O minério de bauxita contém 55,4 % em, peso de óxido de alumínio, o restante sendo impurezas. A solução de ácido sulfúrico contém 77,7 % de ácido sulfúrico puro e o restante de água. Para produzir sulfato de alumínio bruto contendo 1798 lb de sulfato de alumínio puro, são usados 1080 lb de minério de bauxita e 2510 lb de solução de acido sulfúrico nessa reação. Identifique o reagente em excesso. Que percentagem do reagente em excesso foi consumida?

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício de química juntos! O enunciado fala sobre a produção de sulfato de alumínio a partir da bauxita e da solução de ácido sulfúrico. A matéria envolvida aqui é estequiometria, que nos ajuda a entender as proporções das substâncias nas reações químicas. Para resolver isso, vamos precisar calcular as quantidades de reagentes reais e teorizar sobre qual deles está em excesso.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar a fórmula química do sulfato de alumínio, que é Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O . A equação balanceada da reação entre o óxido de alumínio ( ) e o ácido sulfúrico ( ) para formar o sulfato de alumínio pode ser representada assim:

Passo 3

Agora, vamos calcular a quantidade de Quantidade de Al2O3 = 1080, lb times 0,554 = 598,32, lb puro na bauxita utilizada. A bauxita tem 55,4% de , então:

Passo 4

Também precisamos saber a quantidade de Quantidade de H2SO4 = 2510, lb times 0,777 = 1952,27, lb puro na solução usada. A solução contém 77,7% de ácido sulfúrico:

Passo 5

Vamos converter essas quantidades para moles para facilitar a comparação com a equação balanceada. Primeiro, calculamos as massas molares:
Massa molar de Al2O3 = 2 times 26,98 + 3 times 16,00 = 101,96, g/mol
Massa molar de H2SO4 = 2 times 1,01 + 32,07 + 4 times 16,00 = 98,09, g/mol
Como estamos trabalhando com libras, vamos converter as massas molares para lb/mol:
1, g/mol = 0,00220462, lb/mol
Massa molar de Al2O3 = 101,96, g/mol times 0,00220462 = 0,2250, lb/mol
Massa molar de H2SO4 = 98,09, g/mol times 0,00220462 = 0,2160, lb/mol
Agora, calculamos os moles de cada reagente:
Mo<=s de Al2O3 = 598,32, lb0,2250, lb/mol approx 2654,86, mol
Mo<=s de H2SO4 = 1952,27, lb0,2160, lb/mol approx 9037,35, mol

Passo 6

De acordo com a equação balanceada, 1 mol de Mols necessários de H2SO4 = 2654,86, mol times 3 = 7964,58, mol reage com 3 mols de . Vamos verificar qual reagente está limitando a reação:
á
Comparando com os moles disponíveis de (9037,35 mol), vemos que temos mais ácido sulfúrico do que o necessário. Portanto, o está em excesso.

Passo 7

Agora, vamos calcular quantos mols de Mols consumidos = 7964,58, mol foram consumidos e quanto restou:
Mols em excesso inicialmente = 9037,35, mol
Mols em excesso final = 9037,35, mol - 7964,58, mol = 1072,77, mol

Passo 8

Para encontrar a porcentagem do reagente em excesso que foi consumida, usamos a fórmula:
Percentual consumido = ( Mols consumidosMols em excesso inicial ) times 100%
Substituindo:
Percentual consumido = ( 7964,589037,35 ) times 100% approx 88,14%

Resposta

O reagente em excesso é o ácido sulfúrico ( ), e aproximadamente desse reagente foi consumido durante a reação.

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