/mol.
a) 90%.
d) 40%.
b) 80%.
e) 30%.
c) 60%.
IV. REAGENTE EM EXCESSO E LIMITANTE
# IMPORTANTE !
1º) Numa reação química, os reagentes presentes nem sempre
estão de acordo com os coeficientes da equação química
balanceada.
2º) Nesse caso, um dos reagentes será consumido primeiro e vai
determinar o final da reação, sendo chamado de Reagente
Limitante.
o
3 ) O outro reagente que não foi totalmente consumido ou
“restou” é chamado de Reagente em Excesso.
# “Receita para resolver”
Quando são dadas duas quantidades de reagentes uma
delas provavelmente está em excesso.
I. Escolha uma quantidade e Isole o outro valor;
II. Monte a regra de três entre o dado e o perguntado e a
solucione;
III. Se o valor encontrado > valor isolado → reagente limitante.
Se o valor encontrado < valor isolado → reagente em excesso.
Se o valor encontrado = valor isolado → reagente em excesso.
Ex9: Misturando-se 147g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido
de sódio para que reajam segundo a equação descrita abaixo:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
Pede-se calcular:
a) a massa de sulfato de sódio formada;
b) a massa do reagente que sobra (excesso) após a reação.
1º Passo: vamos escolher a massa de ácido sulfúrico (147g) e
isolar a massa do hidróxido de sódio (100g);
2º Passo: vamos fazer o cálculo da quantidade de hidróxido de
sódio que reagiria com 147g de ácido sulfúrico;
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
Da equação: 98g ------- 2 x 40g
Do problema: 147g ------- X
X = 147 x 80
98
X = 120 g de NaOH
# I.P.C.: Nestes termos isso é impossível, pois o enunciado do
problema informa que temos apenas 100g de NaOH. Como foi
encontrado (120g) um valor maior que o isolado (100g)
dizemos que o NaOH é o reagente limitante e que o H 2SO4 é o
reagente em excesso.
Agora vamos inverter o cálculo, usaremos a quantidade de
NaOH e isolaremos o valor de H2SO4:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
Da equação: 98g ------- 2 x 40g
Do problema: Y ---------- 100g
Y = 100 x 98
80
Y = 122,5 g de H2SO4
# I.P.C.: Agora isso é possível, significa dizer que 100g de NaOH
dados no problema reagem com 122,5g de H 2SO4.
Como temos 147g de H2SO4, ainda sobrarão 24,5g o que
responde a pergunta (b) do exemplo 9.
Neste tipo de problema devemos atentar que é o reagente
limitante (em falta) que será o primeiro a acabar, sendo
determinante para o final da reação, deste modo o reagente
limitante que irá definir as quantidades de produtos que
poderão ser formados na reação.
Então podemos calcular:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
2 x 40g ---------- 142g
Da equação:
100g ---------- m
Do problema:
m = 100 x 142
80
m = 177,5 g de Na2SO4
respondendo assim a pergunta (a) do exemplo 9.
Ex10: O cloreto de Alumínio é um reagente muito utilizado em
processos industriais que pode ser obtido por meio da reação
entre alumínio metálico e o cloro gasoso descrita abaixo:
2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3
Se 2,70 g de alumínio são misturados a 4,0 g de cloro, a massa
produzida, em gramas, de cloreto de alumino é:
a) 5,01
d) 13,35
b) 5,52
e) 15,04
c) 9,80
Ex11: O dióxido de nitrogênio contribui para a formação da
chuva ácida como resultado de sua reação com a água da
atmosfera, de acordo com a reação abaixo:
(Dados: H = 1; N = 14; O = 16).
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
Na reação entre 2,76 g de NO2 e 0,54 g de água, ocorre:
a) Excesso de 0,18 g de água;
b) Produção de 1,26 g de ácido nítrico;
c) Formação de 0,90 g de óxido nítrico;
d) Formação de uma massa total de produtos igual a 3,30 g;
e) Consumo de 1,38 de NO2.
