Química. Estequiometria simples. Resumo

Resumão

Maio

Estequiometria simples Resumo

Cálculo estequiométrico ou estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas baseados nas leis ponderais e proporções químicas. Na estequiometria temos que estar cientes das informações quantitativas que uma reação química pode representar, por exemplo:

De acordo com as leis das reações, as proporções acima são constantes, e isso permite que eu monte uma regra de três para calcular as quantidades envolvidas numa reação genérica. Por exemplo:

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 1 mol de N2 reage com 3 mol de H2 produzindo 2 mol de NH3

Sendo assim, caso eu queira saber quantos mol de amônia eu produzo com 10 mol de N2 basta eu montar uma regra de simples partindo da reação dada e relacionando o dado da questão(10 mol) com o X.

Portanto, se eu sei que 1 mol de N2 produzem 2 mol de NH3 eu posso chegar a conclusão que com 10 mol de N2 eu produzo 20 mol de NH3 . Analogamente podemos utilizar qualquer uma das unidades apresentadas como dados ta questão, por exemplo usando a massa:

Como 1 mol de N2 equivale a 28g e produzem 34g de NH3, com uma regra de três simples consigo descobrir quanto de NH3 eu consigo produzir utilizando apensas 10g de N2.

Resumindo:

I. Escrever a equação química mencionada no problema.

II. Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em mols existente entre os participantes da reação).

III. Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em mols, conforme as conveniências do problema.

Casos gerais

Quando o dado e a pergunta são expressos em massa

Calcular a massa de amônia (NH3) obtida a partir de 3,5 g de nitrogênio gasoso(N2) (massas atômicas: N = 14; H = 1).

Resolução:

1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 1 mol de N2 = 28g

2 mol de NH3 = 2x17g(14+3) = 34g, logo...

28g de N2 ^_________ 34g de NH3 3,5g de N2 ______ X de NH3 X = 4,25g de NH3

Neste exemplo, a regra de três obtida da equação foi montada em massa (gramas), pois tanto o dado como a pergunta do problema estão expressos em massa.

Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume(ou vice-versa)

Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de pressão e temperatura, utilizando de 290 g de gás butano (massas atômicas: C = 12; O = 16; H = 1).

Resolução:

C4H10(g) + 13

2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g)

Lembrando a definição de Condições Normais de Temperatura e Pressão(P =1 atm ; T = 0ºC):

1 mol de qualquer gás na CNTP ocupam 22,4L.

58g de C4H10 __________ 4 x 22,4L de CO2 290g de C4H10 _______ X

X = 448L de CO2 (Nas CNTP)

Agora a regra de três é, “de um lado”, em massa (porque o dado foi fornecido em massa) e, “do outro lado”, em volume (porque a pergunta foi feita em volume).

Quando o dado e a pergunta são expressos em volume

Um volume de 15 L de hidrogênio(H2), medido a 15 ° C e 720 mmHg, reage completamente com cloro. Qual é o volume de gás clorídrico(HCl) produzido na mesma temperatura e pressão?

Resolução:

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

1 volume de H2 ____produz____ 2 volumes de HCl 1L de H2 ________ 2L de HCl

15 de H2 ________ V de HCl

V = 30L de HCl (a 15 ° C e 720 mmHg, ou seja, fora das CNTP)

O cálculo estequiométrico entre volumes de gases é um cálculo simples e direto, desde que os gases(reagente e produto) estejam nas mesmas condições de pressão e temperatura.

Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em mols (ou vice-versa)

Quantos mols de gás oxigênio são necessários para produzir 0,45 gramas de água?

(Massas atômicas: H = 1; O = 16) Resolução:

H2(g) + O2(g)→ 2 H2O(g)

1 mol de O2 ________2 x 18g de H2O X mol de O2 ________ 0,45g de H2O

X = 0,0125 mol de O2 ou 1,25 x 10

²

mol de O2

Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em número de partículas(ou vice-versa)

Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa de 4,8 g de carbono puro?

(Massa atômica: C = 12) Resolução:

C + O2 → CO2

12g de C ^_______ 6,02 x 10

²³

moléculas de CO2 4,8g de C ^_______ X moléculas de CO2

X = 2,4 x 10

²³

moléculas de CO2

Havendo duas ou mais perguntas

Neste caso, teremos uma resolução para cada uma das perguntas feitas. Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4 g de sulfato de sódio? (Massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32)

Para a massa do ácido sulfúrico(H2SO4):

H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)→ Na2SO4(aq) +2 H2O(liq) 98g de H2SO4 _____ 142 g de Na2SO4

X de H2SO4 _____ 28,4g de Na2SO4 X = 196g de de H2SO4

Para a massa do Hidróxido de sódio(NaOH):

2 x 40g de NaOH ______ 142g de Na2SO4 Y de NaOH ______ 28,4g de Na2SO4 Y =16gde NaOH

Exercícios

1.

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: ¹¹H;¹⁶⁸O

a) 320 kg e 360 kg.

b) 360 kh e 320 kg.

c) 360 kg e 80 kg.

d) 320 kg e 80 kg.

e) 160 kg e 80 kg.

2.

Jaques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo segundo voo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi enchido, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação:

Fe(s) + H2SO4(aq)→ FeSO4(aq) + H2(g )

Supondo que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas CNTP (0 °C e 1 atm) foi de:

a) 89,6 b) 179,2 c) 268,8 d) 89 600 e) 179 200

3.

O hipoclorito de sódio tem propriedades bactericida e alvejante, sendo utilizado para cloração de piscinas, e é vendido no mercado consumidor em solução como Água Sanitária, Cândida, Q-Boa, etc.

Para fabricá-lo, reage-se gás cloro com soda cáustica:

CL2(g) + 2 NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)

A massa de soda cáustica, NaOH(aq), necessária para obter 149 kg de hipoclorito de sódio, NaCLO(aq), é: Dados: H = 1 u; O = 16 u; Na = 23 u; CL = 35,5 u

a) 40 kg b) 80 kg c) 120 kg d) 160 kg e) 200 kg

4.

O carbonato de cálcio é um calcário usado como matéria-prima na obtenção da cal, de acordo com a reação CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2 (g). A massa de cal produzida na calcinação de 200 kg de carbonato é:

a) 112 kg b) 56 kg c) 28 kg d) 100 kg e) 200 kg

5.

Objetos de prata sofrem escurecimento devido à sua reação com enxofre. Estes materiais recuperam seu brilho característico quando envoltos por papel alumínio e mergulhados em um recipiente contendo água quente e sal de cozinha. A reação não balanceada que ocorre é:

2 (s) (s) 2 3(s) (s)

Ag S +A →A S +Ag

UCKO, D. A. Química para as ciências da saúde: uma introdução à química geral, orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1995 (adaptado).

Dados: massa molar dos elementos (𝑔 𝑚𝑜𝑙⁻¹): 𝐴𝑔 = 108;  𝑆 = 32.

