ESTEQUIOMETRIA – Pureza e Reações consecutivas

ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO REAGENTES IMPUROS

Em alguns casos envolvendo estequiometria, pode ocorrer de um ou mais reagentes apresentarem impurezas. As impurezas seriam traços de outras substâncias, e estas não participam da reação.

Por não participarem da reação, a primeira providência a se tomar em um problema envolvendo reagentes impuros é calcular a quantidade de amostra pura, que é aquela que irá reagir. Caso esse passo não seja tomado, obtém-se números equivocados de produto.

Em alguns dos casos envolvendo impurezas, tem-se como informação o grau de pureza do reagente, que indica a porcentagem de amostra que de fato reage (ou seja, que está pura).

SOLUCIONANDO PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS ENVOLVENDO PUREZA

Para resolução de problemas envolvendo pureza, utiliza-se o mesmo método estudado para o caso geral. A diferente é que o cálculo da quantidade de amostra pura que irá reagir deve ser feito antes da resolução da regra de três.

Assim, deve-se:

1. determinar a quantidade de amostra pura (quantidade que irá, de fato, reagir);

2. utilizar as mesmas etapas do caso geral.

Há casos onde a resolução do problema se dará de maneira inversa, sendo a pureza determinada ao final.

• Quando se deseja obter a massa de produto formado conhecendo a pureza da amostra

Exemplo:

A partir da decomposição de 180 g de calcário (CaCO3) com 90% de pureza, determine a massa de CO2 produzida

Resolução:

1. Primeiro, deve-se calcular a quantidade de CaCO3 que realmente reage, ou seja, a quantidade de amostra pura:

180 g ___ 100%

x ___ 90 %

x = 162 g de CaCO3 puro

Observando-se o resultado obtido, percebe-se que, das 180 g iniciais, apenas 162 g correspondem a CaCO3, sendo a diferença (18 g) referente a impurezas.

2. Agora que se conhece a quantidade de CaCO3 que realmente irá reagir, monta-se a regra de três, utilizando as etapas do caso geral:

CaCO3 → CaO + CO2

1 mol CaCO3 ___ 1 mol CO2

100 g ___ 44 g

162 g ___ y

y = 71,28 g de CO2

• Quando se deseja obter o grau de pureza, conhecendo-se a quantidade de produto formado

Exemplo:

Ao se queimar 18 g de uma amostra de carvão (C) foram produzidos 13,2 g de CO2. Determine a massa de amostra pura desse carvão.

Resolução:

1 C + 1 O2 → 1CO2

1 mol C ___ 1 mol CO2

12 g ___ 44 g

x ___ 13,2 g

x = 3,6 g de C

Observe que a massa de 13,2 g foi obtida. Logo, é um dado confiável, ao contrário das 18 g de carvão, uma vez que esse valor representa a massa de carbono acrescida da massa das impurezas impurezas. A partir da regra de três, obteve-se a quantidade de carbono que realmente estava presente na amostra. Assim:

18 g ___ 100%

3,6 g ___ P

P = 20%

ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO REAÇÕES CONSECUTIVAS

Nos tipos de problemas envolvendo mais de uma reação química, precisa-se considerar todas as etapas antes de iniciar a resolução.
Um dos métodos utilizados para se resolver um problema envolvendo reações consecutivas envolve as seguintes etapas:

1. montar a equação global;

2. utilizar as etapas do caso geral.

Há casos onde a resolução do problema se dará de maneira inversa, sendo a pureza determinada ao final.

Exemplo:

As reações abaixo ocorrem na formação da chuva ácida:

S(s) + O2(g)→SO2(g)

SO2(g) + ½ O2(g)→SO3(g)

SO3(g) + H2O(l)→H2SO4(aq)

Partindo-se de 320 g de S(s) determine o número de mols de ácido sulfúrico produzido.

Resolução:

1. Encontrar a equação global somando-se as três equações, e “cortar” as substâncias iguais que aparecem em lados opostos, respeitando as devidas quantidades em mol.

2. Observando a equação global obtida, pode-se perceber que a mesma se encontra balanceada. Logo, pode-se passar para a resolução conforme as etapas para o caso geral:
Dados: massa molar S = 32 g/mol

1 mol S ___ 1 mol H2SO4

32 g ___ 1 mol

320 g ___ n

n = 10 mols de H2SO4

Porém, uma outra maneira de solucionar problemas estequiométricos envolvendo reações consecutivas é, após o balanceamento, garantir que toda substância que é produzida em uma etapa e utilizada na etapa seguinte apresenta o mesmo coeficiente estequiométrico. Dessa forma, elimina-se a necessidade de fazer a equação global antes de resolver o problema.

EXERCÍCIO RESOLVIDO 

01. A floculação é uma das fases do tratamento de águas de abastecimento público e consiste na adição de óxido de cálcio e sulfato de alumínio à água. As reações correspondentes são as que seguem:

CaO + H²O ➝ Ca(OH)²

3Ca(OH)² + Al² (SO⁴)³ ➝ 2Al (OH)³ + 3CaSO⁴ 

Se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, cada 28 g de óxido de cálcio originarão de sulfato de cálcio:

Dados: Massas molares: Ca = 40 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol; Al = 27 g/mol; S = 32 g/mol.

a) 204 g

b) 68 g

c) 28 g

d) 56 g

e) 84 g

Resolução: B

CaO + H²O → Ca(OH)²

3 Ca(OH)² + Al²(SO⁴)³ → 2 Al(OH)³ + 3 CaSO⁴

Como o Ca(OH)² produzido na primeira etapa está sendo utilizado na segunda etapa como reagente com coeficiente igual a 3, deve-se multiplicar a primeira reação por 3. Fazendo isso, garante-se que o que está sendo produzido na primeira reação está sendo utilizado na segunda. Importante frisar que todas as substâncias, reagentes e produtos, devem ser multiplicados igualmente, de maneira a conservar a proporção estequiométrica:

3 CaO + 3 H²O → 3 Ca(OH)² (x3)

3 Ca(OH)² + Al2(SO⁴)³ → 2 Al(OH)³ + 3 CaSO⁴

O problema fornece um dado sobre o óxido de cálcio e pergunta a quantidade de sulfato de cálcio, CaSO⁴ , formada. Assim, tem-se que

3 mol CaO __ 3 mol CaSO⁴

Sabendo que a massa molar do CaO é igual a 56 g/mol e a massa de CaSO⁴ é igual a 136 g/mol, e simplificando as proporções em mol, fica-se com:

1 mol CaO ___ 1 mol CaSO⁴

56 g ___ 136 g

28 g ____ m ➞ m = 68 g