domingo, 17 de junho de 2012

Casos particulares da estequiometria


Além dos casos gerais, existem também alguns casos particulares. Iremos ver detalhadamente cada um a seguir =D

1)   Quando aparecem reações consecutivas

São aquelas em que um composto formado na primeira reação participa como reagente na segunda. É preciso balancear, conjuntamente, as duas equações de modo a resultar o mesmo número de moléculas para esse composto intermediário. 
                                                                                                      
Ex: Duas da reações que ocorrem na produção de ferro são representadas por:

2C + O2 à 2CO2
Fe2O3 + 3CO à 2Fe + 3CO2

O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando apenas essas duas etapas do processo, calcule a massa aproximada, em quilogramas, de carvão consumido na produção de 1 tonelada de ferro (massas atômicas: Fe = 56; C =12; O = 16).

Resolução:

O nosso primeiro passo será cancelarmos as substâncias intermediarias (no caso 2CO2 e 3CO). Note que temos que multiplicar ambas equações por números convenientes, que levem ao cancelamento desejado.

Então:
  
2C + O2 à 2CO                                       Multiplicando por 3
Fe2O3 + 3CO à 2Fe + 3CO                    Multiplicando por 2

Temos:

6C + 3O2 à 6CO       
2Fe2O3 + 6CO à 4Fe + 6CO2        
6C + 302 + 2Fe2O3 à 4Fe + 6CO2                        Equação-soma

Note que cancelamos o 6CO. Depois que cancelamos a substância intermediária, somamos a equação. Agora basta aplicarmos a nossa “velha conhecida” regra de três  =]

6C + 302 + 2Fe2O3 à 4Fe + 6CO2

6·12 kg de C -------------- 4·56 kg de Fe
   X      --------------  1000 kg de Fe

X = 321 kg de C

Pronto, problema resolvido!!! \o/


2)    Quando são da dadas as quantidades de dois (ou mais) reagentes
A maneira mais clara de explicarmos esse caso, é através desse seguinte exemplo:

Se para montar um carro, são necessários montar 5 pneus (4 mais 1 de reserva) e 1 volante, quantos carros poderemos montar com 315 pneus e 95 volantes?

Resolução:

5 pneus ------------ 1 carro
315 pneus ---------      X

X = 63 carros

Considerando que cada carro precisa de apenas um volante, serão necessário 63 volantes para montarmos o número de carros que calculamos acima, sendo assim, sobrando 32 volantes (95-63 = 32).
Então, concluímos que existem volantes em excesso (ou pneus em falta). Podemos dizer que o número de pneus constitui o fator limitante.

Agora vamos para um exemplo na química =]

Ex: Misturam-se 147g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio para que reajam segundo a equação H2SO4 + 2NaOH à Na2SO4 + 2H2O (massas atômicas: H=1; 0 = 16; Na = 23; S = 32). Pede-se calcular:
a)    A massa de sulfato de sódio formada;
b)   A massa do reagente em excesso após a reação.

Resolução:
Vamos primeiramente calcular a massa de sulfato de sódio que reagiria com os 147 g de H2SO4 mencionados na questão:

H2SO4     +    2NaOH à Na2SO4 + 2H2O


  98g de H2SO4  --------- 2·40g de NaOH           
         147g          ---------           X

X = 120g de NaOH

Note que isto é impossível, pois na questão informa que temos apenas 100g de NaOH. Dizemos então que o H2SO4 é o reagente em excesso, pois seus 147g precisam de 120g de NaOH para reagir completamente, mas só temos 100g de NaOH.
Agora vamos inverter o cálculo, para saber a massa de H2SO4 que reage com os 100g de NaOH:

H2SO4     +    2NaOH à Na2SO4 + 2H2O


  98g --------- 2·40 g          
   Y -----------    100g

Y = 122,5 g de H2SO4

Isso sim é possível, e significa que os 100g de NaOH dados na questão reagem 122,5g de H2SO4. Como temos 147g de H2SO4, sobrarão ainda 24,5g de H2SO4, sendo assim já respondemos a “letra b”.
O NaOH é o reagente limitante da equação, pois ele será o primeiro reagente a se esgotar.
Agora vamos ao cálculo da “letra a”:


H2SO4 + 2NaOH à Na2SO4 + 2H2O



          2·40 g de NaOH ------ 142g de Na2SO4
              100g de NaOH  -------           Z

              Z = 177,5 de Na2SO4

Pronto!!! Problema resolvido =D, note que p cálculo da “letra a”, foi feito a partir dos 100g de NaOH (reagente limitante), nunca poderíamos ter feito a parir dos 147g de H2SO4 (reagente em excesso), pois chegaríamos a um resultado falso. Portanto, lembrem-se que nunca podemos fazer o cálculo a partir do reagente em excesso, e sim a a partir do reagente limitante !

3)    Quando os reagentes são substâncias impuras

É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque eles são mais baratos ou porque já são encontrados na natureza acompanhado de várias outras substâncias (impurezas). Supondo o seguinte exemplo:

                                         

      Em uma amostra de 100g de calcário, apenas 90g é a parte pura, os outros 10g são “impurezas”.

Grau de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra.
No exemplo do calcário, temos: p = 90/100 = 0,9

Porcentagem de pureza (P) é a porcentagem da massa da substância pura em relação a massa total da amostra.
No exemplo do calcário, temos:
                      100% de calcário ------------- 100%
                      90g de calcário puro ---------     P
                      
                             P = 100p

Agora vamos demonstrar isso na química  =)

Ex: Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofrendo 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?

