01) Um laboratório de análises químicas foi contratado por uma empresa de mineração para determinar o teor de carbonato de chumbo II presente em uma amostra de um mineral. O químico responsável pela análise tratou, inicialmente, a amostra com uma solução aquosa de ácido nítrico, em um béquer, com o objetivo de transformar o carbonato de chumbo II presente no mineral em nitrato de chumbo II - equação 1.
Em seguida, ele adicionou ao béquer uma solução de ácido sulfúrico em quantidade suficiente para garantir que o nitrato de chumbo II fosse convertido em sulfato de chumbo II insolúvel na água - equação 2.
Por fim, o sulfato de chumbo II obtido como precipitado foi isolado do meio reacional por filtração, seco até a massa constante e pesado.
1) PbCO3(s) + 2HNO3(aq) => 1Pb(NO3)2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
2) 1Pb(NO3)2(aq) + H2SO4(aq) => PbSO4(s) + 2HNO3(aq)
Supondo que uma amostra de 0,79 gramas do mineral tenha produzido 0,84 gramas de sulfato de chumbo II, pode-se concluir que a porcentagem, em massa, de carbonato de chumbo II, na amostra é, em valores arredondados igual a ?
Resumo teórico
Observe que a quantidade de nitrato de chumbo II [Pb(NO3)2] formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida na segunda é igual a 1 mol também, logo a relação estequiométrica entre o sulfato de chumbo II e o carbonato de chumbo II é de 1:1, seguindo seus coeficientes estequiométricos.
Poderemos prever então que a massa de 1 mol de carbonato de chumbo II formará a massa correspondente a 1 mol de sulfato de chumbo II.
Porcentagem em massa: é o quociente entre a massa de carbonato de chumbo II e a massa do mineral.
Precisamos calcular a massa de carbonato de chumbo II.
Observe que a quantidade de nitrato de chumbo II [Pb(NO3)2] formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida na segunda é igual a 1 mol também, logo a relação estequiométrica entre o sulfato de chumbo II e o carbonato de chumbo II é de 1:1, seguindo seus coeficientes estequiométricos.
Poderemos prever então que a massa de 1 mol de carbonato de chumbo II formará a massa correspondente a 1 mol de sulfato de chumbo II.
Resolução do exercício
Cálculo da massa molar das substâncias envolvidas.
Carbonato de chumbo II (PbCO3) = (1 .207) + (1 .12) + (3 .16) = 267 g
Sulfato de chumbo II (PbSO4) = (1 .207) + (1 .32) + (4 .16) = 303 g
Cálculo da massa de carbonato de chumbo II que participou da reação.
(PbCO3) .............. (PbSO4)
267g ................... 303g
x g ...................... 0,84g
x = 0,74gramas de carbonato de chumbo II é a massa presente em 0,79gramas de mineral.
%, em massa = [0,74g / 0,79g] . 100 = 94%
Cálculo da massa molar das substâncias envolvidas.
Carbonato de chumbo II (PbCO3) = (1 .207) + (1 .12) + (3 .16) = 267 g
Sulfato de chumbo II (PbSO4) = (1 .207) + (1 .32) + (4 .16) = 303 g
Cálculo da massa de carbonato de chumbo II que participou da reação.
(PbCO3) .............. (PbSO4)
267g ................... 303g
x g ...................... 0,84g
x = 0,74gramas de carbonato de chumbo II é a massa presente em 0,79gramas de mineral.
%, em massa = [0,74g / 0,79g] . 100 = 94%
02) Deseja-se fabricar 0,5 quilogramas de trinitrotolueno (TNT) a partir do benzeno. Pede-se a massa, em gramas, de benzeno utilizada, admitindo-se que o rendimento total das reações seja de 60%.
Reações de obtenção.
I) 1 C6H6 + CH3Cl => 1 C6H5 - CH3 + HCl
II) 1 C7H8 + 3 HNO3 => 1 C6H2 . CH3 . (NO2)3 + 3 H2O
Resumo teórico
Observe que 1 mol de benzeno (C6H6) aparece na reação I, enquanto 1 mol de TNT (C7H5N3O6), esta na reação II.
Verifique que o C7H8 (C6H5 - CH3) aparece na reações I onde foi produzido 1 mol e na reação II onde foi consumido 1 mol também, logo como as quantidades são iguais poderemos fazer a relação direta (1:1) entre o benzeno(C6H6) e o TNT(C7H5N3O6).
