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ESTEQUIOMETRIA 1) INTRODUÇÃO

O Cálculo Estequiométrico nada mais é que calcular a quantidade (massa, mol, volume etc) de uma substância a partir de dados de uma outra substância. É importante mencionar que essas substâncias devem ser participantes da mesma reação química, ou estarem

correlacionadas em reações consecutivas.

2) PRECISO SABER:

2.1 – BALANCEAMENTO:

Às vezes, a questão não irá fornecer a equação química balanceada, então é importante você saber balancear.

Para facilitar o ajuste das equações,

recomendamos a seguir a regra do MACHO.

Isto é, equilibramos primeiro os Metais, depois os Ametais, Carbonos se houver, Hidrogênio, e por último, o Oxigênio.

Exemplo:

FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

Note que temos 1 mol de Fe nos reagentes e e 2 mols de Fe nos produtos. Isto não é uma

verdade, então precisamos ajustar esta equação.

Balanceando primeiro o metal, Fe:

2FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

Depois o ametal, S:

2FeS2 + O2 → Fe2O3 + 4SO2 Agora, balanceamos o oxigênio:

2FeS2 + 11/2O2 → Fe2O3 + 4SO2

A equação esta balanceada, porém, como combinado acima, os coeficientes de

balanceamento devem ser os menores números inteiros possíveis.

Então, multiplicamos toda a equação por 2, para sumirmos com a fração. Assim:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

Repare que feito isto, todos os elementos químicos estão presentes em igual quantidade nos reagentes e nos produtos.

2.2 – O QUE É 1 MOL?

Sempre que alguém perguntar a você o que é 1 mol, sua resposta deve ser “depende”. É

importante lembrar que pra estequiometria o mol terá três significados importantes:

1mol = 6x1023 átomos ou moléculas 1mol = Massa Molar (g/mol)

1mol = 22,4L (para um gás nas CNTP)

2.3 – TÉCNICA DAS TRÊS LINHAS:

Escrever as três linhas, relacionando as devidas substâncias, montando a regra de três:

1 – mol Reagente --- mol Produto 2 – Conversão --- Conversão 3 – informação --- x

Exemplo:

Calcule a massa de óxido de cálcio obtida a partir de 2 g de cálcio metálico.

Ca + 1/2O2 CaO

Escrever as três linhas:

Então escrevemos na primeira linha o número de mols das substâncias citadas na questão, note que o exercício relaciona o Ca com o CaO.

Pulamos a segunda linha e vamos para a terceira, escrevendo os dados do problema, ou seja, aquilo que nos foi pedido e fornecido:

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1 – 1mol de Ca --- 1mol de CaO 2 –

3 – 2g de Ca --- x g de CaO

Repare que a regra de três está quase pronta, mas não podemos fornecer a resposta ainda porque as unidades não correspondem. Para isso deixamos a segunda linha, para fazer as devidas conversões.

Transformando as unidades da primeira linha, nas unidades da terceira, ficamos com:

1 – 1mol de Ca --- 1mol de CaO 2 – 40g de Ca --- 56g de CaO 3 – 2g de Ca --- x g de CaO

Agora podemos resolver a regra de três:

x = 2,8g de CaO produzidos

EXERCICIOS RESOLVIDOS:

1 - O enferrujamento é o nome dado à reação de oxidação do ferro, que pode ser representada pela equação química não balanceada:

Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s).

A massa de ferrugem (óxido de ferro III)

formada a partir da oxidação de 14 g de ferro é:

(A) 12 g.

(B) 16 g.

(C) 20 g.

(D) 24 g.

(E) 30 g

Primeiro passo: verificar se a reação está balanceada:

A reação não está balanceada.

Assim:

4Fe + 3 O2  2Fe2O3

Segundo passo: escrever as três linhas e montar a regra de três

1 – 4 mol de Fe – 2 mol de Fe2O3 2 – 4 x 56 g Fe – 2 x de 160g de Fe2O3 3 - 14 g de Fe -- x g de Fe2O3

Terceiro passo: resolver a regra de três

x = 20g

2 - A reciclagem do alumínio a partir de latinhas de refrigerante e cerveja é um processo muito rentável e vai ao encontro à Lei de Lavoisier:

“Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”. A equação química abaixo representa o processo de reciclagem do alumínio.

2Al2O3(S) → 4 Al(S) + 3 O2(g). Partindo de 102 kg de Al2O3, a massa de alumínio, em kg, que pode ser obtida é:

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(A) 108.

(B) 54.

(C) 27.

(D) 16.

(E) 12.

Primeiro passo: verificar se a reação está balanceada:

A reação está balanceada

Segundo passo: escrever as três linhas e montar a regra de três

1 – 2 mol de Al2O3 – 4 mol de Al 2 – 2 x 102 g --- 4 x 27g al 3 - 102Kg de Al2O3 -- x Kg de Al

Terceiro passo: resolver a regra de três

X = 54Kg

Agora, vá fazer os exercícios “Nível Básico”, para que você possa fixar a técnica das três linhas.