Utilizando o processo descrito, a massa de prata metálica que será regenerada na superfície de um objeto que contém 2,48 g de Ag2S é

a) 0,54 g.

b) 1,08 g.

c) 1,91 g.

d) 2, 16 g.

e) 3, 82 g.

6.

Climatério é o nome de um estágio no processo de amadurecimento de determinados frutos, caracterizado pelo aumento do nível da respiração celular e do gás etileno (C2H4). Como consequência, há o escurecimento do fruto, o que representa a perda de muitas toneladas de alimentos a cada ano. É possível prolongar a vida de um fruto climatérico pela eliminação do etileno produzido. Na indústria, utiliza-se o permanganato de potássio (KMnO4) para oxidar o etileno a etilenoglicol (HOCH2CH2OH), sendo o processo representado de forma simplificada na equação:

4 2 4 2 2 2 2

2 KMnO +3 C H +4 H O→2 MnO +3 HOCH CH OH 2 KOH+

O processo de amadurecimento começa quando a concentração de etileno no ar está em cerca de 1,0 mg de C2H4 por kg de ar. As massas molares dos elementos H,  C,  O,  K e Mn são, respectivamente, iguais a 1  g mol⁄ , 12  g mol⁄ , 16  g mol⁄ ,16  g mol⁄ , 39  g mol⁄ e 55g/mol. A fim de diminuir essas perdas, sem desperdício de reagentes, a massa mínima de KMnO4 por kg de ar é mais próxima de

a) 0, 7 mg b) 1, 0 mg c) 3, 8 mg d) 8,6 mg e) 8,5 mg

7.

Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente. O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não-balanceada:

TiCl4(g) + Mg (s)→ MgCl2(l) + Ti (s)

Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4 (g). Supondo-se que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:

a) 1,2 g b) 2,4 g c) 3,6 g d) 4,8 g e) 7,2 g

8.

Numa estação espacial, emprega-se óxido de lítio para remover o CO2 no processo de renovação do ar de respiração, segundo a equação:

Li2O + CO2 → Li2CO3 Dados: C = 12; O = 16; Li = 7.

Sabendo-se que são utilizadas unidades de absorção contendo 1,8 kg de Li2O, o volume máximo de CO2, medido nas CNPT, que cada uma delas pode absorver, é:

a) 1.800 L b) 1.344 L c) 1.120 L d) 980 L e) 672 L

9.

Antiácido estomacal, preparado à base de bicarbonato de sódio (NaHCO3 ), reduz a acidez estomacal provocada pelo excesso de ácido clorídrico segundo a reação:

HCl (aq) + NaHCO3(aq)→ NaCl (aq) + H2O (l) + CO2(g)

Dados: massa molar NaHCO3 = 84 g/mol; volume molar = 22,4 L/mol a 0 °C e 1 atm.

Para cada 1,87 g de bicarbonato de sódio, o volume de gás carbônico liberado a 0 °C e 1 atm é de aproximadamente:

a) 900 mL b) 778 mL c) 645 mL d) 493 mL e) 224 mL

10.

Um ser humano adulto sedentário libera, ao respirar, em média, 0,880 mol de CO2 por hora. A massa de CO2 pode ser calculada, medindo-se a quantidade de BaCO3 (s), produzida pela reação:

Ba(OH)2(aq) + CO2(g)→ BaCO3(s) + H2O (l)

Suponha que a liberação de CO2 (g) seja uniforme nos períodos de sono e de vigília. A alternativa que indica a massa de carbonato de bário que seria formada pela reação do hidróxido de bário com o CO2

(g), produzido durante 30 minutos, é aproximadamente:

a) 197 g b) 173 g c) 112 g d) 86,7 g e) 0,440 g

11.

Uma das transformações que acontecem no interior dos “catalisadores” dos automóveis modernos é a conversão do CO em CO2, segundo a reação

CO + ¹₂ O2→ CO2 .

Admitindo-se que um motor tenha liberado 1.120 L de CO (medido nas CNPT), o volume de O2 (medido nas CNPT) necessário para converter todo o CO em CO2 é, em litros, igual a:

a) 2.240 b) 1.120 c) 560 d) 448 e) 336

Gabarito

1. B

2 2 2

2H O 2H O

4g

+ →

36g 40 kg

2 2 2

x x 360 kg de água

2H O 2H O

4 g

=

+ →

32 g 40 kg y

y=320 kg 2. E

Fe + H2SO4🡪 FeSO4 + H2

3. D

CL2 (g) + 2 NaOH(aq) 🡪 NaCL(aq) + NaCLO(aq) + H2O(L)

4. A

CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2 (g)

5. D

Balanceando a reação, vem: 3Ag S^{2 (s)}+2 A ^(s) →1A S^{2 3(s)}+6 Ag^(s)_.

2

2 (s) (s) 2 3(s) (s)

Ag S 2 108 32 248 Ag 108

3Ag S 2 A 1A S 6 Ag 3 248 g

=  + =

=

+ → +

 6 108 g

2,48 g



Ag Ag

m 2,48 g 6 108 g

m 2,16 g

3 248 g

=   =



6. C

2 4 4

C H KMnO

4 2 4 2 2 2 2

M 28 g mol; M 158 g mol

2 KMnO 3 C H 4 H O 2 MnO 3 HOCH CH OH 2 KOH 2 158 g

= =

+ + → + +



KMnO4

3 28 g m



4

4 4

KMnO

KMnO KMnO

1mg 2 158 g 1mg

m 3 28 g

m 3,7619046 mg m 3,8 mg

 

= 

=  

7. B

MM(TiCl4) = 47,9 +4 x 35,5 = 189,9 g/mol 189,9g TiCl4 --- 47,9g Ti

9,5g TiCl4 --- m m = 2,4g Ti

8. B

I. MM(Li2O) = 2 x 7 + 16 = 30 g/mol II. 𝒏 =^{𝟏,𝟖 .𝟏𝟎𝟑 𝒈}

𝟑𝟎 ^𝒈 𝒎𝒐𝒍

= 𝟔𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝑳𝒊_𝟐𝑶

III. 1 mol CO2 --- 1 mol Li2O → 𝒏𝑪𝑶_𝟐 = 𝟔𝟎𝒎𝒐𝒍 IV. 22,4 L --- 1mol

V --- 60 mol 𝑽 = 𝟏𝟑𝟒𝟒 𝑳 9. D

I. 𝒏 =^{𝟏,𝟖𝟕𝒈}

𝟖𝟒_𝒎𝒐𝒍^𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑯𝑪𝑶_𝟑 II. 1 mol NaHCO3 --- 1 MOL CO2

𝒏_𝑪𝑶𝟐= 𝟎, 𝟎𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶_𝟐 III. PV = nRT

1 x V = 0,022 x 0,082 x 273 → V = 0,4925L V = 493 mL

10. D

I. 1h --- 0,88 mol CO2

0,5 h --- n n = 0,44 mol CO2

II. 1 mol BaCO3 --- 1 mol CO2

𝑛𝐵𝑎𝐶𝑂₃=0,44 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂₂= 0,44 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑂3

