Rendimento de reações químicas

Antes de determinado processo ser definitivamente implantado em uma indústria em larga escala, é essencial que ele seja testado em laboratório. Um dos aspectos estudados é o rendimento da reação, ou seja, a quantidade de produto que realmente será obtida na reação química relacionada com a quantidade que deveria ser obtida na teoria.

O rendimento teórico é a quantidade de produto que se esperava obter para um rendimento igual a 100%, isto é, em que todos os reagentes transformam-se nos produtos.

Por exemplo, considere a reação de síntese direta da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio, conforme sugerido pelo químico alemão Fritz Haber:

1 N_2(g) + 3 H_2(g) → 2 NH_3(g)

Considerando que as condições em que o volume molar seja de 0,18 L/mol, temos pela proporção estequiométrica da equação acima que 1 mol de nitrogênio rende teoricamente 2 mol de amônia, ou seja, 0,18 L de nitrogênio deveria produzir um total de 0,36 L de amônia. Portanto, esse é o rendimento teórico dessa reação, 0,36 L corresponde a 100% de rendimento.

No entanto, na prática, não é isso o que ocorre, pois a quantidade de amônia obtida experimentalmente é sempre menor que essa proporção. Um dos motivos para essa ocorrência é que essa reação é uma reação reversível, em que parte da amônia produzida decompõe-se, isto é, os gases que a formam são regenerados. Além disso, outros fatores que influenciam no rendimento da produção da amônia é o tipo de instalação na indústria, a temperatura e a pressão empregados, pois quanto maiores forem a pressão e a temperatura, maior será o rendimento.

Por isso, essa reação não era viável economicamente. Mas, anos mais tarde, Carl Bosch, engenheiro metalúrgico, transformou a possibilidade teórica prevista por Haber em uma realidade prática, o que levou ao método de produção da amônia conhecido atualmente como Haber-Bosch. Nesse método, são empregadas condições de cerca de 250 atmosferas (250 atm) de pressão e uma temperatura por volta de 450ºC. Apesar de não ter um rendimento de 100%, esse método é economicamente viável, sendo aplicado nas indústrias atualmente e permitindo o desenvolvimento de fertilizantes químicos usados para garantir a produção de alimentos em todo o mundo. Nesse processo também é usado o ferro como catalisador.

Fritz Haber e Carl Bosch - O processo Haber-Bosch^* de produção da amônia levou-os ao Prêmio Nobel de Química de 1918 e 1931, respectivamente

Mas como calculamos o rendimento real de uma reação?

Bem, esse rendimento real, que é também chamado de rendimento percentual (η%), é o mesmo que dizer que para cada 100 partes da substância que se esperava obter teoricamente, foram obtidas na prática apenas “η” partes.

Por exemplo, digamos que, em uma reação de produção de amônia pelo método de Haber-Bosh, foram utilizados 50 litros de gás nitrogênio e foram obtidos 72 litros de amônia. Qual foi o rendimento dessa reação?

Conforme explicado, a proporção na reação entre o N₂ e o NH₃ é de 1 : 2. O que significa que, se foi usado 0,18 L de gás nitrogênio, o resultado deveria ser 0,36 L de amônia, então temos que:

0,18 L -------- 0,36 L
50 L-------------- x
x = 100 L

Esse é o rendimento teórico para a reação em questão, ou seja, 100 L de amônia é um rendimento de 100%. Então, podemos fazer uma regra de três para descobrir o valor correspondente para 72 L:

100 L ---------- 100%
72 L ------------ y
y = 72%

Portanto, o rendimento percentual dessa reação é igual a 72%.

Poderíamos ter solucionado esse problema por meio da seguinte fórmula:

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

Veja como realmente daria certo:

x = 72 . 100%
          100

x = 72%

Isso pode ser aplicado para todas as reações que não tiverem reagente limitante e reagente em excesso. Se houver um reagente limitante, isso significa que, quando esse reagente acabar, a reação irá parar, mesmo que ainda tenha mais do outro reagente. Então, teríamos que resolver o problema baseando-se somente no reagente limitante, e não no reagente em excesso.

Resumidamente, então, os passos que devem ser seguidos para resolver exercícios envolvendo cálculos de rendimento de reações são:

1 – Escrever a equação química balanceada da reação;

2 - Determinar o rendimento teórico;

3 – Verificar se há reagente limitante;

4 - Determinar o rendimento percentual por dividir a massa ou o volume realmente produzidos pela massa ou volume teóricos do produto e multiplicar por 100%.

Veja mais um exemplo:

“(UFC-CE) Uma das maneiras de se produzir cal viva, CaO_(s), é através da pirólise do calcário, CaCO_3(s). Uma amostra de 20 gramas de calcário produziu 10,0g de cal viva. O rendimento da reação foi de aproximadamente:

a) 100% b) 89% c) 85% d) 79% e) 75%”

Resolução:

1 – Escrever a equação química balanceada da reação:

1 CaCO_3(s) → 1 CaO_(s) + 1 CO_2(g)

2- Determinar o rendimento teórico:

A massa molecular do calcário, CaCO_3(s), é de 100 g/mol ( 40 + 12 + (3 . 16)), e a massa molecular da cal viva, CaO_(s), é de 56 g (40 + 16). Veja pela equação que a proporção é de 1 : 1, então, temos:

1 . 100 g --------- 1 . 56 g
20 g--------------- x

x = 11,2 g

Esse é o rendimento teórico, ou seja, para um rendimento de 100%, deveriam ter sido produzidos 11,2 g de cal viva.

3 - Verificar se há reagente limitante:

Para sabermos disso, basta determinar a quantidade de produto que seria formada por cada um dos reagentes separadamente. Se der a mesma quantidade de produto produzido para os dois reagentes, significará que eles reagem proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante e, que, portanto, pode-se usar qualquer um dos reagentes como base para determinar o rendimento da reação.

Visto que nessa reação temos apenas um reagente, o calcário, não precisamos desse passo.

4 - Determinar o rendimento percentual:

x = Rendimento real . 100%
      Rendimento teórico

x = 10,0 g . 100%
?            11,2 g

x = 89%

Ou por regra de três:

11,2 g ----- 100%

10,0 g ----- x

x = 89%

A alternativa correta é a letra “b”.

* Crédito editorial da imagem de Carl Bosch: Wikimedia Commons / Autor: Nobel Foundation.

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