ESTEQUIOMETRIA COM REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO

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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