III. MM(𝑩𝒂𝑪𝑶𝟑) = 197 g/mol

𝑚_{𝐵𝑎𝐶𝑂3}= 0,44 𝑥 197 = 86,68 ~ 86,7𝑔

11. C

Sabe-se que 𝒏 = ^𝑷

𝑹𝑻 𝑽 → 𝒏 ~ 𝑽 Então,

1 mol CO --- ½ mol O2 1 L CO ---- ½ L O2

1120 L CO --- v Logo, V = 560 L O2

Casos particulares de estequiometria: grau de pureza, rendimento e gases fora das CNTP

Resumo

Grau de pureza

Em alguns casos na estequiometria os reagentes da reação apresentam em sua composição impurezas, principalmente em reações industriais, ou porque são mais baratos ou porque já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios). Consideremos o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3 (substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias (impurezas). Digamos que tenhamos 100kg do mineral calcário, porém, 90kg são compostos por CaCO3, que é o componente principal desse minério e o que necessariamente vai reagir numa reação química qualquer. Sendo assim, dizemos que 90% de todo minério recolhido é CaCO3, logo, 10kg são apenas impurezas, que, geralmente, não reagem e não entram no cálculo estequiométrico. Com essa análise chegamos à conclusão que essa amostra de minério tem 90% de pureza, ou seja, dos 100kg que nós recolhemos 90kg serão utilizados.

Sendo assim, define-se:

Porcentagem ou grau de pureza é a porcentagem da massa da substância pura em relação à massa total da amostra.

Vejamos um exemplo:

Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, segundo a equação abaixo:

CaCO3→ CaO + CO2

Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita?

Resolução:

O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de CaCO3. Temos então o seguinte cálculo de porcentagem:

1ª linha) 800 g de calcita ^_________ 100%

2ª linha) x g de CaCO3^_________ 80% de → Grau de pureza X = 640 g de CaCO3 puro

Note que é apenas essa massa (640g de CaCO3 puro) que irá participar da reação. Assim, teremos o seguinte cálculo estequiométrico:

Exemplo 2:

Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono, medidos nas condições normais de temperatura e pressão, pela calcinação de um calcário com 90% de pureza de CaCO3 (massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40).

Qual é a massa de calcário necessária?

CaCO3→ CaO + CO2 Resolução:

Esta questão é do “tipo inverso” da anterior. Na anterior era dada a quantidade do reagente impuro e pedida a quantidade do produto obtido, agora é dada a quantidade do produto que se deseja obter e pedida a quantidade do reagente impuro que será necessária. Pelo cálculo estequiométrico normal, teremos sempre quantidades de substâncias puras:

CaCO3 → CaO + CO2 100 g ^____ 22,4 L (CNTP) x ^____ 180 L (CNTP) x = 803,57 g de CaCO3 puro

A seguir, um cálculo de porcentagem nos dará a massa de calcário impuro que foi pedida no problema:

803,57g CaCO3 puro ^________ 90%

X g ^________ 100%

x = 892,85 g de calcário impuro

Note que a massa obtida (892,85g) é forçosamente maior que a massa de CaCO3 puro (803,57g) obtida no cálculo estequiométrico, pois na massa do minério encontrada está contida as impurezas.

Rendimento

Vamos considerar a reação:

C + O2 →CO2

Supondo que deveriam ser produzidos 100 litros de CO2 (CNPT); vamos admitir também que, devido a perdas, foram produzidos apenas 90 litros de CO2 (CNPT), logo o rendimento foi de 90%.

100L ^_______ 100%

90L ^_______ x X= 90%

Em casos assim, dizemos que:

Rendimento é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida em uma reação e a quantidade que teoricamente seria obtida, de acordo com a equação química correspondente.

Exemplo:

Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação balanceada:

Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO (Massas atômicas: C = 12; O = 16; Fe = 56)

Utilizando-se 4,8 toneladas (t) de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de:

a) 2.688 kg b) 3.360 kg c) 1.344 t d) 2.688 t e) 3.360 t

Resolução: Após o balanceamento da equação, efetuamos o cálculo estequiométrico da forma usual MMFe

2

O

3

= (56x2) + (16x3) = 160g

160g de Fe2O3 ________ 112g de Fe 4,8 x10⁶ g de Fe2O3 ________

x

X = 3,36 x10⁶ g

3,36 x10⁶ g ______ 100%

Y ______ 80%

Y = 2,688 x10⁶ g ou 2688 Kg

Gases fora das CNTP

Definimos a equação geral dos gases de Clapeyron para usar em gases que não estejam nas CNTP, ela é dada por:

PV = nRT

Podemos expressar o número de mol (n) da seguinte maneira também:

PV =

^𝒎 𝑴.𝑴

RT

Onde:

P = Pressão do gás (atm) V = Volume do gás (L) n = Quantidade do gás (mol) m = Massa do gás (g)

M.M = Massa molar do gás(g)

R = Constante universal dos gases perfeitos (L.atm.mol^-1.K^-1) T = Temperatura do gás (medida em Kelvin)

Volume molar fora das CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão)

Definimos que uma substância está fora das CNTP se as condições de temperatura e pressão são diferentes de 0ºC e 1 atm. Quando são usados valores diferentes para esses parâmetros calculamos seu volume a partir da equação de Clapeyron.

Exemplo:

Dada a reação:

Fe2O3(s) + 3CO(g)→ 2Fe(s) + 3 CO2(g)

Sabendo que a massa de um mol de ferro é de 56g, calcule a massa de ferro produzida quando 8,2L de CO2 são formados a 2 atm e 127ºC.

Resolução:

Primeiramente amos calcular quantos litros de CO2 são produzidos quando, nas mesmas condições de temperatura e pressão dadas no texto, temos 3 mol do mesmo (quantidade estequiométrica de mol de gás CO2 )

PV =nRT

2.V = 3 . 0,082 . 400 V = 49,2L

Assim, quando se produz 2 mol de ferro nas condições dadas eu produzo 49,2L de CO2, com uma regrade três, consigo estabelecer quantas gramas de ferro eu produziria com 8,2L de CO2.

2x56 gramas de ferro ^______ 49,2L deCO2 Y gramas de ferro ^______ 8,2L de CO2 Y = 18,7g de ferro (aproximadamente)

Exercícios

1.

A equação abaixo representa a reação que se passa para obtermos o cloro. Considerando que ela teve um rendimento de 85%, que foi realizada na temperatura de 27ºC e a uma pressão de 1,5 atm, e que utilizamos 500 g de sal, o volume de cloro obtido, em litros, é:

2 NaCl + MnO2 + 2H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 +Cl2 + H2O a) 59,6

b) 82,5 c) 119,2 d) 280,5 e) 1.650,0

2.

A figura abaixo representa simplificadamente um alto forno, uma espécie de cilindro vertical de grande altura, utilizado na indústria siderúrgica, dentro do qual a hematita, um minério de ferro composto de 70% de óxido de ferro (III) (Fe₂𝑂₃) e impurezas como a sílica (SiO₂) e a alumina (𝐴ℓ2𝑂₃), é transformada, após uma série de reações, em ferro gusa (Fe). Na entrada do alto forno, são colocados carvão coque (C) isento de impurezas, calcário (CaCO₃) e hematita.