3) CASOS PARTICULARES:

1º CASO: PUREZA E IMPUREZA a) Conceito

Você já ouviu falar da cal viva (CaO)? O óxido de cálcio, tem uma aplicação muito grande na construção civil. O CaO é utlilizado na produção de argamassas, e algumas tintas.

O CaO é obtido por uma rocha sedimentar presente na natureza, o calcário (CaCO3), através da decomposição térmica deste:

CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)

O único problema é que esta rocha não é

formada somente pelo CaCO3, mas também por areia, carvão etc.

Estima-se que no calcário, em média 50%

corresponde ao CaCO3, os outros 50%,

corresponde a outras substâncias, que não são importantes na obtenção do CaO, ou seja, são impurezas.

Assim, podemos definir que:

PUREZA: corresponde as substâncias que reagem!

IMPUREZA: corresponde as substâncias que não reagem!

Isto significa, que se tivermos 1Kg, ou 1000g, de calcário, apenas 50% corresponde ao CaCO3, isto é, 0,5kg ou 500g.

Assim, as três linhas ficarão:

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1 – mol Reagente --- mol Produto 2 – Conversão --- Conversão 3 – informação x Pureza --- x b) Aplicação em exercícios

Exemplos de Exercícios:

1) (PUC-MG) – O medicamento "Leite de Magnésia" é uma suspensão de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2(col). Esse medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico, encontrado no estômago.

Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade do ácido clorídrico, HCl, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio, MgCl2.

O grau de pureza desse medicamento, em termos do hidróxido de magnésio, é igual a:

(Massas molares: Mg(OH)2 = 58 g/mol, HCl = 36,5 g/mol e MgCl2 = 95 g/mol)

a) 90%

b) 80%

c) 60%

d) 40%

e) 30%

Bom, se nos é perguntado qual o grau de pureza de uma substância, uma coisa deve ficar muito clara: nem todo 12,2g que colocamos pra reagir, corresponde ao Mg(OH)2, mas apenas uma parte disso!

Tudo que precisamos fazer para fornecer a resposta, é determinar quanto desses 12,2g de fato reagiram.

Primeiro escrevemos a equação da reação química balanceada:

2 HCl(aq) + 1 Mg(OH)2 (susp.) → 1 MgCl2(aq) + 2 H2O(l)

Agora, escrevemos três linhas, seguindo o modelo pré estabelecido:

1 mol --- 1 mol

58 g de Mg(OH)2 --- 95 g de MgCl2(aq)

12,2 g x P --- 16 g de MgCl2(aq)

P = 80,3%

2) (Mackenzi-SP) O HF é obtido a partir da fluorita (CaF2) segundo a reação equacionada a seguir: CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2 HF. Dados:

massa molar(g/mol): Ca=40, F=19, H=1, S=32, O=16. A massa de HF obtida na reação de 500,0 g de fluorita de 78% de pureza é:

a) 390,0 g b) 304,2 g c) 100,0 g d) 200,0 g e) 250,0 g

Neste tipo de questão, faremos o oposto do que foi feito na primeira questão. Sabemos a pureza, e nos perguntam a quantidade de HF formado.

Veja que a proporção estequiométrica entre o hidróxido de magnésia e o cloreto de magnésio é de 1 : 2. Usando as massas molares, vamos descobrir quanto de HF será produzido a partir de 390 g de CaF2:

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1 mol --- 2 mol

1 . 78 g de CaF2 --- -- 2 . 20 g de HF 390,0 g x 78/100 de CaF2 --- x x = 200,0g de HF

2º CASO: RENDIMENTO

a) Conceito:

Já reparou que quando queremos fazer pipoca, e colocamos o milho na panela para estourar, sempre sobra milho na panela?

Isso significa que nem todo o milho colocado na panela estourou e se transformou em pipoca.

Com isso, acabamos produzindo menos pipoca do que deveríamos, ou seja, caso todos os milhos tivessem estourado.

O mesmo acontece com uma reação química.

Quase sempre produzimos menos do que é o esperado, quase sempre uma reação não atinge 100% de rendimento.

Assim:

1 – mol Reagente --- mol Produto 2 – Conversão--- Conversão 3 – informação x R --- x

b) Aplicação em exercícios

Numa reação de produção da amônia (NH3), reagiram-se 360 g de gás hidrogênio (H2) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2), gerando um rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida? (Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol; NH3 = 17 g/mol).

N2 + 3H2  2NH3

Pelo entendimento de rendimento, se

soubermos o rendimento, e o quanto esperamos produzir, conseguimos calcular quanto

realmente produzimos.

Assim:

3 mol de H2 --- 2 mol de NH3 3 x 2g de H2 --- 2 x 17g de NH3

360g x 20/100 de H2--- x x = 408g

3º CASO: REAÇÕES CONSECUTIVAS

a) Conceito:

São reações onde, o produto de uma reação, é o reagente da outra.

