18. (ENEM PPL 2024) O titânio é encontrado na natureza em minerais, dos quais o rutilo (TiO2) está presente na principal mina do Brasil, localizada no Rio Grande do Norte. Para obtenção do titânio metálico, o TiO2 é submetido a duas operações industriais.
A primeira consiste na cloração, produzindo tetracloreto de titânio, conforme a equação:
TiO2 + 2 Cl2 + 2CO → TiCl4 + 2CO2
A segunda operação consiste na redução do tetracloreto de titânio, utilizando magnésio metálico.
2Mg + TiCl4 → 2MgCl2 + Ti
Considere as massas molares: Cl = 35,5g/mol e Ti = 48 g /mol
Qual a massa de gás cloro necessária para produzir 480 quilogramas de titânio metálico?
a) 179 kg b) 359kg c) 480kg d) 710kg e) 1420 kg
Resolução do teste: como a quantidade de TiCl4 produzida na primeira reação é igual a quantidade de TiCl4 consumida na segunda, podemos pensar de maneira direta que 2 mols de gás cloro consumidos na primeira etapa forma 1 mol de titânio metálico na segunda etapa.
2 mol de gás cloro = (35,5x2) x 2 = 142 gramas são consumidas.
1 mol de titânio metálico = 48 gramas
Regra de três: relação mássica entre gás cloro e titânio metálico.
142 g ............. 48g
X g ................ 480 g
X = 1.420 gramas de cloro gasoso foi consumido.
Resposta: letra E
17. (ENEM PPL – 2022) Os air bags de segurança dos automóveis são acionados com o impacto, que envia um sinal elétrico para o dispositivo e inicia a reação explosiva do trinitreto de sódio (NaN3), produzindo sódio metálico e nitrogênio molecular, conforme a equação: 2 NaN3(s) → 2 Na(s)+ 3 N2(g).
O gás produzido tem função de inflar o airbag.
Esse tipo de dispositivo contém, aproximadamente, 100 g de NaN3.
Considere: PV = nRT; onde P = 1 atm; T = 25°C; R = 0,0821 L.atm/K.mol ;
0 °C = 273 K e n = número de mols do gás
Massas molares: NaN3 = 65 g mol-1 ; N2 = 28 g mol-1 ; Na = 23 g mol
Nesse dispositivo, o volume de gás produzido, em litro, é
A) 4,7. B) 9,4. C) 18,8. D) 56,5. E) 113,0
Resolução
Calculando o número de mols de gás produzido e usando a fórmula (PV=nRT) acharemos o volume de gás nas condições dadas.
Leitura da equação: 2 NaN3(s) = 2 mols que é igual a 130 gramas, usando a massa molar fornecida, e ao reagir formará 3 mols de gás nitrogênio (N2)
130 g NaN3 ................ 3 mols N2
100 g de NaN3 ............ x mols de N2
X = 1,54 mols de N2
Usando a fórmula fornecida (PV=nRT) teremos.
1atm . V = 2,3 mols . 0,082 L.atm/K.mol . (273+25)K
V = 56,5 litros
Resposta: letra D
16. (ENEM 2021) A obtenção do etanol utilizando a cana-de-açúcar envolve a fermentação de monossacarídeos formadores da sacarose contida no melaço, um desses formadores é a glicose (C6H12O6), cuja fermentação alcoólica produz cerca de 50 gramas de etanol, a partir de 100 gramas de glicose, conforme a equação química descrita:
C6H12O6 => 2 CH3CH2OH + 2 CO2
Em uma condição específica de fermentação obtém-se 80% de conversão em etanol que, após sua purificação, apresenta densidade igual a 0,80 g/mL.
O melaço utilizado apresentou 50 kg de monossacarídeos na forma de glicose.
O volume de etanol, em litros, obtido nesse processo é mais próximo de
A) 16. B) 20. C) 25. D) 64. E) 100.
Resolução
Se acharmos a massa de etanol produzido poderemos converter para volume usando a densidade.
100 gramas de glicose produzem 50 gramas de etanol, mas pelo texto teremos 50kg ou 50.000 gramas de glicose que produzirá:
Glicose ............... etanol
100g ................... 50g
50.000 g ............. x
X = 25.000 gramas de etanol seria produzido se a conversão fosse 100%, mas não é, é de 80%, logo:
25.000 g .............. 100%
x .......................... 80%
x = 20.000 gramas.
Transformando gramas para litros usando a densidade.