Resolução:

Na questão diz que a calcita contém apenas 80% de CaCO3. Então:

100g de calcita ---------------- 80 g de CaCO3
800g de calcita ----------------           X

X = 640g de CaCO3 puro

Esse valor acima representa a quantidade de CaCO3 puro em 800g de calcita, ou seja é a quantidade que irá participar da reação. Sendo assim:


                           CaCO3     -->        CaO   +   CO2


                             100g -------------- 56g
                       640g --------------    Y

                       Y = 358,4g de CaO


4)    Quando o rendimento não é total


É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a reação.
Quando dizemos que 1 mol de H2 produzem 1 mol de água, estamos considerando que as reações ocorrem de maneira completa, ou seja, as quantidades de reagentes disponíveis conseguem produzir a quantidade máxima possível de produtos.
Contudo, nem sempre as reações se comportam dessa maneira ideal. Muitas vezes, a reação não consegue produzir o máximo estimado de produto. Quando isso acontece dizemos que a reação não rendeu tudo que poderia render. Em outras palavras, o rendimento da reação não foi de 100%, ou seja, não foi total.

Para esse tipo de cálculo estequiométrico é importante as seguintes definições:

Rendimento (r) é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida em uma reação e a quantidade que teoricamente seria obtida.
Rendimento porcentual (R) é o rendimento de uma reação expressos em termos porcentuais.


Ex: Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação:
Fe2O3 + C à Fe + CO

Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, qual será a quantidade de ferro produzida será?

Note que a equação não está balanceada, então vamos balancear a mesma =]


       


      Fe2O3  +  3C à  2Fe  +  3CO
      
        160t ---------- 2·56t
        4,8t ----------    X

       X = 3,36t de Fe

Essa seria a massa de ferro obtida se a reação tivesse rendimento total, mas na questão diz que temos apenas um rendimento de 80%. Sendo assim:

100% ------------- 3,36t
80%  -------------     X           X = 2,688 t de Fe

5)    Quando os reagentes são misturas

Em nosso dia-a-dia, é muito comum lidarmos com misturas. Por exemplo, quando comemos um pedaço de bolo, devemos lembrar que esse bolo é o resultado de uma mistura de farinha, ovos, manteiga etc.
Na química é também muito comum aparecerem misturas participando como reagentes das reações químicas.
Nesses problemas, a dificuldade fundamental é no seguinte: as misturas não são obrigadas a obedecer a uma proporção constante; no entanto, toda equação química deve obedecer a uma proporção constante, de acordo com a lei de Proust.
Parece meio confuso mas depois de resolvermos os exemplos, vocês vão ver que é bastante fácil, basta ter atenção.
1° caso – Quando a composição da mistura reagente é dada
Ex: Uma mistura formada por 5 moles de flúor e 10 moles de cloro reage completamente com o hidrogênio. Qual é a massa total dos produtos formados?
As reações mencionadas no problema são:
H2 + F­2 à 2HF
H2 + Cl2 à 2HCl

Resolução:
Note que não podemos somar as duas equações vistas acima, pois a soma apresentaria 1 mol de Fpara 1 mol de Cl2, enquanto na questão fala que em 5 moles de Fe 10 moles de Cl2.
Sendo assim, nossa saída é trabalharmos com cada uma das equações separadamente.
Para o flúor:
H2 + F­2     à     2HF
    1 mol ------ 2·20g
    5 moles ---    X

X = 200g de HF

Para o cloro:

H2 + Cl2    à  2HCl
    1 mol ------ 2·36,5g
10 moles -----      Y

Y = 730g de HCl


Agora que achamos a massa dos reagentes, podemos achar a massa total, que será:
      Mtotal = X + Y à Mtotal = 200g + 730g à Mtotal = 930g 

     
2° caso - Quando a composição da mistura reagente não é conhecida
Ex: Uma massa de 24 g de uma mistura de H2 e CO queima completamente, produzindo 112g de produtos finais. Pede-se calcular as massas de H2 e de CO existente na mistura inicial.

Resolução:
No enunciado do problemas diz que ocorre uma queima, sendo assim o oxigênio entrara na nossa equação.
As reações mencionadas no problema são:

2H2 + O2 à 2H2O
2CO + O2 à 2CO2

Neste também não podemos somar as equações, pois não conhecemos a proporção em que H2 e CO estão misturados. Sendo assim, o jeito é trabalhar com cada uma das equações separadamente.
Mas antes vamos adotar o seguinte raciocínio:
·         Se chamarmos de x a massa de H2, a massa de CO será igual a (24-x);
·         Do mesmo modo, se chamarmos de y a massa de H2O, a massa de CO2 será igual a (112-y).

Para o H2O:
2H +   O2   à   2H2O

2·2g -------------- 2·18g    
x     --------------    y

y = 9x

Para o CO:

2CO   +   O à   2CO2


2·28g -------------  2·44
(24-x) -----------  (112-y)

44x – 28y = -2080

Temos um sistema algébrico, resolvendo o mesmo:

44x – 28y = -2080
44x – 28(9x) = -2080
X = 10g de H2

Note que não podemos substituir x no sistema, pois consideramos que a massa de      CO = (24-x). Sendo assim:

Y = 24-x
Y = 24 – 10
Y = 14g de CO


Prontooo!!! Problemas resolvidos =]  Veja que é não é nada difícil, basta termos bastante atenção para não cometermos erros, como tentar somar as equações ou substituir a variável no lugar errado.




Postado por: Gregory Sousa







   





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