Veja:

1) S + O2  SO2 2) SO2 + ½O2  SO3

3) SO3 + H2O  H2SO4

Repare que a reação 3 só ocorre se a 2 ocorrer antes, que só ocorre se a 1 ocorrer antes.

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O que fazer em exercícios?

Iremos resolver em dois passos:

1º passo: transformar as reações em uma única reação

2º passo: escrever as três linhas

4º CASO: REAGENTE EM EXCESSO

Em qualquer questão onde é fornecido a quantidade dos reagentes, suspeite que um deles está em excesso, ou seja, temos mais do que precisamos.

Veja um exemplo:

Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e

pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver?

C2H6O + 3O2  2CO2 + 3H2O Monte as três linhas normalmente:

1: 1mol de C2H6O - 3 mol de O2 - 2 mols de CO2

2: 46g de C2H6O – 3. 32g de O2 -- 2.44g de CO2

3: 138g de C2H6O – 320g de O2 -- x g de CO2

Notou a diferença?

A pergunta que se faz é: “iremos calcular a massa de CO2 utilizando os 138g de C2H6O ou os 320g de O2?”

Para tal, é necessário, antes, sabermos quem é o reagente em excesso.

Assim:

EXCESSO: Reagente que foi colocado em uma quantidade maior que a necessária.

Logo, sempre haverá sobra dele.

LIMITANTE: Reagente que estará em falta na reação, sendo, por isso, quem limita a reação.

Para sabermos quais dos reagentes esta em excesso, basta que você substitua o valor de um dos reagentes nas três linhas. No lugar dos 320g de O2 irei colocar uma incógnita “y” e calcular qual deve ser a massa de O2 necessária para a reação.

Então:

1: 1mol de C2H6O - 3 mol de O2 - 2 mols de CO2

2: 46g de C2H6O – 3. 32g de O2 -- 2.44g de CO2

3: 138g de C2H6O – y g de O2 -- x g de CO2

Calculando o y:

46 . y = 3.32.138 y = 96.138/46 = 288g.

Precisamos de, apenas, 288g de gás oxigênio.

Como a questão colocou 320g, temos um excesso de 320g-288g = 32g de gás oxigênio.

Então, iremos calcular a massa de gás carbônico usando o álcool etílico, pois como ele é o

reagente limitante, ele reage por completo.

1: 1mol de C2H6O – 3 mol de O2 - 2 mols de CO2

2: 46g de C2H6O – 3. 32g de O2 -- 2.44g de CO2

3: 138g de C2H6O – 320g de O2 -- x g de CO2 Logo, x = 264g.

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EXERCÍCIOS NÍVEL BÁSICO

1. (Ufpa 2016) Fósforo branco (P4 ) pode ser produzido segundo a equação química (não balanceada) dada abaixo:

Ca3 (PO4 )2 + SiO2 + C → P4 + CaSiO3 + CO

Considerando que a reação é 100% eficiente, o número de mols de CO liberados para cada mol de P4 produzido será de

a) 1.

b) 5.

c) 10.

d) 15.

e) 20.

2. (Ebmsp 2016) Segundo especialistas, em situações estressantes no convívio familiar, no trabalho, no trânsito ou na escola respirar profundamente oxigena as células cerebrais e ajuda a tranquilizar o indivíduo. O oxigênio absorvido na respiração é utilizado na oxidação controlada de glicose para a obtenção da energia necessária ao funcionamento da célula, processo representado de maneira simplificada pela equação química,

C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l ) + energia

Considerando essas informações e admitindo que o oxigênio se comporta como um gás ideal, determine o volume de oxigênio necessário para a oxidação completa de 3,6 g de glicose, a

27 °C e 1 atm, destacando as etapas dos cálculos.

3. (G1 - ifsul 2016) Células a combustível de hidrogênio-oxigênio são usadas no ônibus espacial para fornecer eletricidade e água potável para o suporte da vida. Sabendo que a reação da célula ocorre conforme reação não balanceada H2(g) + O2(g) H2O(l ), qual é o número de mols de água formado na reação de

0,25 mol de oxigênio gasoso com hidrogênio suficiente?

a) 0,25 mol.

b) 0,5 mol.

c) 0,75 mol.

d) 1 mol.

4. (G1 - ifce 2016) Dada a reação não

balanceada H2 + O2 → H2O, é correto afirmar-se que a massa de água produzida na queima de 40 kg de hidrogênio e a massa de oxigênio consumidos na reação são, respectivamente, (Dados: 1H; 16 O)

a) 320 kg e 360 kg.

b) 360 kg e 320 kg.

c) 360 kg e 80 kg.

d) 320 kg e 80 kg.

e) 160 kg e 80 kg.