Leitura da densidade do etanol: 0,80 gramas é a massa de cada mililitro, logo 1.000 mililitros (1 litro) terá massa mil vezes maior, o seja igual a 800 gramas. Baseado na pergunta, o volume de etanol, em litros.
800g ............... 1 litro
20.000 g .......... x
X = 25 litros
Resposta: letra C
15. (ENEM 2020) O crescimento da frota de veículos em circulação no mundo tem levado à busca e desenvolvimento de tecnologias que permitam minimizar emissões de poluentes atmosféricos. O uso de veículos elétricos é uma das propostas mais propagandeadas por serem de emissão zero. Podemos comparar a emissão de carbono na forma de CO2 (massa molar igual a 44 g mol−1) para os dois tipos de carros (a combustão e elétrico).
Considere que os veículos tradicionais a combustão, movidos a etanol (massa molar igual a 46 g mol-1), emitem uma média de 2,6 mol de CO2 por quilômetro rodado, e os elétricos emitem o equivalente a 0,45 mol de CO2 por quilômetro rodado (considerando as emissões na geração e transmissão da eletricidade).
A reação de combustão do etanol pode ser representada pela equação química:
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)
Foram analisadas as emissões de CO2 envolvidas em dois veículos, um movido a etanol e outro elétrico, em um mesmo trajeto de 1.000 km.
A quantidade equivalente de etanol economizada, em quilogramas, com o uso do veículo elétrico nesse trajeto, é mais próxima de
a) 50 b) 60 c) 95 d) 99 e) 120
Resolução do teste
Etanol economizado é a quantidade que não seria gasta se a emissão de CO2 do carro a etanol fosse igual ao do carro elétrico, isto pode ser avaliado analisando quanto menos será a emissão de CO2 do carro elétrico.
Carro a etanol: 2,6 mol de CO2 por quilometro rodado.
Carro elétrico: 0,45 mol de CO2 por quilometro rodado.
Diferença = 2,60 – 0,45 = 2,15 mol por quilometro rodado, logo em 1.000 quilômetros a diferença será 2.150 mols.
Leitura molar da equação: 1C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)
1 mol de etanol ao queimar produz 2 mols de CO2.
Precisamos da massa do etanol: (2x12) + (6x1) + (1x16) = 46 gramas por mol.
Cálculo da massa de etanol que seria economizada.
Massa de etanol ............ mols de CO2
46 gramas ................... 2 mols
X gramas ..................... 2.150 mols
X = 49.450 gramas = 49,45 quilogramas, quase 50.
Resposta: letra A
14. (ENEM 2019) 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 (FeS2). 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 (120g/mol ), O2 (32 g/mol), Fe2O3 (160g/mol ),
SO2 (64g/mol), SO3 (80g/mol), H2O (18g/mol), H2SO4 (98g/mol ).
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3
SO3 + H2O → H2SO4
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
Resolução
Cálculo com reações consecutivas devemos levar em consideração que o produto da primeira que se repete na segunda deve ter quantidades, em mols, igual e assim sucessivamente.
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Observe que a primeira produziu 8 mols de SO2, logo a segunda deve consumir estes 8 mols, e para isto precisamos multiplicar a segunda por 4.
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
[2 SO2 + O2 → 2 SO3 ] x 4
Mas o produto formado, SO3 passou para 8 mols, logo na terceira deverá aparecer também 8 mols dele e para isto precisamos multiplicar por 8.
[SO3 + H2O → H2SO4] x 8
As equações com as proporções corretas ficaram assim:
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
8 SO2 + 4O2 → 8 SO3
8SO3 + 8H2O → 8H2SO4
Agora podemos fazer o cálculo direto baseado nas quantidades mostradas de FeS2 e ácido sulfúrico.
O minério chamado de ouro dos tolos com 90% de pureza, ou seja 90% da massa do minério é FeS2, portanto precisamos calcular a massa de FeS2 em 2 quilogramas ou 2.000 gramas do minério.
2.000 gramas ........... 100%
x gramas ................. 90%
x = 1.800 gramas de FeS2
Cálculo envolve massa dos dois, logo precisamos calcular a massa da cada um na reação.
