Rendimento de uma reação

Na maioria das reações químicas realizadas na prática em indústrias e em laboratórios, a quantidade de produto obtido é menor que a quantidade esperada teoricamente. Isso quer dizer que o rendimento da reação não é igual a 100%, pois a massa total dos reagentes não foi completamente convertida em produtos.

Isso pode acontecer devido a diversos fatores, veja os mais comuns:

• Podem ocorrer reações paralelas à que desejamos e, com isso, uma parte de um ou de ambos os reagentes é consumida, formando produtos indesejáveis;
• A reação pode ficar incompleta por ser reversível; assim, parte do produto formado é novamente convertida em reagentes;
• Podem ocorrer perdas de produto durante a reação, como ao serem usadas aparelhagens de má qualidade ou por algum erro do operador.

Desse modo, é expressamente importante saber o rendimento real ou rendimento da reação que se pode esperar nas condições em que a reação for realizada. O rendimento da reação é uma porcentagem do teoricamente esperado. Para tal, precisamos seguir os três passos listados abaixo:

Observe alguns exemplos de como se realiza esse tipo de cálculo:

1º Exemplo: Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H₂) com 16 g de gás oxigênio (O₂), produzindo 14,4 g de água (H₂O). Calcule o rendimento real dessa reação. (Dados: Massas molares: H₂ = 2 g/mol; O₂ = 32 g/mol; H₂O = 18 g/mol).

1º Passo:

Temos que escrever a reação química balanceada para saber qual é o rendimento teórico dessa reação:

2 H₂     +     1 O₂     →    2 H₂O
2 mol        1 mol           2 mol
    ↓             ↓                 ↓
2 . 2g        1 . 32g        2 . 18 g
  4 g             32 g               36 g

Teoricamente, 4 g de H₂ reagiram com 32 g de O_2, produzindo 36 g de H₂O. Usando os valores dados no exercício, fazemos uma regra de três simples e descobrimos o rendimento teórico. Isso será feito no próximo passo.

2º Passo:

É importante verificar se algum dos reagentes é limitante da reação, porque se ele acabar, a reação irá parar, independentemente da quantidade em excesso que ainda tenha do outro reagente. Para sabermos disso, basta determinar a quantidade de produto que seria formada por cada um dos reagentes separadamente:

- Para o H₂:                                                                        - Para o O₂:
4 g de H₂ ------ 36 g de H_2­O                                         32 g de H₂ ------ 36 g de H_2­O
2 g de H₂ ------ x                                                              16 g de H₂ ------ x

x = 2 g . 36 g = 18 g de água                                        x = 16 g . 36 g = 18 g de água
           4 g                                                                                             32 g

Como deu a mesma quantidade de água produzida para os dois, eles reagem proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante.

3º Passo:

Agora, basta relacionar o rendimento teórico (18 g de água) com o rendimento real obtido na reação, que foi dado no enunciado (14g de água):

Rendimento teórico --------- 100%
Rendimento real       --------- x
x = Rendimento real . 100%
           Rendimento teórico

18 g de água ----------- 100%
14,4 g de água -------- x
            x = 14,4 g . 100%
                          18g
             x = 80%

O rendimento dessa reação foi igual a 80%.

Mas, e se soubéssemos qual é o rendimento porcentual e quiséssemos descobrir a quantidade de massa do produto obtida na reação? O próximo exemplo trata disso:

2º Exemplo: Numa reação de produção da amônia (NH₃), reagiram-se 360 g de gás hidrogênio (H₂) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N₂), gerando um rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida? (Dados: Massas molares: H₂ = 2 g/mol; N₂ = 28 g/mol; NH₃ = 17 g/mol).

1º Passo:

1 N₂     +     3 H₂     →    2 NH₃
1 mol        3 mol           2 mol
    ↓             ↓                 ↓
1 . 28 g      3 . 2 g        2 . 17 g
  28 g             6 g             34 g

Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada na reação foi dada no exercício:

2º Passo:

Visto que o enunciado disse que se usou “uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N₂)”, já sabemos que não há reagente em excesso.

Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada na reação foi dada no exercício:

6 g de H₂ ------ 34 g de NH₃                                        
360 g de H₂ ------ x                                                        
x = 360 g . 34 g = 2040 g de NH₃
           6 g              

3º Passo:

Rendimento teórico --------- 100%
                            x       --------- Rendimento porcentual
2040 g de NH₃ ----------- 100%
x g de NH₃        ----------- 20%
            x = 2040 g . 20%
                          100%
             x = 408 g de NH₃

A reação de 360g de gás hidrogênio com um rendimento de 20% fornece 408 g de gás amônia.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química