5. (Unisc 2015) O GNV (Gás Natural Veicular) é composto principalmente de metano. A reação de combustão do metano pode ser descrita como

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l )

Na combustão de 160 g de metano

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a) são consumidos 640 L de oxigênio nas CNTP.

b) são formados 36 g de água.

c) são formados 440 g de CO2.

d) são liberados na atmosfera 44 litros de CO2. e) a massa total de produtos formados será de

224 g.

6. (G1 - ifsul 2015) O Óxido de lítio pode ser preparado segundo a reação expressa pela seguinte equação química:

4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s)

(

R

)

: 0,082 atm ⋅L ⋅mol⋅K. C : 12 g / mol, H : 1 g / mol.

a) 123L b) 61,5L c) 24,6 L d) 49,2 L

8. (Ifsp 2013) O metal manganês, empregado na obtenção de ligas metálicas, pode ser obtido no estado líquido, a partir do mineral pirolusita, MnO2, pela reação representada por:

3MnO2 (s)+ 4 Al (s) 3Mn(l ) + 2 Al 2O3 (s)

Qual será a quantidade de Li2O produzida em gramas partindo-se de 14 g de lítio sólido?

a) 30

Considerando que o rendimento da reação seja de 100%, a massa de alumínio, em quilogramas, que deve reagir completamente para a obtenção de 165 kg de manganês, é

b) 20 c) 16 d) 10

7. (Acafe 2014) No jornal Folha de São Paulo, de 01 de novembro de 2013, foi publicada um reportagem sobre uma Universidade paulista que foi construída sobre terra que contém lixo orgânico “[...] Com o passar do tempo, esse material começa a emitir gás metano, que é tóxico e explosivo […]”.

Massas molares em g/mol: Al O = 16.

a) 54.

b) 108.

c) 192.

d) 221.

e) 310.

= 27; Mn = 55;

Quantos litros de O2(g) a 1,00 atm e 27°C são necessários para reagir em uma reação de combustão completa com 40g de gás metano?

Dado:

Constante universal dos gases

9. (Ucs 2012) Os camelos armazenam em suas corcovas gordura sob a forma de triestearina

(

C57H110O6

)

. Quando essa gordura é

metabolizada, ela serve como fonte de energia e água para o animal. Esse processo pode ser simplificadamente representado pela seguinte equação química balanceada:

2C57H110O6(s) + 163 O2(g) 114 CO2(g) + 110H2O(l )

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A massa de água que pode ser obtida a partir da metabolização de 1 mol de triestearina é de:

Dado: Considere que o rendimento da reação seja de 100%.

a) 55g.

b) 110g.

c) 890g.

d) 990g.

EXERCÍCIOS NÍVEL MÉDIO

1. (Udesc 2015) A Estação Espacial Internacional (EEI) é um satélite artificial habitável que orbita nosso planeta a 422km de altitude. Desde 02 de novembro de 2000, data da chegada dos primeiros astronautas a esta estação, a EEI vem batendo recordes, pois está continuamente habitada. Devido ao processo de respiração, um astronauta elimina diariamente cerca de 470 litros de gás carbônico (nas

CNTP). Suponha que se utilizem filtros contendo hidróxido de sódio para absorver o CO2 e

e) 1kg.

10. (Ufrgs 2012) Um experimento clássico em aulas práticas de Química consiste em

mergulhar pastilhas de zinco em solução de ácido clorídrico. Através desse procedimento, pode-se observar a formação de pequenas bolhas, devido à liberação de hidrogênio gasoso, conforme representado na reação ajustada abaixo.

Zn + 2 HCl → ZnCl 2 + H2

Ao realizar esse experimento, um aluno submeteu 2 g de pastilhas de zinco a um tratamento com ácido clorídrico em excesso.

Com base nesses dados, é correto afirmar que, no experimento realizado pelo aluno, as bolhas formadas liberaram uma quantidade de gás hidrogênio de, aproximadamente,

a) 0,01 mols.

b) 0,02 mols.

c) 0,03 mols.

d) 0,06 mols.

e) 0,10 mols.

transformá-lo em carbonato de sódio e água.

Assinale a alternativa que apresenta a quantidade de massa de hidróxido de sódio necessária para que este astronauta

permanecesse 07 (sete) dias nesta estação espacial.

a) 11,75kg b) 839 g c) 1,68kg d) 5,40kg e) 240 g

2. (Uerj 2018) A hemoglobina é uma proteína de elevada massa molar, responsável pelo

transporte de oxigênio na corrente sanguínea.

Esse transporte pode ser representado pela equação química abaixo, em que HB

corresponde à hemoglobina.

HB + 4 O2 HB(O2 )4

Em um experimento, constatou-se que 1g de hemoglobina é capaz de transportar

2,24 ×10−4 L de oxigênio molecular com comportamento ideal, nas CNTP.