4 FeS2 => 4 x [(1 x 56) + (2 x 32)] = 4 x 120 = 480 gramas
8 H2SO4 => 8 x [(2 x 1) + (1 x 32) + (4 x 16)] = 8 x 98 = 784 gramas
4 FeS2 ====è 8 H2SO4
480g .............. 784g
1.800 g .......... x g
x = 2.940 gramas
Mas como o rendimento é de 90% e todo o cálculo fornece como rendimento 100% teremos:
2.940g ........... 100%
x g ................ 90%
x = 2.650 gramas, que dividindo por 1.000 => 2,65 quilogramas
Resposta: letra C
13. (ENEM 2018/PPL) 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 é:
Ag2S(s) + Al(s) => Al2S3(s) + Ag(s)
Dados da massa molar dos elementos (g/mol): 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
Resolução do teste
Reação balanceada seguindo o regra de Lavoisier de conservação das massas, onde o número de átomos de um elemento deve ser igual nos reagentes e nos produtos,
3 Ag2S(s) + 2 Al(s) => 1 Al2S3(s) + 6 Ag(s)
Leitura molar: 3 mols de sulfeto de prata reagem com 2 mols de alumínio metálico produzindo 1 mols de sulfeto de alumínio e 6 mols de prata metálica.
Cálculo das massas molares e já multiplicando pelo número de mols de cada substância.
3 Ag2S = 3 [2x108 + 32] = 744 gramas
6 Ag = 6 x 108 = 648 gramas
Leitura mássica: 744 gramas de sulfeto de prata reagem e produzem 648 gramas de prata metálica.
Cálculo da massa de prata metálica produzida considerando 2,48 gramas de sulfeto de prata.
744 g ............... 648g
2,48g ............... x
x = 2,16 gramas
Resposta letra D
Resolução por transformação de unidades
Legenda: sulfeto de prata = AgS e prata metálica = Ag
12. (ENEM 2017-PPL) Os combustíveis de origem fóssil, como o petróleo e o gás natural, geram um sério problema ambiental, devido à liberação de dióxido de carbono durante o processo de combustão. O quadro apresenta as massas molares e as reações de combustão não balanceadas de diferentes combustíveis.
a) etano b) butano c) metano d) propano e) acetileno
Resolução por regra de três simples
1. Na queima do metano teremos: 1mol de metano ao queimar formará 1 mol de gás carbônico. Massa molar = 16g/mol
1mol ou 16 gramas de metano ao queimar produzira 1 mol de gás carbônico.
16g ................. 1mol
58g ................. X mol
X = (58X1) / 16 = 3,625 mols
2. Na queima do acetileno teremos: 1mol de acetileno(C2H2) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico. Massa molar = 26g/mol
26g ................. 2mol
58g ................. X mol
X = (58x2) / 26 = 4,46 mols
3. Na queima do etano teremos: 1mol de etano (C2H6) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico. Massa molar = 30g/mol
30g ................. 2 mol
58g ................. X mol
X = (58x2) / 30 = 3,87 mols
4. Na queima do propano teremos: 1mol de propano (C3H8) ao queimar formará 3 mols de gás carbônico. Massa molar = 44g/mol
44g ................. 3 mol
58g ................. X mol
X = (58x3) / 44 = 3,95 mols
5. Na queima do butano teremos: 1mol de butano (C4H10) ao queimar formará 4 mols de gás carbônico. Massa molar = 58g/mol
58g ................. 4 mol
58g ................. X mol
X = (58x4) / 58 = 4,00 mols
Resposta: letra E
Resolução por transformação de unidades
Cálculo da quantidade de gás carbônico (CO2) em mols quando a queima do metano (CH4).
1. Na queima do metano teremos: 1mol de metano ao queimar formará 1mol de gás carbônico. Massa molar = 16g/mol
2. Na queima do acetileno teremos: 1mol de acetileno(C2H2) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico.
Obs: o que vai mudar no cálculo é a quantidade em mols de gás carbônico formado e a massa molar de cada combustível, logo faremos somente o seguinte. Massa molar = 26g/mol
3. Na queima do etano teremos: 1mol de etano (C2H6) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico. Massa molar = 30g/mol
4. Na queima do propano teremos: 1mol de propano (C3H8) ao queimar formará 3 mols de gás carbônico. Massa molar = 44g/mol
5. Na queima do butano teremos: 1mol de butano (C4H10) ao queimar formará 4 mols de gás carbônico. Massa molar = 58g/mol
11. (ENEM 2016/PPL) Climatéreo é o nome de um estágio no processos de amadurecimento de determinados frutos, caracterizado pelo aumento do nível de respiração celular e do gás etileno (C2H4). Como consequência, há o escurecimento do fruto, o que representa a perda de toneladas de alimentos a cada ano. É possível prolongar a vida de um fruto no climatério 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 na forma simplificada pela equação.