Na tabela abaixo aparecem as temperaturas, as equações das reações químicas que ocorrem no alto forno bem como o processo ocorrido.

Temperatura Processo ocorrido Equações

1600 °𝐶 Formação do gás redutor 2𝐶 + 𝑂2→ 2CO 700 °𝐶 Redução do ferro Fe₂𝑂₃+ 3CO → 2Fe + 3CO₂ 1000 °𝐶 Formação da escória

(CaSiO₃ 𝑒 CaAℓ2𝑂4)

CaCO₃→ CaO + CO₂ CaO + SiO₂→ CaSiO₃ CaO + 𝐴ℓ2𝑂₃→ CaAℓ2𝑂₄

De acordo com o texto e com o processo ilustrado anteriormente, para se obter 28 kg de ferro gusa, além dos demais reagentes, será necessário adicionar, ao alto forno,

Dados: massas molares (g/mol): C 12,= Fe=56 e Fe O_{2 3}=160.

a) 40 kg de hematita.

b) 24 kg de carvão coque.

c) 70 kg de hematita.

d) 57,15kg de minério.

e) 18 kg de hematita.

3.

O gás acetileno (C2H2) pode ser produzido pela reação do carbeto de cálcio (CaC2) com água em geradores especiais, obtendo-se também o hidróxido de cálcio como subproduto, conforme a equação a seguir não balanceada.

CaC2(g) + H2O(ℓ)

→

Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)

O volume de gás acetileno obtido, nas CNTP, a partir da reação de 400 g de carbeto de cálcio com 80

% de pureza e rendimento total, é igual a:

Dado: massa molar em (g/mol) H = 1, C = 12, O = 16 e Ca = 40.

a) 112,0 L.

b) 140,0 L.

c) 137,0 L.

d) 44,8 L.

e) 22,4 L.

4.

Para se obter 1,5 kg do dióxido de urânio puro, matéria-prima para a produção de combustível nuclear, é necessário extrair-se e tratar-se 1,0 tonelada de minério. Assim, o rendimento (dado em % em massa) do tratamento do minério até chegar ao dióxido de urânio puro é de:

U3O8 → 3UO2 + O2

a) 0,10 %.

b) 0,15 %.

c) 0,20 %.

d) 1,5 %.

e) 2,0 %.

5.

Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4) foram derramadas pelo navio Bahamas no litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental de um desastre desse tipo, é preciso neutralizar a acidez resultante. Para isso pode-se, por exemplo, lançar calcário, minério rico em carbonato de cálcio (CaCO3), na região atingida.

A equação química que representa a neutralização do H2SO4 por CaCO3, com a proporção aproximada entre as massas dessas substâncias é:

+ → + +

2 4 3 4 2 2

H SO CaCO CaSO H O CO

1 tonelada 1 tonelada sólido gás reage com sedimentado

Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser empreendido para enfrentar tal situação, estimando a quantidade de caminhões necessária para carregar o material neutralizante. Para transportar certo calcário que tem 80% de CaCO3, esse número de caminhões, cada um com carga de 30 toneladas, seria próximo de:

a) 100.

b) 200.

c) 300.

d) 400.

e) 500.

6.

Uma indústria queima diariamente 1 200 kg de carvão (carbono) com 90% de pureza. Supondo que a queima fosse completa, o volume de oxigênio consumido para essa queima nas condições de 0ºC e 1atm seria de: (Dados: C = 12g)

C +O2→ CO2

a) 22 800 L b) 22 800 m³ c) 24 200 L d) 24 200 m³ e) 2 016 m³

7.

O ferro pode ser obtido a partir da hematita, minério rico em óxido de ferro, pela reação com carvão e oxigênio. A tabela a seguir apresenta dados da análise de minério de ferro (hematita) obtido de várias regiões da Serra de Carajás.

Fe2O3 + 2C+ ¹₂ O2 → 2Fe + 2CO2

No processo de produção do ferro, a sílica é removida do minério por reação com calcário (CaCO3).

Sabe-se, teoricamente (cálculo estequiométrico), que são necessários 100g de calcário para reagir com 60g de sílica.

Dessa forma, pode-se prever que, para a remoção de toda a sílica presente em 200 toneladas do minério na região 1, a massa de calcário necessária é, aproximadamente, em toneladas, igual a:

SiO2 + CaCO3→ CaSiO3 + CO2

a) 1,9.

b) 3,2.

c) 5,1.

d) 6,4.

e) 8,0.

8.

12,25 g de ácido fosfórico com 80% de pureza são totalmente neutralizados por hidróxido de sódio, numa reação que apresenta rendimento de 90%. A massa de sal obtida nesta reação é de: (Dados:

massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; P = 31)

H3PO4 + 3 NaOH → Na3PO4 + 3H2O a) 14,76 g

b) 16,40 g c) 164,00 g d) 9,80 g e) 10,80 g

da enxofre (s)% (Fe) %

9.

Quando o nitrato de amônio decompõe-se termicamente, produz-se gás hilariante (N2O) e água. Se a decomposição de 100 g de NH4NO3 impuro fornece 44 g de N2O, a pureza do nitrato de amônio é:

Dados: N = 14 ; H = 1 ; O = 16.

NH4NO3→ N2O + H2O a) 20%

b) 40%

c) 60%

d) 80%

e) 90%

10.

Para responder à questão a seguir, considere o seguinte esquema de procedimento industrial para obtenção de gás nitrogênio ou azoto (N2):

Partindo de 200 L de ar contendo 5% de umidade e, sendo a porcentagem dos gases no ar seco em volumes, a opção que MAIS SE APROXIMA DO VOLUME MÁXIMO de N2 obtido em rendimento de 70%

é:

a) 105 L b) 120 L c) 133 L d) 150 L e) 158 L

11.

O cobre, muito utilizado em fios da rede elétrica e com considerável valor de mercado, pode ser encontrado na natureza na forma de calcocita, Cu S(s),₂ de massa molar 159g mol. Por meio da reação Cu S(s) O (g)₂ + ₂ →2Cu(s) SO (g),+ ₂ é possível obtê-lo na forma metálica.

A quantidade de matéria de cobre metálico produzida a partir de uma tonelada de calcocita com 7,95% (m m) de pureza é

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

12.

O cobre presente nos fios elétricos e instrumentos musicais é obtido a partir da ustulação do minério calcosita (Cu S).₂ Durante esse processo, ocorre o aquecimento desse sulfeto na presença de oxigênio, de forma que o cobre fique “livre” e o enxofre se combine com o O₂ produzindo SO ,₂ conforme a equação química:

2 2 2

Cu S(s) O (g)+ ⎯⎯→^ 2Cu( ) SO (g)+

As massas molares dos elementos Cu e S são, respectivamente, iguais a 63,5 g mol e 32 g mol.

CANTO, E. L. Minerais, minérios, metais: de onde vêm?, para onde vão?