Resolução do exercício
Massas envolvidas
Massas envolvidas
C6H6 = (6 .12) + (6 .1) = 78 gramas
C7H5N3O6 = (7 .12) + (5 .1) + (3 .14) + (6 .16) = 227 gramas
Cálculo da massa do benzeno(C6H6) necessária para produzir 0,5 Kg TNT [C6H2 . CH3 . (NO2)3], lembrando que 1Kg = 1.000gramas.
Cálculo da massa do benzeno(C6H6) necessária para produzir 0,5 Kg TNT [C6H2 . CH3 . (NO2)3], lembrando que 1Kg = 1.000gramas.
78g(C6H6) ............. 227g(C7H5 N3O6)
x g (C6H6) .............. 500g(C7H5 N3O6)
x = 171,8gramas
Essa é a massa de benzeno necessária para obter 0,5Kg de TNT supondo rendimento de 100%. Para o rendimento prático de 60% vamos, pois, gastar
mais benzeno. O cálculo é feito por regra de três inversa.
171,8g ................ 100%
x gramas ............. 60%
60% . x = 171,8g . 100%
x = 286,3 gramas
Essa é a massa de benzeno necessária para obter 0,5Kg de TNT supondo rendimento de 100%. Para o rendimento prático de 60% vamos, pois, gastar
mais benzeno. O cálculo é feito por regra de três inversa.
171,8g ................ 100%
x gramas ............. 60%
60% . x = 171,8g . 100%
x = 286,3 gramas
03) As reações químicas abaixo representam um dos processos de obtenção do ferro.
I. 2 C(s) + O2(g) => 2 CO(g)
II. Fe2O3(s) + 3 CO(g) => 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Com base nessas reações, calcule a massa de carbono, em gramas, necessária à obtenção de 111,6g de ferro, expressando o resultado com dois algarismos significativos.
Resumo teórico
Observe que a quantidade de monóxido de carbono (CO) produzida na primeira etapa será consumida na segunda etapa ao reagir com o óxido de ferro III, mas para isso a quantidade deve ser a mesma e nas reações dadas esta diferente, logo teremos que usar um artifício matemático para igualar, ou seja multiplicaremos a primeira etapa por 3 e a segunda etapa por 2, deixando assim as quantidades de monóxido de carbono iguais.
I. [2 C(s) + O2(g) => 2 CO(g)] . 3
II. [Fe2O3(s) + 3 CO(g) => 2 Fe(s) + 3 CO2(g)] . 2
A nova leitura será 6 mols de carbono (6 .12gramas) reagem e produzem no final do processo 4 mols de ferro (4 . 55,8gramas).
Resolução do exercício
Cálculo da quantidade de carbono utilizada na produção de 111,6 gramas de ferro.
72g C ................. 223,2g de Fe
x g C ................... 111,6g Fe
x= 36,0 gramas de carbono serão utilizados nesse processo.
Cálculo da quantidade de carbono utilizada na produção de 111,6 gramas de ferro.
72g C ................. 223,2g de Fe
x g C ................... 111,6g Fe
x= 36,0 gramas de carbono serão utilizados nesse processo.
04) Considere as equações que representam as reações utilizadas na obtenção do ácido nítrico.
I) 4 NH3 + 5 O2 => 4 NO + 6 H2O
II) 2 NO + 1 O2 => 2 NO2
III) 3 NO2 + 1 H2O => 2 HNO3 + NO
Calcule a massa de amônia necessária para a preparação de 6,3 gramas de ácido nítrico.
Resumo teórico
Observe que o NH3 aparece na reação I, enquanto o HNO3, esta na reação III.
Verifique que o NO participa das reações I e II e as quantidades devem ficar iguais, logo precisamos multiplicar a II por 2.
Verifique que o NO2 aparece nas reações II e III e as quantidades também devem ficar iguais, como multiplicamos a II por 2 a quantidade de NO2 ficará igual a 4 então multiplicamos a III por 4/3 e teremos quantidade iguais.
I) 4 NH3 + 5 O2 => 4 NO + 6 H2O
II) [2 NO + 1 O2 => 2 NO2] . 2
III) [3 NO2 + 1 H2O => 2 HNO3 + NO] . 4/3
Portanto a partir de 4 mols de NH3 teremos a formação de 8/3 mol de HNO3.