ANOTAÇÕES:
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
1) O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser
obtido industrialmente pela fermentação da sacarose
(C12H22O11) , representada simplificadamente pelas equações:
C12H22O11 + H2O → 2 C6H12O6
2 C6H12O6 → 4 C2H5OH + 4 CO2
(Dados: C = 12; O = 16; H = 1)
Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana que
contenha 5 mols de sacarose e admitindo-se um rendimento de
80%, o número de mols de álcool etílico obtido será igual a:
a) 20
d) 8
b) 16
e) 5
c) 10
2) Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido
sulfúrico (H2SO4) foram derramadas pelo navio Bahamas no
litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto
ambiental de um desastre desse tipo, é preciso neutralizar a
acidez resultante. Para isso pode-se, por exemplo, lançar
calcário, minério rico em carbonato de cálcio (CaCO 3), na região
atingida.
A equação química que representa a neutralização do H 2SO4 por
CaCO3, com a proporção aproximada entre as massas dessas
substâncias é:
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2
(Dados: C = 12; O =16; H = 1; S = 32 e Ca = 40)
Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser
empreendido para enfrentar tal situação, estimando a
quantidade de caminhões necessária para carregar o material
neutralizante. Para transportar certo calcário que tem 80% de
CaCO3, esse número de caminhões, cada um com carga de 30
toneladas, seria próximo de
a) 100
d) 400
b) 200
e) 500
c) 300
3) O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a
partir do carbeto de cálcio (carbureto) de acordo com a
equação.
CaC2 + 2H2O  Ca(OH)2 + C2H2
Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o
volume de acetileno obtido, nas CNTP, em litros, é de
aproximadamente.
a) 0,224
d) 224
b) 2,24
e) 260
c) 26
4) 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
(Dados: Na = 23; O = 16; Cl = 35,5; H = 1).
a) 58,5 %
d) 80 %
b) 23,4 %
e) 90%
c) 60 %
5) 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%. A afirmação correta é:
2 Na + Cl2 → 2 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.
6) Considere a reação em fase gasosa: N2 + 3 H2 → 2 NH3.
Fazendo-se reagir 4 L de N2 com 9 L de H2 em condições de
pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que:
(Dados: N = 14; H = 1)
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 de volume total.
e) Após o término da reação, serão formados 8 L de NH3.
7) A reação completa entre 5,0g de gás carbônico e 8,0g de
hidróxido de sódio, segundo a equação:
CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O
produz ______ g de carbonato de sódio, restando _____ g do
reagente colocado em excesso. Os
números que preenchem corretamente as lacunas são,
respectivamente:
a) 10,6g e 0,6g.
d) 10,0g e 3,0g.
b) 12,0g e 1,0g.
e) 8,3g e 0,6g.
c) 5,8g e 4,0g.
8) A pirita de ferro, FeS2, forma cristais dourados que sao
chamados de “ouro dos trouxas”. Uma amostra com 300
gramas de FeS2 contem 112 gramas de ferro. Assinale a
alternativa que apresenta a pureza de FeS2 na amostra
analisada. (Dados: FeS2 = 120 g/mol e Fe = 56 g/mol.)
a) 37 %
d) 80 %
b) 50 %
e) 90 %
c) 65 %
9) O óxido nitroso é usado como anestésico em partos. A sua
obtenção é dada pela reação apresentada na equação química
abaixo:
NH4NO3 → N2O + 2 H2O
Se foram usados 6 gramas de nitrato de amônio e foram obtidos
2,97 g de óxido de dinitrogênio, qual o rendimento da reação?
a) 91%
d) 90%
b) 110%
e) 80%
c) 97%
10) A contaminação da água com arsênio está preocupando a
Primeira-Ministra de Bangladesh (...) que já pediu ajuda
internacional”. O arsênio não reage rapidamente com a água. O
risco da permanência do arsênio em água é o seu deposito nos
sedimentos. É a seguinte reação do arsênio com NaOH:
2 As + 6 NaOH → 2 Na3AsO3 + 3 H2
75g de arsênio reagiram com NaOH suficiente, produzindo 25,2
L de H2, nas CNTP. O rendimento percentual da reação foi:
Dados: Volume molar nas CNTP = 22,4 L; As = 75g/mol; Na =
23g/mol; O = 16g/mol; H = 1g/mol.
a) 75%.
d) 90%.
b) 80%.
e) 95%.
c) 85%.