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Pureza dos reagentes

Química

Pureza dos reagentes é a determinação matemática do teor ou grau (porcentagem) da substância de interesse para uma reação química, a partir de uma amostra de matéria-prima.
A realização de reações químicas é comum para se determinar a pureza dos reagentes
A realização de reações químicas é comum para se determinar a pureza dos reagentes
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O cálculo e a determinação da pureza dos reagentes utilizados em uma reação química é procedimento e preocupação rotineira em indústrias que trabalham com a produção de novas substâncias (resultado de toda reação química).

Há preocupação com a pureza dos reagentes porque, infelizmente, grande parte das matérias-primas utilizadas em escala industrial possui certo grau (porcentagem) de impureza, ou seja, uma parte da massa da matéria-prima é formada por outras substâncias que não participam da reação química de interesse da indústria.

Assim, os químicos da indústria utilizam uma massa qualquer de matéria-prima e realizam uma reação química, verificando, ao seu término, qual foi a massa de produto obtida.

Em seguida, utilizando a lei de Proust (lei das proporções ou divisões em massa) e o cálculo estequiométrico, que obedece aos coeficientes que balanceiam a equação química, calcula-se a massa de reagente que realmente deveria ter sido utilizada para formar a massa obtida.

Por fim, a partir do conhecimento da massa real de reagente e da sua massa qualquer utilizada na reação, os químicos realizam a seguinte regra de três para determinar a pureza do reagente:

Massa qualquer utilizada do reagente----------100% de pureza

Massa real do reagente----------x

O resultado desse cálculo fornece o grau de pureza exato da matéria-prima utilizada, bem como seu grau de impureza. Para calcular o grau de impureza, basta realizar uma subtração simples, conforme demonstrado a seguir:

Grau de impureza = 100% – grau de pureza

Veja também: Rendimento de uma reação

Abaixo, você poderá verificar alguns exemplos de resolução de exercícios sobre pureza de reagentes, seja em vestibulares ou no Enem:

Exemplo 1: (Covest) A hematita, Fe2O3(s), é uma das principais riquezas minerais do Brasil. Esse mineral é empregado na obtenção de ferro metálico, Fe(s), obtido a partir de um processo de redução em alto forno, usando carvão, C(s), como agente redutor. Uma das reações ocorridas nesse processo é dada pela seguinte equação não balanceada:

Fe2O3(s) + C(s) → Fe(s) + CO(g)

Calcule a massa de Fe(s) (em toneladas) que é possível obter a partir de 100 toneladas de hematita 70% pura. (Massas atômicas: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; Fe = 56 g/mol).

Resolução: Para a determinação da massa de ferro formada a partir de 100 toneladas de hematita 70% pura, devemos seguir os seguintes passos:

 

Passo 1: Balancear a equação química.

1 Fe2O3(s) + 3 C(s)2 Fe(s) + 3 CO(g)

A partir do balanceamento, temos que um mol de hematita (Fe2O3) reage com três mol de carbono (C), formando dois mol de ferro (Fe) e três mol de monóxido de carbono (CO).

Passo 2: Calcular a massa molar da hematita.

Para isso, devemos multiplicar a massa atômica desse elemento por sua quantidade de átomos na fórmula e, em seguida, somar os resultados:

Fe2O3 = 2.(56) + 3.(16)

Fe2O3 = 112 + 48

Fe2O3 = 160 g/mol

Passo 3: Cálculo da massa de hematita (Fe2O3) pura (70%) presente em 100 toneladas da substância:

Massa total do reagente----------100% de pureza

Massa pura do reagente----------x% de pureza

100 toneladas----------100% de pureza

x-------------70% de pureza

100.x = 70.100

100x = 7000

x = 7000
      100

x = 70 toneladas

Passo 4: Cálculo da massa do ferro (Fe) formado a partir de 70 toneladas de hematita (Fe2O3).

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Para encontrarmos esse valor, devemos montar uma regra de três envolvendo apenas a hematita (Fe2O3) e o ferro (Fe), obedecendo sempre à estequiometria (quantidade em mol dos participantes, de acordo com o balanceamento da equação). Na primeira linha, utilizamos as massas molares, enquanto que, na segunda linha, utilizamos a massa pura e a incógnita da massa a ser descoberta.