Resolução do exercício
Cálculo da massa de amônia(NH3) necessária para produzir 6,3 gramas de ácido nítrico (HNO3)
4 NH3 = 4 . [ (1 . 14) + (3 .1)] = 68gramas
8/3 HNO3 = 8/3 . [ (1 .1) + (1 .14) + (3 .16)] = 168g
68g(NH3) ............. 168g(HNO3)
x g (NH3) ............. 6,3g(HNO3)
x = 2,55gramas
05) A substância sulfeto de chumbo(PbS), pode ser convertida em chumbo metálico(Pb), por meio da seguinte sequência de reações:
I) 2 PbS(s) + 3 O2(g) => 2 PbO(s) + 2 SO2(g)
II) PbO(s) + C(s) => 1 Pb(l) + CO(g)
III) PbO(s) + CO(g) => 1 Pb(l) + CO2(g)
Se iniciarmos a reação com 239,3gramas de sulfeto de chumbo, quantos gramas de chumbo metálico se obtêm teoricamente?
Resumo teórico
Observe que a quantidade de óxido de chumbo (PbO) formada na primeira etapa é igual a 2 mols e a quantidade consumida na segunda e na terceira etapas somadas é igual a 2 mols também, logo a relação estequiométrica entre o sulfeto de chumbo (PbS) e o chumbo metálico (Pb) somados na segunda e na terceira etapa é de 2 mols para 2 mols.
Massas envolvidas nas reações.
2 PbS => 2 .(207,3 + 32,0) = 478,6 gramas
2 Pb = 207,3 .2 = 414,6 gramas
Resolução do exercício
Cálculo da massa de chumbo metálico formada.
478,6g(PbS) ................ 414,6g(Pb)
239,3g (PbS) ............... x g (Pb)
x = 207,3 gramas de chumbo metálico serão formadas.
Cálculo da massa de chumbo metálico formada.
478,6g(PbS) ................ 414,6g(Pb)
239,3g (PbS) ............... x g (Pb)
x = 207,3 gramas de chumbo metálico serão formadas.
06) O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser obtido industrialmente pela fermentação da sacarose (C12H22O11), representada simplificadamente pelas equações:
1 C12H22O11 + H2O => 2 C6H12O6
2 C6H12O6 => 4 C2H5OH + 4 CO2
Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana que contenha 5 mols de sacarose e admitindo-se um rendimento de 80%, o número de mols de álcool etílico obtido será igual a:
Resumo teórico
Observe que a quantidade de glicose(C6H12O6) produzida na primeira etapa será consumida na segunda etapa ao formar álcool etílico(C2H5OH), mas para isso a quantidade deve ser a mesma e nas reações dadas é a mesma, logo poderemos comparar direto a quantidade de sacarose(C12H22O11) consumida com a quantidade de álcool etílico(C2H5OH) formado.
Leitura molar: 1 mol de sacarose reage na primeira etapa produzindo 2 mols de glicose e esta quantidade será consumida na segunda etapa para formar 4 mols de álcool etílico.
Resolução do exercício
Cálculo da quantidade, em mols, de álcool etílico considerando a quantidade fornecida de sacarose.
1 mol (C12H22O11) ..................... 4 mols (C2H5OH)
5 mols (C12H22O11) .................... x mols (C2H5OH)
x = 20 mols de álcool etílico(C2H5OH) considerando o rendimento de 100%.
Vamos calcular para 80%
20 mols ............... 100%
x mols ................. 80%
x = 16 mols de álcool etílico(C2H5OH)
Cálculo da quantidade, em mols, de álcool etílico considerando a quantidade fornecida de sacarose.
1 mol (C12H22O11) ..................... 4 mols (C2H5OH)
5 mols (C12H22O11) .................... x mols (C2H5OH)
x = 20 mols de álcool etílico(C2H5OH) considerando o rendimento de 100%.
Vamos calcular para 80%
20 mols ............... 100%
x mols ................. 80%
x = 16 mols de álcool etílico(C2H5OH)
07) Os combustíveis fósseis, como carvão e petróleo, apresentam impurezas, dentre elas o enxofre(S). Na queima desses combustíveis, são lançados na atmosfera óxidos de enxofre que, em determinadas condições, são oxidados e, em contanto com a umidade do ar, se transformam em ácido sulfúrico. Este último precipita sob forma de “chuva ácida”, causando sérios danos ao meio ambiente. Estes fenômenos estão representados pelas equações abaixo:
1S(s) + O2(g) => 1SO2(g)
1SO2(g) + 1/2 O2(g) => 1SO3(g)
1SO3(g) + H2O(l) => 1H2SO4(aq)
A massa de ácido sulfúrico, em quilogramas, formada na queima total de 12,8 kg de carvão com 2,5 % em massa de enxofre será igual a:
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo da quantidade de enxofre misturado no carvão.
Lembrando que 1 quilograma é igual a 1.000gramas, logo 12,8kg será igual a 12.800g.
12.800g(carvão) .............. 100%
X g (enxofre) ................... 2,5%
x = 320 gramas de enxofre estão presentes na quantidade de carvão fornecida no exercício.