São Paulo: Moderna, 1996 (adaptado).

Considerando que se queira obter 16 mols do metal em uma reação cujo rendimento é de 80%, _a massa, em gramas, do minério necessária para obtenção do cobre é igual a

a) 955.

b) 1.018.

c) 1.590.

d) 2.035.

e) 3.180.

Gabarito

1. A

MM(NaCl) = 58,5 g/mol MM(Cl2) = 71g/mol I. nNaCl = 8,55mol

II. 2 mol NaCl --- 1 mol Cl2 8,55 mol NaCl ---- n n = 4,275 mol Cl2

III. 4,275 mol Cl2 ---100%

n ---- 85%

n = 3,63 mol Cl2

IV. P V = n R T → 1,5 V = 3,63 x 0,082 x 300 → V = 59,6L 2. D

Cálculo da massa de hematita:

2 3 2

Fe O +3CO→ 2Fe+3CO

2 3

160 g de Fe O 112 g de Fe m 28000 g de Fe m = 40000 g ou 40 kg de óxido de ferro.

Lembrar que o óxido de ferro corresponde a 70% do minério.

40 kg 70 % do minério m 100 %

m = 57,15kg de minério 3. A

Em primeiro lugar devemos balancear a equação dada:

CaC2(g) + 2H2O(ℓ)

→

Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)

Agora podemos montar a proporção estequiométrica de acordo com as substâncias envolvidas e suas quantidades. Devemos levar em consideração que a porcentagem de pureza do carbeto de cálcio é de 80 %, ou seja, a massa deste reagente deve ser multiplicada por 80 e dividida por 100, o que equivale a multiplicar por 0,80.

( ) ( )

2(g) 2 2(aq) 2 2(g)

CaC 2H O Ca OH C H

64g 22, 4L(CNTP)

400gx0,80 V

+ → +

− − − − − − − − − − − − − − − − −

− − − − − − − − − − − − − V = 112, 0 L

4. B

MM(U3O8) = 3 x 238 + 8 x 16 = 842 g/mol MM(UO2) = 270 g/mol

I. 1 mol U3O8 --- 3 mol UO2

842g ---3 x 270g

10⁶g --- m → m = 9,62 x 10⁵ g → m = 962 Kg

II. R = _𝟗𝟔𝟐^𝟏,𝟓 𝒙 𝟏𝟎𝟎% = 0,15%

5. D

MM(H2SO4) = 98 g/mol MM(CaCO3) = 100 g/mol

Como na questão considera que ácido sulfúrico reage com carbonato de cálcio 1t : 1t, então:

I. 30 t --- 100%

m --- 80% → m = 24t CaCO3

II. 1 caminhão --- 24t CaCO3

n --- 10000t → n = 417 caminhões 6. E

I. 1200Kg ---- 100%

m ---- 90% → m = 1080 Kg II. n = ^{𝟏𝟎𝟖𝟎 𝒙 𝟏𝟎}_{𝟏𝟐𝒈/𝒎𝒐𝒍}^𝟑𝒈 = 9 x 10⁴ mol

III. P V = nRT

1 V = 9 x 10⁴ x 0,082 x 273 → V = 2,016 x 10⁶ L = 2016 m³ 7. B

I. analisando a tabela:

SiO2 : 𝟐𝟎𝟎𝒕 𝒙^{𝟎,𝟗𝟕}_𝟏𝟎𝟎= 𝟏, 𝟗𝟒𝒕 II. 100g CaCO3 --- 60g SiO2

m --- 1,94t SiO2 → m = 3,2t 8. A

I. 12,25g H3PO4 --- 100%

m --- 80% → m = 9,8g H3PO4

II. MM( H3PO4 ) = 98g/mol MM( Na3PO4 ) = 164g/mol 1 mol H3PO4 --- 1 mol Na3PO4

98g --- 164g

9,8g --- m’ → m’ = 16,4g Na3PO4

III. m’’ = 𝟏𝟒, 𝟒𝒈 𝒙_{𝟏𝟎𝟎%}^𝟗𝟎% → m’’ = 14,76g Na3PO4

9. D

MM( NH4NO3 ) = 80g/mol MM( N2O ) = 44 g/mol

I. 80g NH4NO3 --- 44 g N2O

m --- 44g → m = 80g II. P = ₁₀₀⁸⁰ 𝑥 100% = 80%

10. A

I. Volume de ar seco 𝟐𝟎𝟎 𝒙 𝟗𝟓

𝟏𝟎𝟎= 𝟏𝟗𝟎𝑳 II. Volume de N2

190𝒙^𝟕𝟗

𝟏𝟎𝟎 𝒙^𝟕𝟎

𝟏𝟎𝟎= 𝟏𝟎𝟓𝑳

11. A

2 2 2

Cu S(s) O (g) 2Cu(s) SO (g), 159 g

+ → +

6

2 mols 7,95 10 g

100  _Cu(s)

3 Cu(s)

n

n =1000 mols=1,0 10 mol 12. C

2

2 2 2

Cu S 159 r 80 % 0,80

Cu S(s) O (g) 2Cu( ) SO (g) 159 g



=

= =

+ ⎯⎯→ +

Cu S2

2 mols 0,80 m



Cu S2

16 mols m =1.590 g

Casos particulares de estequiometria: reações consecutivas, limitante e excesso

Resumo

Reação com reagente em excesso ou limitante

Toda reação química ocorre de acordo com a proporção estequiométrica constante, indicada pelos seus coeficientes.

Porém, em alguns casos, teremos um dos reagentes sendo totalmente consumidos e outro com excesso(sobra) no final da reação.

O reagente totalmente consumido neste tipo de reação é chamado reagente limitante. E o reagente com

“sobra” será chamado reagente em excesso.

Exemplo 1:

3H

2

+ N

2

⇌ 2NH

3 Possui proporção estequiométrica de:

3 mols H2 + 1 mol de N2 ⇌ 2 mols de NH3

Proporção: 3 : 1 : 2

Se quiser produzir o triplo de NH3, precisamos manter a proporção:

9 mols H2 + 3 mols de N2 ⇌ 6 mols de NH3

Proporção: 9 : 3 : 6

No entanto, se estiver reagindo:

6 mols H2 + 4 mols de N2 ⇌ 4 mols de NH3

Proporção dada: 6 : 4 : 4 - A reação possui mais N2 do que o necessário.

Proporção correta: 6 : 2 : 4

O N2 está em excesso: 2 mols de excesso

O H2 é o reagente limitante, pois é totalmente consumido.

Exemplo 2:

Qual o reagente em excesso e qual o reagente limitante quando reagimos 128g de SO2 com 48g de O2. Massa molar: S = 32g/mol, O = 16g/mol.

SO

2

+ ½ O

2

⇌ SO

3 Possui proporção estequiométrica de:

1 mol SO2 + ½ mol de O2 ⇌ 1 mol de SO3

Proporção em mol: 1 : ½ : 1

Proporção em massa: 64g : 16g : 80g

Se quiser reagir 128g de SO2 com 48g de O2, precisamos manter a proporção:

64g de SO2 reage com 16g de O2

128g (2 x 64) de SO2 reagiria também com o dobro de O2, 32g.

