Cada reacção química ocorre obedecendo sempre uma
proporção estequiométrica fixa e bem definida. Quando se combinam reagentes sem
que a proporção estequiométrica tenha sido obedecida apenas um dos reagentes
será consumido na totalidade e o outro parcialmente, isto é, uma parte será
consumida de tal modo que a outra parte não consumida restará no fim da
reacção.
A principal consequência disso é
que a quantidade de produtos que se forma será condicionada pelo reagente que é
consumido por completo.
Deste modo, o reagente que se esgota primeiro numa
reacção fazendo com que o reacção termine, limitando assim a quantidade do
produto formado denomina-se reagente
limitante. Por outro lado, o reagente que não é totalmente consumido na
reacção, restando parte dele no fim da reacção denomina-se reagente em excesso.
O uso de reagentes limitante e em excesso tem
grande aplicação na indústria quando pretende-se garantir que os reagentes mais
caros sejam totalmente consumidos para evitar o seu disperdício.
Para pudermos entender melhor a ideia por detrás do
reagente limitante e em excesso consideremos a seguinte situação:
Imaginemos que para fazermos um
bolo precisemos de um copo de trigo e dois ovos. Suponhamos que dispomos de 46
ovos e 27 copos de trigo. Com estas quantidades quantos bolos produziríamos?
1 bolo
_________ 2 ovos
y
_________ 46 ovos ⇒ y =
23 bolos
Portanto,
produziríamos 23 bolos. Mas
cada bolo precisa de 1 copo de trigo, o que significa que dos 27 copos de trigo
de que dispomos apenas 23 serão usados para fazer os 23 bolos e restão mais 4
copos de trigo (27 – 23 = 4) sem serem usados.
Perceba que a quantidade de ovos
esgota primeiro e com isso limita o número de bolos a ser produzido mesmo
dispondo-se de mais copos de trigo. Assim, se quisséssimos produzir mais bolos
não seria mais possível já que não há mais ovos.
Assim, os ovos são os nossos
limitantes neste processo e os copos de trigo estão em excesso.
Portanto, tal como dissemos anteriormente, nas
reacções químicas quando não é obedecida a proporção estequiométrica acontece
algo semelhante ao explicado anteriomente.
Para uma melhor compreensão do conteúdo
consideremos o seguinte exemplo:
EXEMPLO
(UEM
– 2018) São misturados 100 g de mercúrio
e 10 g de oxigénio em condições para produzir óxido de mercúrio (II). Escolha a
alternativa correcta nas afirmações seguintes: (Massa molar: Hg = 200 g/mol ; O
= 16 g/mol)
A. Os reagentes são consumidos na
totalidade e forma-se 110 g de HgO
B. Os reagentes são consumidos na
totalidade e forma-se 110 g de Hg2O
C. Reagem apenas 10 g de mercúrio
formando 20 g de HgO
D. Não há reacção porque a
quantidade de oxigénio é insuficiente
E. Reagem apenas 8 g de oxigénio formando 108 g de HgO
RESOLUÇÃO
Escrever
a equação da reacção e acertá-la:
2 Hg + O2 →
2HgO
Uma vez que temos dados de dois reagentes o que
vamos fazer é calcular a quantidade de um reagente que seria necessária para
reagir com o outro, ou seja, vamos calcular a quantidade oxigénio (O2)
necessária para reagir com 100 g de mercúrio (Hg) e vice-versa:
2 Hg
+ O2 → 2HgO
2 mol
1 mol 2 mol
2 · 200 g
____ 32 g
100 g
_____ x
2
· 200 g · x = 100 g · 32 g
x = 100 g · 32 g
2 · 200 g
x = 8 g
Note que
temos disponíveis 10 g de Oxigénio, porém os 100 g de mercúrio (Hg) precisam de
apenas 8 g de oxigénio, o que significa que temos uma quantidade de oxigénio
superior que a necessária, por isso o oxigénio é o reagente em excesso. Assim, o mercúrio (Hg) é o reagente limitante uma vez que necessita
de uma quantidade de oxigénio inferior (menor) que a disponível.
Ainda assim é possível verificar se de facto o oxigénio é o reagente em
excesso, observe:
2 Hg
+ O2 → 2HgO
2 mol 1 mol 2 mol
2 · 200 g ____ 32 g
y _____ 10 g
2 · 200 g · 10 g = y · 32 g
y = 2 · 200 g · 10 g
32 g
y = 125 g
Note que
agora 10 g de oxigénio precisam de 125 g de mercúrio para reagirem
completamente, só que acontece que temos disponíveis apenas 100 g de mercúrio,
pelo que este processo é impossível de ocorrer devido à insuficiência de
mercúrio. Assim, o oxigénio é o reagente
em excesso já que precisa de um quantidade de mercúrio superior que a
disponível, por outro lado, o mercúrio é o reagente
limitante já que encontra-se em quantidade inferior que a necessária para
reagir com os 10 g de oxigénio.
Um dado importante é que esta mesma análise
pode ser feita levando em conta a quantidade de matéria (número de moles),
volume, número de moléculas, etc. Neste caso usamos a massa.
Anteriormente vimos que 100 g de Hg reagem com apenas 8 g de oxigénio,
porém, temos 10 g de oxigénio o que quer dizer que 8 g serão consumidos e
restão ainda 2 g de oxigénio (10 – 8 = 2 ).
A quantidade de produto obtido é sempre calculada
em função do reagente limitante pelo que temos:
1o Passo: Calcular a
massa molar do HgO:
M(HgO) = 200 + 16 = 216 g/mol
2o Passo: Calcular a massa de HgO formada
2 Hg
+ O2 → 2HgO
2 mol
1 mol 2 mol
2 · 200 g _________
2 · 216 g
100 g __________ x
2 · 200 g · x = 100 g · 2 · 216 g
x = 100 g · 2 · 216 g
2 · 200 g
x = 108 g
Resposta: são produzidos 108 gramas de HgO.
Analisando as alternativas:
A . INCORRECTA
Como vimos, o mercúrio é o reagente limitante e o
oxigénio é o reagente em excesso isso quer dizer que apenas o mercúrio é
consumido na totalidade e não os dois reagentes.
E
pelos cálculos vimos que forma-se 108 g de HgO e não 110 g.
B . INCORRECTA
Primeiramente
a fórmula química do óxido de mercúrio (II) é HgO e não Hg2O. Esta
última é a fórmula química do óxido de mercúrio (I). E como explicado na
alternativa A apenas o mercúrio é consumido na totalidade e não os dois
reagentes.
CINCORRECTA
Os
cálculos mostram que reagem 100 g de mercúrio e forma-se 108 g de HgO.
D . INCORRECTA
O
reagente em excesso é o oxigénio pelo que está em quantidade mais que
suficiente por isso a reacção ocorre.
E . CORRECTA
De
facto reagem 8 g Oxigénio e forma-se 108 g de HgO.
Alternativa:
E
Por:
Miguel Pascoal
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