Observe que a quantidade de dióxido de enxofre(SO2) formada na primeira etapa é igual a quantidade consumida na segunda e a quantidade de trióxido de enxofre(SO3) formada na segunda etapa é igual a consumida na terceira etapa, logo poderemos fazer a relação direta entre o enxofre e o ácido sulfúrico(H2SO4) formado.
Massa molar do ácido sulfúrico: (1 .2) + (1 . 32) + (4 . 16) = 98gramas/mol
Leitura mássica: 32 gramas de enxofre(1mol) são consumidas na formação de 98 gramas de ácido sulfúrico(1mol).
Cálculo da massa de ácido sulfúrico formada quando 320 gramas de enxofre são usadas no processo.
32g(S) ............. 98g(H2SO4)
320g(S) ........... x g (H2SO4)
x = 980 gramas ou 0,98 quilogramas de ácido sulfúrico(H2SO4) serão formadas.
1S(s) + O2(g) => 1SO2(g)
1SO2(g) + 1/2 O2(g) => 1SO3(g)
1SO3(g) + H2O(l) => 1H2SO4(aq)
A massa de ácido sulfúrico, em quilogramas, formada na queima total de 12,8 kg de carvão com 2,5 % em massa de enxofre será igual a:
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo da quantidade de enxofre misturado no carvão.
Lembrando que 1 quilograma é igual a 1.000gramas, logo 12,8kg será igual a 12.800g.
12.800g(carvão) .............. 100%
X g (enxofre) ................... 2,5%
x = 320 gramas de enxofre estão presentes na quantidade de carvão fornecida no exercício.
Observe que a quantidade de dióxido de enxofre(SO2) formada na primeira etapa é igual a quantidade consumida na segunda e a quantidade de trióxido de enxofre(SO3) formada na segunda etapa é igual a consumida na terceira etapa, logo poderemos fazer a relação direta entre o enxofre e o ácido sulfúrico(H2SO4) formado.
Massa molar do ácido sulfúrico: (1 .2) + (1 . 32) + (4 . 16) = 98gramas/mol
Leitura mássica: 32 gramas de enxofre(1mol) são consumidas na formação de 98 gramas de ácido sulfúrico(1mol).
Cálculo da massa de ácido sulfúrico formada quando 320 gramas de enxofre são usadas no processo.
32g(S) ............. 98g(H2SO4)
320g(S) ........... x g (H2SO4)
x = 980 gramas ou 0,98 quilogramas de ácido sulfúrico(H2SO4) serão formadas.
08) Qual a massa de dióxido de manganês que é preciso reagir com o ácido clorídrico, a fim de que o gás desprendido atravessando uma solução aquosa de hidróxido de sódio concentrado e a quente, produza 53,25gramas de clorato de sódio?As reações que se passam, são as seguintes.
I) MnO2 + 4HCl => MnCl2 + 2H2O + 1Cl2
II) 3Cl2 + 6NaOH => NaClO3 + 5NaCl + 3H2O
I) MnO2 + 4HCl => MnCl2 + 2H2O + 1Cl2
II) 3Cl2 + 6NaOH => NaClO3 + 5NaCl + 3H2O
Resumo teórico
Observe que a quantidade de gás cloro (Cl2) formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida é de 3 mols, logo teremos que multiplicar por 3 a equação I, para que a quantidade de gás cloro formada fique igual a quantidade consumida.
I) 3MnO2 + 12HCl => 3MnCl2 + 6H2O + 3Cl2
II) 3Cl2 + 6NaOH => 1NaClO3 + 5NaCl + 3H2O
Feito este ajuste poderemos dizer que 3 mols de dióxido de manganês(MnO2) reagem e no final ocorre a formação de 1 mol de clorato de sódio(NaClO3).
A relação de cálculo será entre gramas de dióxido de manganês e gramas de clorato de sódio.
3mols (MnO2) ................ 1 mol (NaClO3)
I) 3MnO2 + 12HCl => 3MnCl2 + 6H2O + 3Cl2
II) 3Cl2 + 6NaOH => 1NaClO3 + 5NaCl + 3H2O
Feito este ajuste poderemos dizer que 3 mols de dióxido de manganês(MnO2) reagem e no final ocorre a formação de 1 mol de clorato de sódio(NaClO3).
A relação de cálculo será entre gramas de dióxido de manganês e gramas de clorato de sódio.