Como se pode observar os 128g de SO2 reagem, portanto ele é o reagente limitante.

E somente 32g de O2 precisam reagir para consumir toda a massa de SO2 e como temos 48g de O2, 16g do mesmo estão em excesso, ou seja, 16g de O2 não reagem (sobram).

Reações consecutivas

Para que seja possível relacionar substâncias que dão sequência a reações consecutivas, é preciso que haja uma substância comum entre elas. Sendo assim, será possível determinar coeficientes comum entre essas equações.

São reações consecutivas, por exemplo:

S8 + O2 → SO2

SO2 + ½ O2 → SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Nota-se que o SO2 é comum a equação 1 e 2, e o SO3 é comum a equação 2 e 3. Sendo possível criar uma relação entre as três equações.

Sendo assim, para cada 8 mols de S8 pode-se produzir quantos mols de H2SO4?

Pode-se produzir 8 mols de H2SO4 a partir de 1 mol de S8

Exemplo:

Qual a massa de CO2 produzida pela queima de 36g de C com excesso de O2. C + ½ O2 → CO

CO + ½ O2 → CO2

Pela estequiometria da reação sabemos que:

12g de C produz 28g de CO, e 28g de CO produz 44g de CO2. Logo,

36g (3 x 12g) de C produz 84g (3 x 28g) de CO, e 84g de CO produz 144g (3 x 44g) de CO2. Mantendo assim a proporção existente entre as equações intermediadas pelo CO.

Hey, como você está nesse período de quarentena? É um pouco complicado, né?! Mas não desiste não, vamos juntos que você vai arrasar no vestibular! Aliás, tá sentindo que está um pouquinho perdido em

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Exercícios

1.

A fabricação industrial do ácido sulfúrico envolve três etapas reacionais consecutivas que estão representadas abaixo pelas equações não balanceadas:

Etapa I: S_8(s)+O_2(g)→SO_2(g) Etapa II: SO2(g)+O2(g) →SO3(g) Etapa III: SO3(g)+H O2 (l)→H SO2 4(aq)

Considerando as etapas citadas e admitindo que o rendimento de cada etapa da obtenção do ácido sulfúrico por esse método é de 100%, então a massa de enxofre

(

S8(s)

)

necessária para produzir 49 g de ácido sulfúrico

(

^{H SO2 4(aq)}

)

^é:

Dados:

Massas atômicas

H S O

1u 32u 16u

a) 20,0 g b) 18,5 g c) 16,0 g d) 12,8 g e) 32,0 g

2.

Na busca por ouro, os garimpeiros se confundem facilmente entre o ouro verdadeiro e o chamado ouro de tolo, que tem em sua composição 90% de um minério chamado pirita (FeS ).₂ Apesar do engano, a pirita não é descartada, pois é utilizada na produção do ácido sulfúrico, que ocorre com rendimento global de 90% conforme as equações químicas apresentadas.

Considere as massas molares:

FeS2 (120 g mol), O₂ (32 g mol), Fe O_{2 3} (160 g mol), SO₂ (64 g mol), SO₃ (80 g mol), H O (18 g mol),2 H SO_{2 4} (98 g mol).

2 2 2 3 2

2 2 3

3 2 2 4

4 FeS 11O 2 Fe O 8 SO 2 SO O 2 SO

SO H O H SO

+ → +

+ →

+ →

Qual é o valor mais próximo da massa de ácido sulfúrico, em quilograma, que será produzida a partir de 2,0 kg de ouro de tolo?

a) 0,33 b) 0,41 c) 2,6 d) 2,9 e) 3,3

3.

A produção industrial do ácido sulfúrico é realizada a partir do enxofre, extraído de jazidas localizadas normalmente em zonas vulcânicas. O enxofre extraído é queimado ao ar atmosférico produzindo o anidrido sulfuroso (etapa I). Após essa reação, o anidrido sulfuroso é oxidado a anidrido sulfúrico, em alta temperatura e presença de um catalisador adequado (etapa II). Em seguida, o anidrido sulfúrico é borbulhado em água, formando o ácido sulfúrico (etapa III). As reações referentes a cada uma das etapas do processo encontram-se abaixo equacionadas:

Etapa I: S_(s)+O_2(g) →SO_2(g) Etapa II: 2 SO_2(g)+O_2(g) →2 SO_3(g) Etapa III: SO_3(g)+H O_{2 ( )} →H SO_{2 4( )}

Desse modo, ao serem extraídos 200,0 kg de enxofre com 80% de pureza de uma jazida, considerando- se que o rendimento global do processo seja de 90%, a massa máxima de ácido sulfúrico que pode ser produzida será de

Dados: massas molares (g/mol): H = 1, O = 16 e S = 32.

a) 612,5 kg.

b) 551,2 kg.

c) 490,0 kg.

d) 441,0 kg.

e) 200,0 kg.

4.

O manganês utilizado na indústria siderúrgica na fabricação de ferroligas é obtido em um processo, cujo rendimento global apresenta 60%, no qual a pirolusita (MnO ),₂ com pureza de 43,5%, é tratada com carvão coque e ar atmosférico, formando o monóxido de manganês. Em uma segunda etapa, o manganês contido no monóxido continua sendo reduzido, formando, por fim, o manganês metálico, de acordo com as equações abaixo:

2(s) (s) 2(g) (s) 2(g)

(s) (s) (s) 2(g)

MnO C 1O MnO CO

2

2 MnO C 2 Mn CO

+ + → +

+ → +

Considerando as informações anteriores, como também as duas etapas do processo, afirma-se que a massa de manganês formada, a partir de 8 toneladas de pirolusita, é igual a

Dados: massas molares (g mol ) ⁻¹ O=16 e Mn=55 a) 5,06 10 g. ⁶

b) 3,03 10 g. ⁶ c) 2,20 10 g. ⁶ d) 1,32 10 g. ⁶ e) 1,06 10 g. ⁶

5.

Ustulação é a queima de sulfetos, compostos normalmente metálicos, ocorrendo em fornos especiais com passagem contínua de corrente de ar quente. A ustulação de um sulfeto, cujo ânion provém de um metal de baixa reatividade química, dá origem ao respectivo metal, com desprendimento de gás. É um processo utilizado para a obtenção de metais como chumbo, cobre e prata, por exemplo. Uma importante ustulação é a envolvida na produção do ácido sulfúrico concentrado através da queima de minérios de enxofre, na presença de corrente de ar, com a presença da pirita (FeS_2(s)). A seguir, temos as etapas envolvidas na reação química não balanceada.

Analisando o texto e a reação, assinale a alternativa CORRETA.