1 Fe2O3-------2 Fe

1. massa molar da hematita---------2. massa atômica do ferro

massa pura de hematita--------- massa de ferro formado

1. 160 g/mol de Fe2O3 --------------------------------- 2. 56 g/mol de Fe

70 toneladas de Fe2O3 ---------------- x toneladas de Fe

160.1.x = 70.2.56

160x = 7840

x = 7840
      160 

x = 49 toneladas de ferro

Assim, foram formadas 49 toneladas de massa de ferro a partir de 100 toneladas de hematita 70% pura.

Veja também: Reagente em excesso e reagente limitante

Exemplo 2 (Ufla-MG) Quando o nitrato de amônio (NH4NO3) decompõe-se termicamente, produzem-se gás hilariante (N2O) e água. Se a decomposição de 100 g de NH4NO3 impuro fornece 44 g de N2O, a pureza do nitrato de amônio é de: (Massas atômicas: N = 14 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol).

NH4NO3 → N2O + H2O

a) 20%

b) 40%

c) 60%

d) 80%

e) 90%

Resolução: Para a determinação da porcentagem de pureza de 100g de NH4NO3, deve-se seguir os seguintes passos:

Passo 1: Balancear a equação química:

1 NH4NO31 N2O + 2 H2O

A partir do balanceamento, temos que um mol de nitrato de amônio (NH4NO3) decompõe-se, formando um mol de gás hilariante (N2O) e dois mol de água (H2O).

Passo 2: Calcular a massa molar do nitrato de amônio (NH4NO3).

NH4NO3 = 1.(14) + 4.(1) + 1.(14) + 3.(16)

NH4NO3 = 14 + 4 + 14 +48

NH4NO3 = 80 g/mol

Passo 3: Calcular a massa molar do gás hilariante (N2O).

N2O = 2.(14) + 1.(16)

N2O = 28 + 16

N2O = 44 g/mol

Passo 4: Calcular a massa real do NH4NO3 que deve ser utilizada para formar 44g de N2O, conforme indicado no enunciado.

Para isso, devemos montar uma regra de três envolvendo apenas o nitrato de amônio (NH4NO3) e gás hilariante (N2O).

1 NH4NO3 -------- 1 N2O

1. massa molar do NH4NO3---------1. massa molar do N2O

massa de NH4NO3 utilizada--------- massa de N2O fornecida pelo exercício

1. 80 g/mol de NH4NO3 --------------------------------- 1. 44g/mol de N2O

x g de NH4NO3--------------------------------- 44 g de N2O

1.44.x = 1.80.44

44x = 3520

x = 3520
       44

x = 80g de NH4NO3

Passo 5: Calcular a porcentagem de pureza de NH4NO3 utilizado.

Massa de NH4NO3 fornecida no enunciado ----------100% de pureza

Massa real do NH4NO3 utilizada ---------- x%

100 g de NH4NO3----------100% de pureza

80 g de NH4NO3------------ x% de pureza

100.x = 80.100

100x = 8000

x = 8000
      100

x = 80% de pureza

Logo, se a decomposição de 100 g de NH4NO3 impuro fornece 44 g de N2O, a pureza do nitrato de amônio é de 80% (Letra D).

Por Me. Diogo Lopes Dias

Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:

DIAS, Diogo Lopes. "Pureza dos reagentes"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pureza-dos-reagentes.htm>. Acesso em 15 de novembro de 2018.

Lista de Exercícios
Questão 1

(UFRGS-RS) O gás hilariante, N2O(g), pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio, NH4NO3(s), conforme mostra a reação a seguir:

NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(ℓ)

Se de 4,0 g do NH4NO3(s) obtivemos 2,0 g de gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é de ordem:

a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20%

Questão 2

(Cesgranrio-RJ) Uma indústria adquire hidróxido de sódio impuro como matéria-prima para o seu processo. Segundo as normas da empresa, devem ser recusadas as remessas com teor de NaOH inferior a 80%. Três amostras designadas por I, II e III, contendo cada uma 5 gramas do produto são analisadas com H2SO4, sendo as massas de ácido consumidas na neutralização indicadas na tabela abaixo:

Tabela de exercício sobre amostras com impurezas
Tabela de exercício sobre amostras com impurezas

Do resultado da análise depreende-se que a(s) amostra(s) aprovada(s) foi (foram):

a) apenas a I.

b) apenas a II.

c) apenas a III.

d) apenas a I e a II.

e) apenas a II e a III.

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