3mols (MnO2) ................ 1 mol (NaClO3)
Resolução do exercício
Cálculo das massas molares
3 . MnO2 = 3 . [(1 .55) + (2 .16)] = 3 .87 = 261gramas
1 . NaClO3 = (1 . 23) + (1 .35,5) + (3 . 16) = 106,5 gramas
Cálculo usando regra de três direta
261g .................. 106,5g
x g ..................... 53,25g
x = 130,5 gramas de clorato de sódio
3 . MnO2 = 3 . [(1 .55) + (2 .16)] = 3 .87 = 261gramas
1 . NaClO3 = (1 . 23) + (1 .35,5) + (3 . 16) = 106,5 gramas
Cálculo usando regra de três direta
261g .................. 106,5g
x g ..................... 53,25g
x = 130,5 gramas de clorato de sódio
09) Um dos métodos de obtenção industrial do ácido sulfúrico parte da ustulação da pirita, de acordo com as reações representadas a seguir.
I) 4 FeS2(s) + 11 O2(g) => 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
II) 2 SO2(g) + 1 O2(g) => 2 SO3(g)
III) 1 SO3(g) + 1 H2O => 1 H2SO4(aq)
O número de mols de ácido sulfúrico que pode ser obtido a partir de 2 mols de pirita é:
Resumo teórico
Por exclusão a pirita tem que ser um reagente da primeira etapa, pois o processo parte da ustulação da pirita, logo só pode ser o FeS2.
Observe que a quantidade de dióxido de enxofre produzida na primeira etapa é igual a 8 mols e a quantidade consumida na segunda foi de 2 mols, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Vamos multiplicar a segunda etapa por 4 e teremos 8 mols do dióxido de enxofre, mas o trióxido de enxofre produzido na segunda etapa passa a ser 8 mols diferente de terceira que consome 1 mol.
Vamos multiplicar a terceira etapa por 8 e deixamos também as quantidades de trióxido de enxofre iguais. Observe as equações abaixo:
I) 4 FeS2(s) + 11 O2(g) => 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
II) [2 SO2(g) + 1 O2(g) => 2 SO3(g)] . 4
III) [ 1 SO3(g) + 1 H2O => 1 H2SO4(aq)] . 8
Feito isso teremos a relação estequiométrica, em mols, entre a pirita (FeS2) e o ácido sulfúrico produzido(H2SO4).
Leitura molar: 4 mols de pirita (FeS2) reagem na primeira etapa produzindo no final da processo na terceira etapa 8 mols de ácido sulfúrico(H2SO4).
I) 4 FeS2(s) + 11 O2(g) => 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
II) 2 SO2(g) + 1 O2(g) => 2 SO3(g)
III) 1 SO3(g) + 1 H2O => 1 H2SO4(aq)
Resumo teórico
Por exclusão a pirita tem que ser um reagente da primeira etapa, pois o processo parte da ustulação da pirita, logo só pode ser o FeS2.
Observe que a quantidade de dióxido de enxofre produzida na primeira etapa é igual a 8 mols e a quantidade consumida na segunda foi de 2 mols, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Vamos multiplicar a segunda etapa por 4 e teremos 8 mols do dióxido de enxofre, mas o trióxido de enxofre produzido na segunda etapa passa a ser 8 mols diferente de terceira que consome 1 mol.
Vamos multiplicar a terceira etapa por 8 e deixamos também as quantidades de trióxido de enxofre iguais. Observe as equações abaixo:
I) 4 FeS2(s) + 11 O2(g) => 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
II) [2 SO2(g) + 1 O2(g) => 2 SO3(g)] . 4
III) [ 1 SO3(g) + 1 H2O => 1 H2SO4(aq)] . 8
Feito isso teremos a relação estequiométrica, em mols, entre a pirita (FeS2) e o ácido sulfúrico produzido(H2SO4).
Leitura molar: 4 mols de pirita (FeS2) reagem na primeira etapa produzindo no final da processo na terceira etapa 8 mols de ácido sulfúrico(H2SO4).
Resolução do exercício
Cálculo da quantidade, em mols, de ácido sulfúrico produzida quando 2 mols de pirita sofre ustulação.
4 mols (FeS2) ............... 8 mols (H2SO4)
2 mols (FeS2) ................ x mols(H2SO4)
x = 4 mols de ácido sulfúrico serão obtidos neste processo.
Cálculo da quantidade, em mols, de ácido sulfúrico produzida quando 2 mols de pirita sofre ustulação.
4 mols (FeS2) ............... 8 mols (H2SO4)
2 mols (FeS2) ................ x mols(H2SO4)
x = 4 mols de ácido sulfúrico serão obtidos neste processo.
