Instruções Gerais: Para cada problema, você precisará:
  • Escrever a equação química balanceada para a reação.
  • Calcular a massa dos reagentes a partir dos volumes, densidade e pureza (quando aplicável).
  • Determinar o reagente limitante.
  • Calcular o rendimento percentual da reação.
  1. Você reage 11,8 \mathrm{~g} de trimetilamina com 8,5 \mathrm{~g} de ácido clorídrico. Se 18,0 \mathrm{~g} de único produto são formados, qual é o rendimento percentual da reação?

Passo 1

Vou listar o que o enunciado dá e o que pede, bem mastigado:
  • Dados:
    • massa de trimetilamina: 11,8\\ \mathrm{g}.
    • massa de ácido clorídrico: 8,5\\ \mathrm{g}.
    • massa do único produto obtido: 18,0\\ \mathrm{g}.
  • O que é pedido:
    • escrever a equação química balanceada;
    • calcular as massas/moles dos reagentes (aqui as massas já foram dadas);
    • determinar o reagente limitante;
    • calcular o rendimento percentual da reação.

Passo 2

Escrevendo e balanceando a reação química. Trimetilamina é (\mathrm{CH_3})_3\mathrm{N} e reage com \mathrm{HCl} formando o sal trimetilamônio cloreto (\mathrm{CH_3})_3\mathrm{NHCl}. A equação balanceada é:
(\mathrm{CH_3})_3\mathrm{N} + \mathrm{HCl} \longrightarrow (\mathrm{CH_3})_3\mathrm{NHCl}
Aqui a estequiometria é 1:1:1 (um mol de amina reage com um mol de \mathrm{HCl} para formar um mol de produto).

Passo 3

Calcular as massas molares (explicando a ideia): a massa molar de uma substância é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem a sua fórmula. Vou usar massas atômicas aproximadas: \mathrm{C}=12{,}01, \mathrm{H}=1{,}008, \mathrm{N}=14{,}01, \mathrm{Cl}=35{,}45 (unidades: \mathrm{g\\ mol^{-1}}).
Massa molar da trimetilamina (\mathrm{CH_3})_3\mathrm{N} (que tem 3 carbonos e 9 hidrogênios):
M_{(\mathrm{CH_3})_3\mathrm{N}} = 3\cdot12{,}01 + 9\cdot1{,}008 + 14{,}01 = 59{,}112\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
Massa molar do \mathrm{HCl}:
M_{\mathrm{HCl}} = 1{,}008 + 35{,}45 = 36{,}458\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
Massa molar do produto (\mathrm{CH_3})_3\mathrm{NHCl} pode ser obtida somando as duas massas molares anteriores (a amina ganha um H e tem o Cl):
M_{\text{prod}} = 59{,}112 + 36{,}458 = 95{,}570\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.

Passo 4

Calcular o número de mols de cada reagente usando a fórmula básica
n=\frac{m}{M},
onde n é o número de mols, m a massa em gramas e M a massa molar em \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
Mols de trimetilamina:
n_{(\mathrm{CH_3})_3\mathrm{N}}=\frac{11{,}8\\ \mathrm{g}}{59{,}112\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}}=0{,}1996\\ \mathrm{mol}\\ (\text{aprox.}).
Mols de \mathrm{HCl}:
n_{\mathrm{HCl}}=\frac{8{,}5\\ \mathrm{g}}{36{,}458\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}}=0{,}2332\\ \mathrm{mol}\\ (\text{aprox.}).
Explanação curta: aqui cada divisão dá quantos mols existem em cada massa fornecida. Repare que \mathrm{HCl} tem mais mols disponíveis que a trimetilamina.

Passo 5

Determinar o reagente limitante. Pela estequiometria 1:1, precisamos de 1 mol de \mathrm{HCl} para reagir com 1 mol de trimetilamina. Comparando os mols disponíveis:
  • n_{(\mathrm{CH_3})_3\mathrm{N}}=0{,}1996\\ \mathrm{mol}.
  • n_{\mathrm{HCl}}=0{,}2332\\ \mathrm{mol}.
Como há menos mols de trimetilamina, ela é o reagente limitante. Explicando o conceito: o reagente limitante é o que se esgota primeiro e determina quanto de produto pode ser formado teoricamente.

Passo 6

Calcular o rendimento teórico (massa de produto esperada se a reação fosse 100\%). Como o limitante fornece 0{,}1996\\ \mathrm{mol} e a razão molar para formar o produto é 1:1, o número de mols de produto teoricamente formado é
n_{\text{prod, teórico}} = 0{,}1996\\ \mathrm{mol}.ó
Convertendo para massa usando m=n\cdot M:
m_{\text{prod, teórico}} = 0{,}1996\\ \mathrm{mol}\times95{,}570\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}} = 19{,}076\\ \mathrm{g}\\ (\text{aprox.}).ó
(Arredondei a 19{,}08\\ \mathrm{g} se preferir uma cifra significativa consistente.)

Passo 7

Calcular o rendimento percentual usando a fórmula
\text{rendimento \%}=\frac{m_{\text{real}}}{m_{\text{teórico}}}\times100\%,ó
onde m_{\text{real}} é a massa de produto obtida experimentalmente ( 18{,}0\\ \mathrm{g}) e m_{\text{teórico}}ó é 19{,}076\\ \mathrm{g}.
Aplicando:
\text{rendimento \%}=\frac{18{,}0\\ \mathrm{g}}{19{,}076\\ \mathrm{g}}\times100\%=94{,}4\%\\ (\text{aprox.}).
Interpretação amigável: deu quase 94{,}4\%, então a reação foi bem eficiente — faltou só uma pequenina parte para chegar a 100\%. Bom trabalho!

Resposta

94{,}4\%

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