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6 (aq)

A massa molar, em g mol, da hemoglobina utilizada no experimento é igual a:

a) 1×105

SiO2(s) + 6 HF(aq) SiF2 + 2 H3O+(aq)

b) 2 ×105

c) 3 ×105

d) 4 ×105

3. (Pucsp 2017) Em uma reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, foram misturados 122,5 g de ácido sulfúrico e 130 g de NaOH.

Segue a equação não balanceada:

H2SO4(aq) + NaOH(aq) → Na2SO4(s) + H2O(l )

Qual o reagente limitante e a massa de NaOH consumida, respectivamente?

Dados: H = 1; S = 32; O = 16; Na = 23.

a) NaOH e 50 g b) NaOH e 100 g

Para criar um efeito decorativo em uma jarra que pesa 2,0 kg, a massa de ácido fluorídrico que deve ser empregada é

a) 4,0 kg b) 2,8 kg c) 700,0 g d) 666,7 g e) 560,0 g

5. (Ufrgs 2017) A hidrazina (N2H4 ) é usada como combustível para foguetes e pode ser obtida a partir da reação entre cloramina e amônia, apresentada abaixo.

NH2Cl + NH3 → N2H4 + HCl

Assinale a alternativa que apresenta a massa de hidrazina que pode ser obtida pela reação de 10,0 g de cloramina com 10,0 g de amônia.

c) H2SO4 d) H2SO4

e 50 g

e 100 g Dados: N = 14; H = 1; Cl

a) 5,0 g.

= 35,5.

4. (Fmp 2017) O vidro é um sólido iônico com estrutura amorfa, a qual se assemelha à de um líquido. Forma-se pela solidificação rápida do líquido, em que os cristais não conseguem se organizar. Seu principal componente é a sílica, (SiO2 ), que constituiu 70% do vidro e é fundida juntamente com óxidos de metais, que alteram o arranjo das ligações do sólido, tornando-o uma estrutura semelhante a de um líquido.

Ao ser gravado na sua decoração, a sílica do vidro sofre ataque do íon Fcomo a seguir:

b) 6,21 g.

c) 10,0 g.

d) 20,0 g.

e) 32,08 g.

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6. (Upe-ssa 1 2017) As lâmpadas incandescentes tiveram a sua produção

descontinuada a partir de 2016. Elas iluminam o ambiente mediante aquecimento, por efeito Joule, de um filamento de tungstênio (W,

Z = 74). Esse metal pode ser obtido pela reação

do hidrogênio com o trióxido de tungstênio (WO3 ), conforme a reação a seguir, descrita na equação química não balanceada:

WO3(s) + H2(g) W(s) + H2O(l )

Se uma indústria de produção de filamentos obtém 31,7 kg do metal puro a partir de 50 kg do óxido, qual é o rendimento aproximado do processo utilizado?

Considerando que a emissão média de CO2 por km rodado para carros de passeio é de 0,22 kg de CO2, a quantidade máxima desse carbonato em quilogramas que poderia ser obtida a partir da emissão de CO2 de um carro que rodou

100km em um dia é a) 11.

b) 22.

c) 44.

d) 88.

e) 176.

8. (Uece 2016) O ácido fosfórico usado em refrigerante tipo “coca-cola” e possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir de uma reação cuja equação química não (Dados: H = 1 g mol;

W = 183,8 g mol) a) 20%

b) 40%

c) 70%

d) 80%

e) 90%

O = 16 g mol; balanceada é:

Ca3 (PO4 )2 + H2SO4 → H3PO4 + CaSO4.

Para obter-se 980g de ácido fosfórico, a massa total dos reagentes (massa do H2SO4 + massa do Ca3 (PO4 )2 ), em gramas, que devem ser usados é

a) 4080.

b) 3020.

c) 2040.

7. (Ufrgs 2016) Uma das abordagens para reduzir o efeito estufa é a captura do CO2 e sua transformação em produtos de interesse.

Abaixo é mostrada a reação do CO2 com óxido de etileno, que leva à formação do carbonato cíclico.

d) 1510.

9. (Pucpr 2016) O airbag é um equipamento de segurança na forma de bolsas infláveis que protege os ocupantes de veículos em caso de acidente e tem como princípio fundamental reações químicas. Esse dispositivo é constituído de pastilhas contendo azida de sódio e nitrato de potássio, que são acionadas quando a unidade de controle eletrônico envia um sinal elétrico para o ignitor do gerador de gás. A reação de decomposição da azida de sódio

(NaN3 ) ocorre a 300 °C e é instantânea, mais rápida que um piscar de olhos, cerca de 20 milésimos de segundo, e desencadeia a formação de sódio metálico e nitrogênio

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molecular, que rapidamente inflam o balão do airbag. O nitrogênio formado na reação é um gás inerte, não traz nenhum dano à saúde, mas o sódio metálico é indesejável. Como é muito reativo, acaba se combinando com o nitrato de potássio, formando mais nitrogênio gasoso e óxidos de sódio e potássio, segundo as reações a seguir:

NaN3 → Na + N2

Na + KNO3 K2O + Na2O + N2

Considerando uma pastilha de 150 g de azida de sódio com 90% de pureza, o volume aproximado de gás nitrogênio produzido nas condições ambientes é de:

Dados: Volume molar de gás nas condições

Dados: massas molares: H = 1 g mol;

C = 12 g mol e O = 16 g mol

A partir de 68,4 kg de sacarose, a massa de etanol que é possível obter é de:

a) 18,4 kg.

b) 9,2 kg.

c) 73,6 kg.

d) 36,8 kg.

e) 55,2 kg.