I) 2 SO2(g) + 1O2(g) => 2 SO3(g)
II) 1 SO3(g) + H2O(l) => 1H2SO4(aq)
III) 1H2SO4(aq) + CaCO3(s) => CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)
A quantidade de gesso que pode ser formada, em gramas, pela reação de 44,8 litros de dióxido de enxofre lançado na atmosfera, nas CNTP, é:
Resumo teórico e resolução do exercício
Observe que a quantidade de trióxido de enxofre(SO3) formada na primeira etapa foi de 2 mols e a quantidade consumida na segunda etapa foi de 1 mol, logo teremos que multiplicar esta equação por dois para ficar igual.
Quando a segunda etapa é multiplicada por 2 a quantidade de ácido sulfúrico também será multiplicada por 2 e teremos que multiplicar a terceira etapa também por 2 para igualar as quantidades de ácido sulfúrico, veja abaixo.
2 SO2(g) + 1O2(g) => 2 SO3(g)
[1 SO3(g) + H2O(l) => 1 H2SO4(aq)] . 2
[1 H2SO4(aq) + CaCO3(s) => CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)] . 2
Agora poderemos comparar as proporções estequiométrica do dióxido de enxofre(SO2) diretamente com o sulfato de cálcio (CaSO4- gesso).
Lembrando que 1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume de 22,4 litros.
Teremos 2 mols ( 2 .22,4litros = 44,8 litros) de dióxido de enxofre(SO2) reagindo e produzindo no final 2 mols de sulfato de cálcio(CaSO4).
Cálculo da massa de sulfato de cálcio.
2 CaSO4 = [(1 .40) + (1 . 32) + (4 .16)] . 2 = 272,0 gramas
Cálculo da massa de sulfato de cálcio formada quando reagirmos 44,8 litros de dióxido de enxofre.
Pelos cálculos acima poderemos verificar que 44,8 litros de dióxido de enxofre ao reagir formará 272,0 gramas de sulfato de cálcio (gesso).
11) 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).
(1). CaCO3(s) + SO2(g) => 1 CaSO3(s) + CO2(g)
Por sua vez o sulfito de cálcio 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.
(2). 2 CaSO3(s) + O2(g) => 2 CaSO4(s)
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.
Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de
Resumo teórico
Observe que a quantidade de sulfito de cálcio (CaSO3) formada na primeira etapa é igual a 1 mols e a quantidade consumida de sulfito de cálcio (CaSO3) na segunda foi de 2 mols, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Vamos multiplicar a primeira etapa por 2 e feito isso teremos a relação estequiométrica entre o gás retido, dióxido de enxofre(SO2) e o gesso, sulfato de cálcio(CaSO4), formado para continuar com os cálculos.
[CaCO3(s) + SO2(g) => CaSO3(s) + CO2(g)] . 2
Nova relação estequiométrica.
2 CaCO3(s) + 2 SO2(g) => 2 CaSO3(s) + 2 CO2(g)
2 CaSO3(s) + O2(g) => 2 CaSO4(s)
Resolução do exercício
CaSO4 => 2 .[(1 .40) + (1 . 32) + (4 .16)] = 2 .136g = 272gramas
Cálculo da massa de gesso obtida por mol de gás retido.
O gás retido é o dióxido de enxofre(SO2), veja primeiro parágrafo do teste.
272g (CaSO4) ................ 2 mols (SO2)
x g (CaSO4) ................... 1 mol (SO2)
x = 136gramas
Cálculo da massa de gesso obtida considerando um rendimento de 90%
136g ............... 100%
x g ................. 90%
x = 122,4 gramas
12) 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
1 ZnO + CO => Zn + CO2
2 ZnS + 3 O2 => 2 ZnO + 2 SO2
1 ZnO + CO => Zn + CO2
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 esfarelita.
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo da massa de ZnS na esfarelita considerando 75% o seu grau de pureza.
100kg = 100.000 gramas
100.000g .................... 100%
x gramas .................... 75%
x = 75.000 gramas é a massa de sulfeto de zinco (ZnS)
Observe que a quantidade de óxido de zinco(ZnO) formada na primeira etapa é igual a 2 mols e a quantidade consumida de óxido de zinco(ZnO) na segunda foi de 1 mol, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Vamos multiplicar a segunda etapa por 2 e feito isso teremos a relação estequiométrica entre sulfeto de zinco (ZnS) e zinco metálico(Zn) para continuar com os cálculos.
[1 ZnO + CO => 1 Zn + CO2] . 2
Nova relação estequiométrica.
2 ZnS + 3 O2 => 2 ZnO + 2 SO2
2 ZnO + 2 CO => 2 Zn + 2 CO2
Leitura mássica: 194 gramas de sulfeto de zinco(2 mols) são consumidas na formação de 130 gramas de zinco metálico (2 mols).