2(s) 2(g) 2 3(s) 2(g)

2(g) 2(g) 3(g)

3(g) 2 ( ) 2 4( )

FeS O Fe O SO

SO O SO

SO H O H SO

+ → +

+ →

+ →

Dados: Fe=56; S=32.

a) O íon ferro, presente na pirita, possui subnível mais energético 3d .⁴

b) O trióxido de enxofre, presente na reação e também na chuva ácida, pode ser denominado de anidrido sulfuroso.

c) O ácido sulfúrico possui caráter covalente, sendo totalmente insolúvel em água.

d) Considerando-se os metais nobres mencionados no texto, seria impossível armazenar um artefato confeccionado com o metal prata em uma solução de ácido sulfúrico.

e) Utilizando-se 1 kg de pirita, será obtido 1388,33 g de ácido sulfúrico, com um rendimento de 85%.

6.

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:

2 4(aq) (aq) 2 4(s) 2 ( )

H SO +NaOH →Na SO +H O Dados: H=1; S=32; O=16; Na=23.

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

a) NaOH e 50 g b) NaOH e 100 g c) H SO^{2 4} _e 50 g d) H SO^{2 4} _e 100 g e) NaOH e 25 g

7.

Na reação de neutralização, representada pela equação não balanceada, quando são misturados 444 g de Ca(OH)₂ e 294 g de H PO ,_{3 4}

2 3 4 3 4 2 2

Ca(OH) +H PO →Ca (PO ) +H O Dados:

Massas molares, em g mol , ⁻¹ H O₂ =18, Ca(OH)₂=74, H PO_{3 4}=98 e Ca (PO )_{3 4 2} =310 É CORRETO afirmar que:

a) o hidróxido de cálcio encontra-se em excesso.

b) são formados 81g de água.

c) a reação produz 232,5g de fosfato de cálcio.

d) permaneceram sem reagir 74 g de hidróxido de cálcio.

e) o ácido fosfórico é o reagente em excesso.

8.

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 2

2

2 ZnS 3 O 2 ZnO 2 SO ZnO CO Zn CO

+ → +

+ → +

Considere as massas molares: ZnS (97 g mol); O₂ (32 g mol); ZnO (81 g mol); SO₂ (64 g mol);

CO (28 g mol); CO₂ (44 g mol); e Zn (65 g mol).

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

9.

“As reações químicas ocorrem sempre em uma proporção constante, que corresponde ao número de mol indicado pelos coeficientes da equação química. Se uma das substâncias que participa da reação estiver em quantidade maior que a proporção correta, ela não será consumida totalmente. Essa quantidade de substância que não reage é chamada excesso (...).

O reagente que é consumido totalmente, e por esse motivo determina o fim da reação, é chamado de reagente limitante.”

USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. Química, Vol. 1: Química Geral. 14ª ed. Reform - São Paulo: Ed. Saraiva, 2009, pág.

517.

Um analista precisava neutralizar uma certa quantidade de ácido sulfúrico (H SO )_{2 4} de seu laboratório e tinha hidróxido de sódio (NaOH) à disposição para essa neutralização. Ele realizou a mistura de 245 g de ácido sulfúrico com 100 g de hidróxido de sódio e verificou que a massa de um dos reagentes não foi completamente consumida nessa reação. Sabendo-se que o reagente limitante foi completamente consumido, a massa do reagente que sobrou como excesso após a reação de neutralização foi de

Dado: massa atômica do H=1u; O=16 u; Na=23 u; C =35,5.

a) 52,4 g.

b) 230,2 g.

c) 384,7 g.

d) 122,5 g.

e) 77,3 g

10.

A remoção de impurezas contidas na água turva da piscina de um condomínio deve ser realizada com adição de sulfato de alumínio, seguida pela adição de hidróxido de cálcio. Com isso, forma-se uma substância gelatinosa que se deposita no fundo do tanque, com todas as impurezas. A reação química é descrita pela equação:

2 4 3 2 4 3

A (SO ) +3 Ca(OH) →3 CaSO +2 A (OH)

Para limpar essa piscina, o condomínio utiliza 500 g de sulfato de alumínio e 500 g de hidróxido de cálcio. Qual o reagente limitante da reação e quanto de hidróxido de alumínio é formado?

Dados de massas molares: H=1 g mol; O=16 g mol; A =27 g mol; S=32 g mol; Ca=40 g mol a) Hidróxido de cálcio; 228 g de A (OH)₃

b) Hidróxido de cálcio; 351,3 g de A (OH)₃ c) Sulfato de cálcio; 500 g de A (OH)₃ d) Sulfato de alumínio; 228 g de A (OH)₃ e) Sulfato de alumínio; 351,3 g de A (OH)₃

11.

O sulfeto de ferro pode ser usado como matéria prima para produção de ácido sulfúrico como indicado na reação.

2 2 2 3 2 4

4FeS 9O+ +4H O→2Fe O +4H SO Dados: Fe = 56; S = 32.

Numa reação completa e com FeS como reagente limitante, a massa desse sulfeto metálico que mais se aproxima da necessária para produzir 10 mol de H SO_{2 4} é:

a) 350 g b) 720 g c) 880 g d) 1260 g e) 1440 g

Gabarito

1. C

Teremos:

8(s) 2(g) 2(g)

S +8O → 8SO 8SO2(g) +4O_2(g)→ 8SO_3(g)

8 8

3(g) 2 (l) 2 4(aq)

8(s) 2(g) 2 (l) 2 4(aq)

S S

8SO 8H O 8H SO

S 12O 8H O 8H SO

8 32 g 8 98 g

m 49 g

m 16,0 g

+ →

+ + →

 − − − − − − − − − − 

− − − − − − − − − −

=

2. C

Teremos:

( ) ( )

2 2 2 3 2

2 2 3

3 2 2 4

2 2 2 3 2

4 FeS 11 O 2 Fe O 8 SO

2 SO O 2 SO 4

SO H O H SO 8

4 FeS 11 O 2 Fe O 8 SO

+ → +

+ → 

+ → 

+ → +

8 SO2 +4 O₂→8 SO₃

8 SO3 _{2 2 4}

Global

2 2 2 2 3 2 4

Global

2 2 2 2 3 2 4

8 H O 8 H SO

4 FeS 15 O 8 H O 2 Fe O 8 H SO

4 FeS 15 O 8 H O 2 Fe O 8 H SO 4 120 g

+ →

+ + ⎯⎯⎯⎯→ +

+ + ⎯⎯⎯⎯→ +

 90

8 98 g 100 90 2 kg

100

 

   

  

 

  ^{2 4}

2 4

2 4

H SO

H SO H SO

m

90 90

2 kg 8 98 g

100 100

m 2,646 kg

4 120 g m 2,6 kg

     

   

   

= =





3. D

Teremos:

(s) 2(g) 2(g)

Etapa I: S +O →SO

Etapa II: SO2(g) 1 _{2(g) 3(g)}

O SO

+2 →

Etapa III: SO3(g) _{2 ( ) 2 4( )} Global

(s) 2(g) 2 4( )

H O H SO

S 3O H SO

2

+ →

+ ⎯⎯⎯⎯→

Então,

Global

(s) 2(g) 2 4( )

S 3O H SO

2 32 g

+ ⎯⎯⎯⎯→

98 g 0,90 200 kg 0,80



 2 4

2 4

H SO H SO

m m =441,0 kg

4. D

( )

2

2(s) (s) 2(g) (s) 2(g)

(s) (s) (s) 2(g)

2(s) (s) 2(g) (s)

MnO 87; Mn 55.