EXERCÍCIOS NÍVEL ENEM:

1. (Enem 2017) O ácido acetilsalicílico, AAS (massa molar igual a 180 g mol), é sintetizado a partir da reação do ácido salicílico (massa molar igual a 138 g mol) com anidrido acético, usando- ambientes = 25 l / mol

NaN3 = 65 g mol.

a) 60l . b) 75l . c) 79l . d) 83l . e) 90l .

e massa molar do se ácido sulfúrico como catalisador, conforme a equação química:

Após a síntese, o AAS é purificado e o rendimento final é de aproximadamente 50%.

10. (G1 - ifsp 2016) No Brasil, o etanol (álcool etílico) é obtido principalmente por processos fermentativos. O material a ser fermentado pode ser obtido de cana-de-açúcar, batata, mandioca e cereais em geral. A partir da glicose obtém-se, o etanol conforme as reações:

C12H22O11 + H2O → 2C6H12O6

sacarose glicose

C6H12O6 2C2H5OH +2CO2 glicose e tanol

Devido às suas propriedades farmacológicas (antitérmico, analgésico, anti-inflamatório, antitrombótico), o AAS é utilizado como medicamento na forma de comprimidos, nos quais se emprega tipicamente uma massa de 500 mg dessa substância.

Uma indústria farmacêutica pretende fabricar um lote de 900 mil comprimidos, de acordo com as especificações do texto. Qual é a massa de ácido salicílico, em kg, que deve ser empregada para esse fim?

(15)

a) 293 b) 345 c) 414 d) 690 e) 828

2. (Enem 2016) A minimização do tempo e custo de uma reação química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, caracteriza a eficiência de um processo químico. Como consequência, produtos podem chegar ao consumidor mais baratos. Um dos parâmetros que mede a eficiência de uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %), definido como

c) 50%.

d) 67%.

e) 75%.

3. (Enem 2015) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante utilizado nesse processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de um minério denominado

esfalerita (ZnS), de pureza 75%. Considere que a conversão do minério em zinco metálico tem rendimento de 80% nesta sequência de

equações químicas:

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2 ZnO + CO → Zn + CO2

Considere as massas molares: ZnS (97 g mol);

O2 (32 g mol); ZnO (81 g mol); SO2 (64 g mol);

R = nproduto

nreagente limitante ×100 CO (28 g mol); CO2 (44 g mol); e Zn (65 g mol).

em que n corresponde ao número de mols. O metanol pode ser obtido pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, conforme a equação química:

CH3Br + NaOH CH3OH + NaBr

As massas molares (em g mol) desses alimentos são:

H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; Br = 80.

O rendimento molar da reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 142,5 g de brometo de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é mais próximo de

a) 22%.

b) 40%.

Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfalerita?

a) 25 b) 33 c) 40 d) 50 e) 54

4. (Enem 2014) Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1).

(16)

CaCO3(s) + SO2(g) CaSO3(s) + CO2(g) (1) Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser

oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse porque o produto da reação,

popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas.

deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de

Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) a) 0,25 kg.

b) 0,33 kg.

2 CaSO3(s) + O2(g) 2 CaSO4(s) (2) c) 1,0 kg.

d) 1,3 kg.

As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12 g / mol,

16 g / mol, 32 g / mol e 40 g / mol, respectivamente.

BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre:

Bookman. 2002 (adaptado).

Considerando um rendimento de 90% no

processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de

a) 64.

b) 108.

c) 122.

d) 136.

e) 245.

5. (Enem 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2

emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha.

Um hambúrguer ecológico? É pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado).

e) 3,0 kg.

6. (Enem 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros

enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:

5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l )

ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R.

Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo:

McGraw-Hill, 1992.

De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a:

(17)

a) 2,0 100 mol b) 2,0 10−3 mol c) 8,0 10−1mol d) 8,0 10−4 mol e) 5,0 10−3 mol

7. (Enem 2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de

aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO2

e 36% PbSO4. A média de massa da pasta residual de uma bateria usada é de 6kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb. Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que os compostos de chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente.

Para reduzir o problema das emissões de SO2(g), a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o processo

hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato presente no PbSO4 é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na2CO3) 1M a 45°C, em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo, o material segue para a fundição para obter o chumbo metálico.

PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4

Dados: Massas Molares em g/mol Pb = 207; S = 32; Na = 23; O = 16; C = 12

ARAÚJO, R.V.V.; TINDADE, R.B.E.; SOARES, P.S.M.

Reciclagem de chumbo de bateria automotiva:

estudo de caso.

Disponível em: http://www.iqsc.usp.br. Acesso em: 17 abr. 2010 (adaptado).

Segundo as condições do processo apresentado para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviaçao por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 kg, qual quantidade

aproximada, em quilogramas, de PbCO3 é obtida?

a) 1,7 kg b) 1,9 kg c) 2,9 kg d) 3,3 kg e) 3,6 kg

(18)
(19)

4 Li(s) + O2(g) → 2 Li2O(s) GABARITO NÍVEL BÁSICO:

Resposta da questão 1:

[C]

(4 ⋅ 7) g 14 g x = 30 g

2 ⋅ (14 + 16) x

Balanceando a equação, teremos:

2 Ca3 (PO4 )2 + 6 SiO2 + 10 C → 1P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO Resposta da questão 7:

[A]

1mol

10 mols

Resposta da questão 2:

C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 16g 2mols

180 g 6 mols 40 g x

3,6 g x mols x = 0,12 mols

P ⋅ V = n R T

1 V = 0,12 0,082 (273 + 27) V = 2,95 L

Resposta da questão 3:

[B]

x = 5 mols

PV = nRT

1 V = 5 0,082 300 V = 123L

Resposta da questão 8:

[B]

De acordo com a equação:

3MnO2 (s)+ 4 Al (s) 3Mn(l )+ 2 Al 2O3 (s) 1 mol 2 mol

0,25 mol x x = 0,50 mol.

Resposta da questão 4:

[B]

produzem

4 mols de Al ———— 3 mols de Mn Assim:

2H2 + O2 → 2H2O 108 g de Al ———— 165 g de Mn

4g 40 kg

36g x

m ———— 165000 g m = 108 000 g ou 108 kg x = 360 kg de água

2H2 + O2 → 2H2O 4g 32 g

Resposta da questão 9:

[D]

Pela equação química mostrada acima, 40 kg y

y = 320 kg

Resposta da questão 5:

[C]

observamos que:

2 mols de triestearina C57H110O6 1980 g

CH4 = 16; CO2 = 44.

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l )

1 mol m

m = 990 g

16 g 44 g

160 g 440 g

Resposta da questão 6:

[A]

Resposta da questão 10:

[C]

De acordo com a equação mostrada, temos:

(20)

( ) ( )

6 (aq) H2SO4 = 98; NaOH = 40.

1H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 1Na2SO4(s) + 2 H2O(l ) 65,4 g de Zn 1 mol de gás H2

2 g n

98 g 122,5 g

2 × 40 g 130 g

n = 0,03 mol de H2, aproximadamente.

98 ×130 > 40 ×122,5 1 4 2 43 1 44 2 4 43

12.740 4.900

1H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 1Na2SO4(s) + 2 H2O(l )

GABARITO NÍVEL MÉDIO:

Resposta da questão 1:

98 g 1422,543g Limitante

2 × 40 g 1{30 g Excesso de reagente 1 44 2 4 43

mNaOH

[A] m

NaOH =122,5 g× 2 × 40 g 98 g NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O mNaOH = 100 g

80g 22,4L Reagente limitante : H2SO4.

x g 470 L

x = 1.678,6g de NaOH / dia

em 7 dias, teremos : 11.750g ou 11,75kg

Resposta da questão 2:

Resposta da questão 4:

[B]

SiO2(s) + 6 HF(aq) → SiF2 + 2 H3O+(aq)

[D] 60 g 120 g

HB MHB 1g MHB =

+ 4 O2 →HB(O2 )4 4 × 22,4 L ⋅mol1 2,24 ×10−4 L 1 g× 4 ×22,4 L mol1

2,24 ×10−4 L

1,4kg (70% de 2,0 kg) x x = 2,8 kg

Resposta da questão 5:

[B]

NH2Cl = 51,5 MHB = 40 ×104 g mol−1 = 4 ×105 g mol−1

MHB = 4 ×105 g mol

NH3 = 17 N2H4 = 32

NH2Cl + NH3 → N2H4 + HCl

Resposta da questão 3: 51,5 g 17 g 32 g

[D]

Balanceando a equação, vem:

10,0 g 10,0 g 51,5 ×10,0 > 17 ×10,0

mN2H4

1H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 1Na2SO4(s) + 2 H2O(l ) NH2Cl + NH3 → N2H4 + HCl 51,5 g 17 g 32 g 10,0 g 102,03g

Excesso

mN2H4

mN2H4 = 10,0 g× 32 g ≈ 6,21 g 51,5 g

(21)

Resposta da questão 6:

[D]

WO3(s) + 3 H2(g) → W(s) + 3 H2O(l )

2NaN3 2Na + 3N2 (×5)