Cálculo da massa de zinco metálico produzida usando 75.000 gramas de sulfeto de zinco, calculado anteriormente.
194g(ZnS) ................. 130 g(Zn)
75.000g (ZnS) ........... x g (Zn)
x = 50.258 g de zinco metálico seriam produzidos se o rendimento fosse de 100%.
Cálculo a massa de zinco metálico considerando rendimento de 80%
50.258g ............... 100%
x gramas ............. 80%
x = 40.206gramas ou 40,206 quilogramas.
Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfarelita.
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo da massa de ZnS na esfarelita considerando 75% o seu grau de pureza.
100kg = 100.000 gramas
100.000g .................... 100%
x gramas .................... 75%
x = 75.000 gramas é a massa de sulfeto de zinco (ZnS)
Observe que a quantidade de óxido de zinco(ZnO) formada na primeira etapa é igual a 2 mols e a quantidade consumida de óxido de zinco(ZnO) na segunda foi de 1 mol, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Vamos multiplicar a segunda etapa por 2 e feito isso teremos a relação estequiométrica entre sulfeto de zinco (ZnS) e zinco metálico(Zn) para continuar com os cálculos.
[1 ZnO + CO => 1 Zn + CO2] . 2
Nova relação estequiométrica.
2 ZnS + 3 O2 => 2 ZnO + 2 SO2
2 ZnO + 2 CO => 2 Zn + 2 CO2
Cálculo da massa de zinco metálico produzida usando 75.000 gramas de sulfeto de zinco, calculado anteriormente.
194g(ZnS) ................. 130 g(Zn)
75.000g (ZnS) ........... x g (Zn)
x = 50.258 g de zinco metálico seriam produzidos se o rendimento fosse de 100%.
Cálculo a massa de zinco metálico considerando rendimento de 80%
50.258g ............... 100%
x gramas ............. 80%
x = 40.206gramas ou 40,206 quilogramas.
13) Tratando-se uma solução de sulfato de cobre penta-hidratado pelos hidróxidos alcalinos, obtém-se a formação de um precipitado azul, que submetido a uma calcinação desidrata-se deixando um resíduo que pesou 15,9 gramas. Qual a massa empregada do sal hidratado segundo as reações químicas dadas?
1) 1CuSO4 . 5 H2O + 2 NaOH => 1 Cu(OH)2 + Na2SO4 + 5 H2O
2) 1 Cu(OH)2 => 1CuO + H2O
Resumo teórico
Observe que a quantidade de hidróxido de cobre II [Cu(OH)2] formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida de hidróxido de cobre II [Cu(OH)2] na segunda foi de 1 mol também, logo como a quantidade formada e consumida é a mesma a relação estequiométrica do sulfato de cobre penta-hidratado(CuSO4 . 5 H2O) com o resíduo(sólido) CuO é de 1:1.
Resolução do exercício
Cálculo da massa molar do sal hidratado e do resíduo.
CuSO4 . 5 H2O => (1 .64,5) + (1 .32) + (4 .16) + 5[(2 .1) + (1 .16)] = 249,6g
CuO => (1. 64,5) + (1. 16) = 79,5g
Cálculo da massa do sal hidratado(CuSO4 . 5 H2O) usado na obtenção de 15,9gramas de resíduo(CuO).
CuSO4 . 5 H2O .............. CuO
249,5 gramas .............. 79,6 gramas
x gramas .................... 15,9gramas
x = 49,9 gramas de resíduo (CuO).
1) 1CuSO4 . 5 H2O + 2 NaOH => 1 Cu(OH)2 + Na2SO4 + 5 H2O
2) 1 Cu(OH)2 => 1CuO + H2O
Resumo teórico
Observe que a quantidade de hidróxido de cobre II [Cu(OH)2] formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida de hidróxido de cobre II [Cu(OH)2] na segunda foi de 1 mol também, logo como a quantidade formada e consumida é a mesma a relação estequiométrica do sulfato de cobre penta-hidratado(CuSO4 . 5 H2O) com o resíduo(sólido) CuO é de 1:1.
Resolução do exercício
Cálculo da massa molar do sal hidratado e do resíduo.
CuSO4 . 5 H2O => (1 .64,5) + (1 .32) + (4 .16) + 5[(2 .1) + (1 .16)] = 249,6g
CuO => (1. 64,5) + (1. 16) = 79,5g
Cálculo da massa do sal hidratado(CuSO4 . 5 H2O) usado na obtenção de 15,9gramas de resíduo(CuO).
