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 + 3CO₂                      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 F₂  para 1 mol de Cl₂, enquanto na questão fala que em 5 moles de F₂  e 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:

      M_total = X + Y à M_total = 200g + 730g à M_{total =} 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:

2H₂   +   O₂   à   2H₂O

2·2g -------------- 2·18g    

x     --------------    y

y = 9x

Para o CO:

2CO   +   O₂   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