10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2

10NaN3 → 10Na + 15N2 (×5)

231,8 g 183,8 g 10Na + 2KNO3 → K2O + 5Na2O + N2

50 kg x

x = 39,64 kg 10NaN3 + 2KNO3 → K2O + 5Na2O + 16N2

39,64 kg 100%

31,70 kg y y 80%

Resposta da questão 7:

[C]

10NaN3 10 ⋅ 65g 135g x = 83,07L

16N2 16 ⋅ 25L

x

Por quilômetro (km) rodado:

CO2 = 44 g / mol C3H4O3 = 88 g / mol

Resposta da questão 10:

[D]

C12H22O11 + H2O →

CO2 + C2H4O → C3H4O3

C12H22O11 + H2O Global 4C2H5OH + 4CO2 44 g

0,22 kg

mC3H4O3 = 0,44 kg

88 g

mC3H4O3 342 g

68,4 kg

mC2H5OH = 36,8 kg

4 × 46 g mC2H5OH

Para 100 km : 0,44 kg×100 = 44 kg Resposta da questão 8:

[B]

Ca3 (PO4 )2 = 310 H3PO4 = 98 H2SO4 = 98

GABARITO NÍVEL ENEM:

Resposta da questão 1:

[D]

MÁcido salicílico = 138 g = 138 ×10−3 kg 500 mg = 500 ×10−3 g

Ca3 (PO4 )2 + 3H2SO4 → 2H3PO4 + 3CaSO4 Ácido salicílico + Anidrido acético → AAS + Ác. Acético 310 g

mCa3 (PO4 )2

3 × 98 g mH2SO4

2 × 98 g

980 g 138 ×10−3 kg

m(kg)

180 g× 0,50 500 ×10−3 g mCa3 (PO4 )2 = 1.550 g

mH2SO4 = 1.470 g m(kg) = 138 ×10−3 kg× 500 ×10−3 g

180 g× 0,50

mCa3 (PO4 )2 + mH2SO4 = 3.020 g Para 900.000 (9 ×105 ) comprimidos :

Resposta da questão 9:

[D] mÁcido salicílico = 9 × 105 × 138 ×10−3 kg× 500 ×10−3 g

180 g× 0,50 mÁcido salicílico = 6.900 ×105 ×10−6 kg

mÁcido salicílico =690 kg

2C6H12O6 2C6H12O6 4C2H5OH + 4CO2

(22)

Resposta da questão 2:

2CaCO3(s) + 2SO2(g) + O2(g) Global 2 CaSO4(s) [D]

CH3OH = 32; CH3Br = 95; NaOH = 40.

CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr

2 mol 1 mol mCaSO4 (s) = 122,4 g

2 ×136 g× 0,90 mCaSO4 (s)

95 g 40 g 32 g Resposta da questão 5:

142,5 g 80 g 32 g 95 × 80 = 7.600

142,5 × 40 = 5.700 7.600 > 5.700

[B]

A partir da equação da combustão completa do butano, vem:

C4H10 (g) + 6,5O2 (g) 4CO2 (g) + 5H2O(l )

CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr 58 g 4 × 44 g

95 g 40 g 32 g mC H 1 kg

142,5 g 8{g mCH3OH 4 10

mC4H10 = 0,3295 = 0,33 kg

Resposta da questão 6:

mCH3OH = 48 g [D]

48 g 100% de rendimento Temos 20 mL de uma solução 0,1 mol/L de

32 g r r = 66,666% ≈ 67%

peróxido de hidrogênio, ou seja:

1 L = 1000 mL Resposta da questão 3:

[C]

Teremos:

0,1 mol(H2O2 ) n mol(H2O2 ) nH2O2 = 0,002 mol

1000 mL 20 mL

2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2 5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l )

2ZnO + 2CO → 2Zn + 2CO2 0,002 mol 5 mol 2 mol n' mol

2ZnS + 3O2 + 2CO 2 × 97 g

0,75 ×100 kg

mZn = 40,206 kg 40 kg

Global 2SO2 + 2Zn + 2CO2 2 × 65 g× 0,80 mZn

n' = 0,0008 mol = 8,0 ×10−4 mol

Resposta da questão 7:

[C]

6 kg (pasta)  100 % Resposta da questão 4:

[C]

Teremos:

2CaCO3(s) + 2SO2(g)

2 CaSO3(s) + O2(g) 2 CaSO4(s)

+ 2CO2(g) (1) (2)

m (PbSO4)  60%

m (PbSO4) = 3,6 kg Obtenção de PbCO3:

PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4

303 g --- 267 g 3,6 kg --- m(PbCO3) 2CaCO3(s) + 2SO2(g) + O2(g) Global 2 CaSO4(s) m(PbCO3) = 3,17 kg

Para um rendimento de 91 %, vem:

3,17 kg  100 % m(PbCO3) 91 % m(PbCO3) = 2,9 kg 2CaSO3(s)

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