2 KMnO4 + 3 C2H4 + 4 H2O => 2 MnO2 + 3 HOCH2CH2OH + 2 KOH
O processo de amadurecimento começa quando a concentração de etileno no ar está em cerca de 1 mg de C2H4 por kg de ar.
As massas molares dos elementos H, C, O, K e Mn são, respectivamente, iguais a 1g/mol, 12g/mol, 16g/mol, 39g/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) 5,6 mg e) 8,5 mg
Resolução do teste
Lembrando que 1 grama = 1.000mg
Leitura molar da equação:
2 KMnO4 + 3 C2H4 + 4 H2O => 2 MnO2 + 3 HOCH2CH2OH + 2 KOH
2 mols de KMnO4 reagem com 3 mols de C2H4
Massa molar de 2 KMnO4 = 2[(1x39)+(1x55)+(4x16)] = 316g = 316.000 mg
Massa molar de 3 C2H4 = 3[(2x12) + (4x1)] = 84g = 84.000 mg
Resolução por transformação de unidades
Resposta: Letra C
10. (ENEM 2014/- 2da aplicação) O bisfenol-A é um composto que serve de matéria-prima para a fabricação de polímeros utilizados em embalagens plásticas de alimentos, em mamadeiras e no revestimento interno de latas. Esse composto está sendo banido em diversos países, incluindo o Brasil, principalmente por ser um mimetizador de estrógenos (hormônios) que, atuando como tal no organismo, pode causar infertilidade na vida adulta.
O bisfenol- A (massa molar igual a 228 g/mol ) é preparado pela condensação da propanona (massa molar igual a 58 g/mol) com fenol (massa molar igual a 84 g/mol), em meio ácido, conforme apresentado na equação química.
Considerando que, ao reagir 580 g de propanona com 3.760 g de fenol, obteve-se 1,14kg de bisfenol-A, de acordo com a reação descrita, o rendimento real do processo foi de
a) 0,025% b) 0,05% c) 12,5% d) 25% e) 50%
Resolução por transformação de unidades
O exercício forneceu dados numéricos de dois reagentes (propanona e fenol), sem necessidade, para calcular a quantidade de um produto, isto é indício que tem reagente em excesso.
Cuidado que existe um número 2 como coeficiente do fenol na equação.
Leitura mássica: 168 gramas de fenol reagem com 58 gramas de propanona produzindo 228 gramas de bisfenol-A.
A quantidade misturada de cada reagente foi 3.760 g fenol com 580 g de propanona, observe que a quantidade de propanona é 10 vezes maior que a da equação teórica (58 gramas), logo reagirá com 1.680 g de fenol e não com 3.760 gramas que esta excessivo, ou seja, o fenol é o reagente em excesso.
Dados do reagente em excesso não podem ser usados no cálculo, pois, o que esta em excesso não reage, sobra e não formará bisfenol-A.
Cálculo do rendimento da reação: relação entre a massa de bisfenol -A com a massa de propanona, reagente limitante.
Resposta: letra E
a) 59 g b) 493 g c) 987 g d) 1480 g e) 2960 g
Resolução do teste
Cálculo da quantidade de partículas em suspensão em 3.000 litros de água.
1.000 L .............. 45 g
3.000 L .............. x
x = 135 gramas
Cálculo da quantidade de hidróxido de alumínio necessária para remover 135 g de partículas em suspensão.
10 g ................... 2 g
x g ...................... 135 g
x = 675 g
Pelo dados da reação teremos que 342 g de sulfato de alumínio reagem com a cal hidratada e produzem 156 g de hidróxido de alumínio, logo
156 g .............. 342 g
675 g .............. x
x = 1480 g
Resposta: letra D
Resolução por transformação de unidades
Legenda: partículas em suspensão = ps
Equação da reação: 3 Ca(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq) => 2 Al(OH)3(s) + 3 CaSO4(aq
Massas molares: Al2(SO4)3 = (2 x 27) + (3 x 32) + (12 x 16) = 342 g/mol
2 Al(OH)3 = 2[(1 x 27) + (3 x 16) + (3 x 1) = 156g/mol
08. (ENEM 2013) A produção de aço envolve o aquecimento do minério de ferro, junto com carvão (carbono) e ar atmosférico em uma série de reações de oxirredução. O produto é chamado de ferro-gusa e contém cerca de 3,3% de carbono. Uma forma de eliminar o excesso de carbono é a oxidação a partir do aquecimento do ferro-gusa com gás oxigênio puro. Os dois principais produtos formados são aço doce (liga de ferro com teor de 0,3% de carbono restante) e gás carbônico. As massas molares aproximadas dos elementos carbono e oxigênio são, respectivamente, 12 g/mol e 16 g/mol.
