Qual a massa de ácido sulfúrico que existe em 10 mols h₂so₄ 98g mol

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Rendimento
Reagente limitante e reagente em excesso
Exercícios

Por Camila Salgado de Paula

Professora de Química do Colégio Qi

Utilizamos o cálculo estequimétrico quando desejamos descobrir a quantidade de determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou produtos.

Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:➢ Escrever a equação química;➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos;➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.

Exemplo 1

Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?

1° Escrever a reação:
H$$$_2$$$ + O$$$_2$$$ → H$$$_2$$$O2° Balancear a equação:

2 H$$$_2$$$ + O$$$_2$$$→ 2 H$$$_2$$$O

3° Estabelecer as proporções

2 H$$$_2$$$ + O$$$_2$$$→ 2 H$$$_2$$$O

4 g ---- 32 g 8 g ---- x gx = 64 g

2 H$$$_2$$$ + O$$$_2$$$→ 2 H$$$_2$$$O

8 g+ 64 g = 72 gLogo, a quantidade de água produzida será de 72 g.

Exemplo 2

7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O$$$_2$$$ e entram em combustão. Quantas moléculas de O$$$_2$$$ serão consumidas nesta reação?

1° escrever a reação:
C$$$_2$$$H$$$_6$$$O + O$$$_2$$$ → CO$$$_2$$$ + H$$$_2$$$O2° balancear a equação:

1 C$$$_2$$$H$$$_6$$$O + 3 O$$$_2$$$ → 2 CO$$$_2$$$ + 3 H$$$_2$$$O

3° Estabelecer as proporções:

1 mol de C$$$_2$$$H$$$_6$$$O -------- 3 mols de O2(g)

7 mols de C

$$$_2$$$

$$$_6$$$

O -------- x
x = 21 mols de O

$$$_2$$$

Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então:1 mol -------- 6,02 * 102321 mols ------ xx = 1,26 * 1025

1,26 * 1025 moléculas de O$$$_2$$$ são consumidas na reação

PUREZA

Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros, como é o caso dos materiais utilizados nas indústrias. Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em consideração o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas vezes, é preciso descontar as impurezas, que não participam da reação química.

Exemplo:
15 g de H$$$_2$$$$$$$$$SO$$$_4$$$, com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al$$$_2$$$ (SO$$$_4$$$)$$$_3$$$ e H$$$_2$$$. Qual será a massa de hidrogênio formada?Reação balanceada:

2 Al + 3 H$$$_2$$$SO$$$_4$$$→ Al$$$_2$$$ (SO4)3 + 3 H2

Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de H$$$_2$$$SO$$$_4$$$ (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H$$$_2$$$ (M = 2 g/mol), então:

294 g -------- 6g13,5 g ---------- x

x = 0,275 g de H$$$_2$$$.

Rendimento

O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada.Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%. O cálculo para obter o rendimento, expresso em porcentagem, pode ser feito da seguinte forma:

Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100

Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.

Exemplo 1:Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?Reação:C + O2 → CO2Considerando um rendimento de 100%, temos:12g de C --------- 44 g de CO240 g de C -------- x g de CO2x = 146,66 g de CO2

Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:146,66 g de CO2 --------- 100% x g de CO2 ---------- 95%

x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%.

Exemplo 2:Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%?Reação balanceada:2 H2 + O2 → 2 H2OConsiderando 100% de rendimento da reação:4 g de H2 ---------- 36 g de H2O15 g de H2 --------- x g de H2Ox = 135 g de H2O

Como o rendimento da reação foi de 80%, temos:135 g de H2O ------- 100% x g de H2O ------- 80%x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.

Reagente limitante e reagente em excesso

Quando um problema fornece a quantidade de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo denominado reagente limitante.

Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:➢ Escrever a equação balanceada;➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos.

Exemplo:

Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?Equação balanceada:2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2OCalculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:NaOH = 40 g/molH2SO4 = 98 g/molNa2SO4 = 142 g/mol

Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH + H2SO4 → Na$$$_2$$$$$$$$$SO4 + H2O 80 g 98 g 16 g xx = 19,6 g

19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.

Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O 80 g 98 g 142 g 16 g 19,6 g x g80 g -------- 142 g16 g --------- x gx = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio.

Exercícios

(UFF-RJ) Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente.

O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada:

TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)

Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4(g). Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.) a) 1,2 gb) 2,4 gc) 3,6 gd) 4,8 ge) 7,2 g

Gabarito

Calculando a massa molar do TiCl4, temos:48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol

Balanceando a equação:TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)190 g 48 g9,5 g x gx = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.

(UFMG) Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, formada após um deles ter sido completamente consumido? (Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)a) 19,8gb) 16,0g c) 9,6g d) 9,9ge) 10,2g

Gabarito

Calculando a massa molar do Fe2O3, temos:(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/molReação química balanceada:4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)Trabalhando com o reagente Fe:4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)224 g 96 g 320 g15 g x gx = 6,42 g

Como no problema, há 4,8 g de oxigênio, e o cálculo forneceu o valor de 6,42 g ( que é o valor que reage completamente com 15 g de Fe), concluímos que o oxigênio é o reagente limitante, ou seja, irá reagir completamente na reação. Dessa forma, o ferro é o reagente em excesso, e não irá ser usado nos cálculos.

Confirmando o excesso do ferro:4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)224 g 96 g 320 g x g 4,8 gx = 11,2 g (excesso confirmado)

Trabalhando com o oxigênio:4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)224 g 96 g 320 g 4,8 g x g

x = 16 g de Fe2O3 serão formados na reação. Letra B.