Question

500g de H2SO4, com 80% de pureza, reage com 200g de alumínio para formar Al2(SO4)3 E H2. Qual a massa do reagente excedente e qual será a massa de hidrogênio formada, sabendo que essa reação tem 90% de rendimento? Dados: O=16, H=1, S=32, AL=27. Al + H2SO4 ---> Al2(SO4)3 + H2

Answer 1

1. Equação química equilibrada:  $3 H_{2} S O_{4} + 2Al --\ \textgreater \ Al_{2} (S O_{4} )_{3} + 3 H_{2}$

2. Massa molecular das substâncias envolvidas:

   - Mol do ácido sulfúrico:   $H_{2} S O_{4} = 98_{g}$
   - Mol do alumínio:  Al= 27g
   - Mol do sulfato de alumínio: $Al_{2} (S O_{4} )_{3} = 342_{g}$
   - Mol do hidrogênio: $H_{2} = 2_{g}$

3. Cálculo da massa do ácido que reage:
    500g ---- 100%
      xg  -----   80%

      x= 500*80/100= 400g (é a quantidade de ácido puro na solução do ácido)
 
4. Relação entre as massas em uma reação com rendimento de 100% (Obs: Também pode ser aplicada a relação entre os nºs de mol)

    3*98g (ác.) ----- 54g (Al)
    400g        -------  xg

x= 54*400/294= 73,47g  

    294g(ác.) ---- 342g(sal)
    400g      ------  yg

y= 342*400/294= 465,53g
  
 294g(ác.) -----  6g(H)
    400g      -------   zg

z= 6*400/294= 8,16g

Vemos que apenas 73,47g de alumínio reagem com 400g do ácido sulfúrico, resultando em  465,53g de sulfato de alumínio, logo o reagente excedente é o alumínio;

Como o rendimento da reação é de 90% o produto final será:

465,53*90%=  418,98g de sulfato são produzidos nesta reação;

8,16*90%= 7,34g de hidrogênio são produzidos nesta reação.

73,47*90%= 66,12g de alumínio são consumidos nesta reação: 

A massa excedente de alumínio será: 200-66,12= 133,88g de alumínio.