Considerando que um forno foi alimentado com 2,5 toneladas de ferro-gusa, a massa de gás carbônico formada, em quilogramas, na produção de aço doce, é mais próxima de
a) 28 b) 75 c) 175 d) 275 e) 303
Resolução por transformação de unidades
3,3% da massa total de ferro gusa é de carbono e o ferro doce terá no final 0,3%, logo 3,0% de carbono deve ser oxidado a gás carbônico conforme a reação:
C(s) + O2(g) => CO2(g)
Leitura mássica: 12 gramas ( 0,012Kg) de carbono reage com gás oxigênio puro formando 44 gramas (0,044Kg) de gás carbônico.
Resposta: letra D
Considerando o processo descrito com um rendimento de 100%, 8 g de CuO produzirão uma massa de CO2 igual a:
Dados: Massa molar em g/mol: C = 12; O = 16; Cu = 64
a) 2,2 g b) 2,8 g c) 3,7 g d) 4,4 g e) 5,5 g
Resolução por transformação de unidades
Equação da reação: C(s) + 2 CuO(s) => CO2(g) + 2 Cu(s)
Resposta: letra A
Região Tipo de óxido encontrado Massa da amostra Massa de ferro encontrada
A Fe2O3 100 gramas 52,5 gramas
B FeO 100 gramas 62,3 gramas
C Fe3O4 100 gramas 61,5 gramas
Considerando que as impurezas são inertes aos compostos envolvidos, as reações de redução do minério de ferro com carvão, de formas simplificadas, são:
2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2
2 FeO + C → 2 Fe + CO2
Fe3O4 + 2 C → 3 Fe + 2 CO2
Dados: Massas molares (g/mol) C = 12; O = 16; Fe = 56; FeO = 72; Fe2O3 = 160; Fe3O4 = 232.
Os minérios que apresentam, respectivamente, a maior pureza e o menor consumo de carvão por tonelada de ferro produzido são os das regiões:
A) com 75% e C com 143 kg. B) com 80% e A com 161 kg.
C) com 85% e B com 107 kg. D) com 90% e B com 200 kg.
E) B com 95% e A com 161 kg.
Resolução por transformação de unidades
Resposta: letra C
5H2O2(aq)+2KMnO4(aq)+3H2SO4(aq)=> 5O2(g)+2MnSO4(aq)+K2SO4(aq)+8H2O(l)
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio, em mols, necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a:
a) 2,0 × 100 b) 2,0 × 10-3 c) 8,0 × 10-1
d) 8,0 × 10-4 e) 5,0 × 10-3
Resolução por transformação de unidades
Resposta: letra D
04. (ENEM 2010) Todos os organismos necessitam de água e grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. Os processos biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem profunda influência na química das águas naturais em todo o planeta. O oxigênio é ator dominante na química e na bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa solubilidade em água (9,0 mg/L a 20oC) a disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido para medir a quantidade de matéria orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de O2 em miligramas necessária para realizar a oxidação total do carbono orgânico em um litro de água.
Dados: Massas molares, em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16.
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são dissolvidos em um litro de água; em quanto a DBO será aumentada ?
a) 0,4 mg de O2/litro b) 1,7 mg de O2/litro c) 2,7 mg de O2/litro
d) 9,4 mg de O2/litro e) 10,7 mg de O2/litro
Resolução por transformação de unidades
Reação de oxidação total do carbono orgânico: 1C(s) + 1O2(g) =>1CO2(g)
Legenda: açúcar = CH2O; gás oxigênio = O2; água = H2O
10 mg CH2O = 0,01g e 32 g O2= 32.000 mg
Resposta: letra E
03. (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 6 Kg, 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 compostos de chumbo (placas de bateria) 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 45oC, 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
Segundo as condições do processo apresentado para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviação 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) 3,3Kg e) 3,6 Kg
Resolução do teste
Cálculo das Massas molares
PbSO4 = (1 x 207) + (1 x 32) + (4 x 16) = 303g = 0,303 Kg
PbCO3 = (1 x 207) + (1 x 12) + (3 x 16) = 267g = 0,267 Kg
60% da pasta residual é de PbSO4 e com este dado poderemos calcular a massa de PbCO3 usando a proporção da equação.