MnO C 1O MnO CO 2

2

2 MnO C 2 Mn CO

2 MnO 2 C 1 O 2 MnO

= =

+ + → + 

+ → +

+ + → _2(g)

(s)

2 CO 2 MnO

+

(s) (s) 2(g)

Global

2(s) (s) 2(g) 2(g) (s)

C 2 Mn CO

2 MnO 3 C 1 O 3 CO 2 Mn

+ → +

+ + ⎯⎯⎯⎯→ +

Global

2(s) (s) 2(g) 2(g) (s)

2 MnO 3 C 1 O 3 CO 2 Mn

2 87 g

+ + ⎯⎯⎯⎯→ +



6

2 55 g 60 100 43,5 8 10 g

100

 

  _Mn

6 Mn

Mn 6

m

43,5 60

8 10 g 2 55 g

100 100

m 2 87 g

m 1,32 10 g

    

= 

= 

5. E

2(s) 2(g) 2 3(s) 2(g)

2FeS 11O 1 Fe O 4 SO

+ 2 → +

4SO2(g) +2O_2(g) →4 SO_3(g) 4 SO3(g) _{2 ( ) 2 4( )}

Global

2(s) 2(g) 2 ( ) 2 3(s) 2 4( )

4H O 4H SO

2FeS 15O 4H O 1 Fe O 4H SO

2

+ →

+ + ⎯⎯⎯⎯→ +

Global

2(s) 2(g) 2 ( ) 2 3(s) 2 4( )

2FeS 15O 4H O 1 Fe O 4H SO

2 2 120 g

+ + ⎯⎯⎯⎯→ +

 4 98 g r

1.000 g

 

1.388,33 r=0,849997985 %

6. D

Balanceando a equação, vem:

2 4(aq) (aq) 2 4(s) 2 ( )

1H SO +2 NaOH →1Na SO +2 H O

2 4

2 4(aq) (aq) 2 4(s) 2 ( )

H SO 98; NaOH 40.

1H SO 2 NaOH 1Na SO 2 H O

98 g

= =

+ → +

2 40 g 122,5 g



( ) ( )

12.740 4.900

2 4(aq) (aq) 2 4(s) 2 ( )

130 g 98 130 40 122,5

1H SO 2 NaOH 1Na SO 2 H O

98 g

  

+ → +

Limi tan te

2 40 g 122,5 g



Excesso de reagente

130 g

mNaOH NaOH

NaOH

2 4

122,5 g 2 40 g

m 98 g

m 100 g

Re agente limi tan te : H SO .

=  

=

7. D

a) Correto. O hidróxido de cálcio encontra-se em excesso.

Balanceando pelo método das tentativas, vem:

3 4 2 2

2 3 4 3 4 2 2

Ca (PO ) H O

65.268 87.024 (excesso) Encontra se Reagente

em excesso limi tan te

2 3 4 3

3Ca(OH) 2H PO Ca (PO ) 6H O

3 74 g 2 98 g 310 g 6 18 g

444 g 294 g m m

3 74 g 294 g 2 98 g 444 g

3Ca(OH) 2H PO Ca (PO

−

+ ⎯⎯→ +

  

    

+ ⎯⎯→ _{4 2}) 3H O₂

3 74 g 2 98 g 310 g 6 18 g

444 g

+

  

3 4 2 2

Ca(OH)2 é menor do que

444 g

Ca (PO ) H O

m

294 g m m

b) Incorreto. São formados 162 g de água.

=  



=

2

2 H O H O

294 g 6 18 g

m 2 98 g

m 162 g (massa de água formada)

c) Incorreto. A reação produz 465 g de fosfato de cálcio.

= 



=

3 4 2

3 4 2 Ca (PO ) Ca (PO )

294 g 310 g

m 2 98 g

m 465 g (fostato de cálcio produzido)

d) Incorreto. Permaneceram sem reagir 111 g de hidróxido de cálcio.

 

= 

=

− =

2

2

2 Ca(OH)

Ca(OH)

Ca(OH) 2

3 74 g 294 g

m (reage)

2 98 g m (reage) 333 g

444 g 333 g 111 g em excesso de m 111 g de Ca(OH) permanecem sem reagir.

e) Incorreto. O ácido fosfórico é o reagente limitante.

−

+ ⎯⎯→ +

  

Encontra se Reagente em excesso limi tan te

2 3 4 3 4 2 2

3Ca(OH) 2H PO Ca (PO ) 6H O

3 74 g 2 98 g 310 g 6 18 g

444 g

    

3 4 2 2

Ca (PO ) H O

65.268

294 g m m

3 74 g 294 g 2 98 g 444 g

87.024 (excesso)

8. C

Teremos:

2ZnS + 3O 2 → 2ZnO + 2SO₂

2ZnO ₂

Global

2 2 2

+ 2CO 2Zn + 2CO

2ZnS + 3O + 2CO 2SO 2Zn + 2CO 2 97 g

→

⎯⎯⎯⎯→ +

 2 65 g 0,80

0,75 100 kg

 

 _Zn

Zn

m m =40,206 kg40 kg

9. D

2 4

2 4

H SO

NaOH

2 4 2 2 4

H SO 2 1 1 32 4 16 98 M 98 g mol

NaOH 1 23 1 16 1 1 40 M 40 g mol

1H SO 2NaOH 2H O Na SO

98 g

=  +  +  =

=

=  +  +  =

=

+ ⎯⎯→ +

2 40 g 245 g



Massa em excesso

19.600 9.800

2 4 2 2 4

100 g

2 40 245 98 100

1H SO 2NaOH 2H O Na SO

98 g

 

   

       

   

 

 

+ ⎯⎯→ +

2 4

H SO

2 40 g m



2 4

2 4

H SO

H SO em excesso

100 g 98 g 100 g

m 122,5 g

2 40 g

m 245 g 122,5 g 122,5 g

=  =



= − =

10. D

+ → +

2 4 3 2 4 3

A (SO ) 3 Ca(OH) 3 CaSO 2 A (OH) 342 g 3 74g

500 g x

=

x 324,56g de Ca(OH)₂ reagem. Como foram adicionados 500 g dessa base haverá

− =

(500g 324,56 g 175,44g) de Ca(OH)₂ em excesso e, consequentemente, o A ₂(SO )_{4 3} será o reagente limitante.

+ → +

2 4 3 2 4 3

A (SO ) 3 Ca(OH) 3 CaSO 2 A (OH)

342g 2 78g

500 g

=

y y 228,01 g

11. C

Teremos:

2 2 2 3 2 4

FeS 88 g / mol

4FeS 9O 4H O 2Fe O 4H SO 4 88 g

=

+ + → +



FeS

4 mol m

FeS

10 mol m =880 g