1. Cálculo da massa de PbSO4 contida na pasta residual.
6kg(pasta) ................. 100%
x kg (PbSO4) ............. 60%
x = 3,6kg de PbSO4 existe na pasta residual.
2. Leitura mássica da equação usando as massas molares: 0,3kg de PbSO4 reagem e produzem 0,267kg de PbCO3.
Montando a regra de três teremos:
0,3kg PbSO4 .................... 0,267 kg PbCO3
3,6kg PbSO4 .....................x kg PbCO3
x = 3,3 kg de PbCO3 foi obtida, considerando um rendimento de 100%, mas o teste diz que o rendimento foi de 91%.
3,3kg ................... 100%
x kg ,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,. 91%
x = 2,9 kg aproximadamente
Resposta: letra C
Resolução por transformação de unidades
Cálculo das Massas molares
PbSO4 = (1 x 207) + (1 x 32) + (4 x 16) = 303g = 0,303 Kg
PbCO3 = (1 x 207) + (1 x 12) + (3 x 16) = 267g = 0,267 Kg
60% da pasta residual é de PbSO4 e com este dado poderemos calcular a massa de PbCO3 usando a proporção da equação.
02. (ENEM 2010) Fator de emissão (carbono footprint) é um termo utilizado para expressar a quantidade de gases que contribuem para o aquecimento global, emitidos por uma fonte ou processo industrial específico. Pode-se pensar na quantidade de gases emitidos por uma indústria, uma cidade ou mesmo por uma pessoa. Para o gás CO2 a relação pode ser escrita:
O termo “quantidade de material” pode ser, por exemplo, a massa de material produzido em uma indústria ou a quantidade de gasolina consumida por um carro em um determinado período.
No caso da produção do cimento, o primeiro passo é a obtenção do óxido de cálcio, a partir do aquecimento do calcário a altas temperaturas, de acordo com a reação:
CaCO3(s) => CaO(s) + CO2(g)
Uma vez processada essa reação, outros compostos inorgânicos são adicionados ao óxido de cálcio, tendo o cimento formado 62% de CaO em sua composição.
Dados: Massas molares, em g/mol – CO2 = 44; CaCO3 = 100; CaO = 56.
Considerando as informações apresentadas no texto, qual é, aproximadamente, o fator de emissão de CO2 quando 1 tonelada de cimento for produzida, levando-se em consideração apenas a etapa de obtenção do óxido de cálcio?
a) 4,9 x 10-4 b) 7,9 x 10-4 c) 3,8 x 10-1 d) 4,9 x 10-1 e) 7,9 x 10-1
Resolução por transformação de unidades
Lembrando que o material é o cimento e 1tonelada = 1 x 106 gramas
Resposta: letra D
01. (ENEM 2010) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxiapatita [Ca10(PO4)6(OH)2] presente nos esmaltes dos dentes, o flúor forma fluorapatita [Ca10(PO4)6F2], um mineral mais resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias específicas presentes nos açúcares Das placas que aderem aos dentes.
A reação de dissolução da hidroxiapatita é:
[Ca10(PO4)6(OH)2](s)+ 8 H1+(aq) => 10 Ca2+(aq) + 6 HPO42-(aq)+2 H2O(l)
Dados: Massas molares em g/mol: [Ca10(PO4)6(OH)2] = 1004; [HPO42-] = 96; Ca = 40
Supondo-se que o esmalte dentário seja constituído exclusivamente por hidroxiapatita, o ataque ácido que dissolve completamente 1 mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente.
a) 0,14 mg de íons totais b) 0,40 mg de íons totais
c) 0,58 mg de íons totais d) 0,97 mg de íons totais
e) 1,01 mg de íons totais
Resolução do teste
Leitura mássica da equação: 1004 gramas de hidroxiapatita reage com 8 gramas de cátions hidrogênio produzindo 400gramas de cátion cálcio, 576 gramas de ânions hidrogeno fosfato e 36 gramas de água.
Massa total de íons = 1004 + 8 + 400 + 576 = 1988 gramas de íons
Massa total de íons produzidos = 976 gramas = 0,976 mg
Massa da hidroxiapatita = 1004 g = 1,004 mg
Resolução por transformação de unidades
Resposta: letra D
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