CuSO4 . 5 H2O .............. CuO
249,5 gramas .............. 79,6 gramas
x gramas .................... 15,9gramas
x = 49,9 gramas de resíduo (CuO).
14) Quantas gramas de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, com 10%, em massa desse ácido, são necessários para produzir gás hidrogênio em quantidade suficiente para a preparação de 4,2 litros do gás clorídrico nas CNTP.
Resumo teórico
As reações ocorridas são:
1) 1 H2SO4(aq) + Zn(s) =>ZnSO4(aq) + 1 H2(g)
2) 1 H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g)
Observe que a quantidade de gás hidrogênio formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida dele na segunda foi de 1 mol também, logo como a quantidade formada e consumida é a mesma a relação estequiométrica do ácido sulfúrico(H2SO4) e de gás clorídrico (HCl) é de 1:2 mols conforme os coeficientes da reação.
Resumo teórico
As reações ocorridas são:
1) 1 H2SO4(aq) + Zn(s) =>ZnSO4(aq) + 1 H2(g)
2) 1 H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g)
Observe que a quantidade de gás hidrogênio formada na primeira etapa é igual a 1 mol e a quantidade consumida dele na segunda foi de 1 mol também, logo como a quantidade formada e consumida é a mesma a relação estequiométrica do ácido sulfúrico(H2SO4) e de gás clorídrico (HCl) é de 1:2 mols conforme os coeficientes da reação.
Resolução do exercício
Cálculo da massa molar(mol).
1 H2SO4 = (2. 1) + (1. 32) + (4. 16) = 98 gramas
Cálculo do volume de gás clorídrico(HCl) envolvido na segunda reação.
1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupa um volume de 22,4 litros, como a reação produz 2 mols o volume será igual a 2 .22,4 litro = 44,8 litros.
Cálculo da massa de ácido sulfúrico gasta para produzir 4,2 litros de gás clorídrico.
1H2SO4 ................. 2HCl
98gramas ........... 44,8 litros
x gramas ............ 4,2 litros
x = 9,1 gramas
Cálculo da massa da solução aquosa de ácido sulfúrico que será correspondente a 100%
9,1 gramas ......... 10%
x gramas ............ 100%
x = 91 gramas
Cálculo da massa molar(mol).
1 H2SO4 = (2. 1) + (1. 32) + (4. 16) = 98 gramas
Cálculo do volume de gás clorídrico(HCl) envolvido na segunda reação.
1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupa um volume de 22,4 litros, como a reação produz 2 mols o volume será igual a 2 .22,4 litro = 44,8 litros.
Cálculo da massa de ácido sulfúrico gasta para produzir 4,2 litros de gás clorídrico.
1H2SO4 ................. 2HCl
98gramas ........... 44,8 litros
x gramas ............ 4,2 litros
x = 9,1 gramas
Cálculo da massa da solução aquosa de ácido sulfúrico que será correspondente a 100%
9,1 gramas ......... 10%
x gramas ............ 100%
x = 91 gramas
Qual o grau de pureza da prata na amostra dada?
Resumo teórico
1) 3 Ag + 4HNO3 => 3 AgNO3 + NO + 2H2O
2) 1 AgNO3 + HCl => AgCl + HNO3
Observe que a quantidade de nitrato de prata(AgNO3) formada na primeira etapa é igual a 3 mols e a quantidade consumida na segunda foi de 1 mol, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Multiplicaremos as quantidades da reação 2 por 3.
2) [1 AgNO3 + HCl => AgCl + HNO3] x 3
2) 3 AgNO3 + 3HCl => 3 AgCl + 3HNO3
Grau de pureza(%) = (massa de Ag dividida pela massa da amostra) x 100.
Massa da amostra = 0,1652gramas
Massa de prata deve ser calculada.
Olhando a reação 1 temos que 3 mols de prata serão consumidas na formação de 3 mols de cloreto de prata na reação 2 já multiplicada por 3.
1) 3 Ag + 4HNO3 => 3 AgNO3 + NO + 2H2O
2) 1 AgNO3 + HCl => AgCl + HNO3
Observe que a quantidade de nitrato de prata(AgNO3) formada na primeira etapa é igual a 3 mols e a quantidade consumida na segunda foi de 1 mol, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Multiplicaremos as quantidades da reação 2 por 3.
2) [1 AgNO3 + HCl => AgCl + HNO3] x 3
2) 3 AgNO3 + 3HCl => 3 AgCl + 3HNO3
Grau de pureza(%) = (massa de Ag dividida pela massa da amostra) x 100.
Massa da amostra = 0,1652gramas
Massa de prata deve ser calculada.
Olhando a reação 1 temos que 3 mols de prata serão consumidas na formação de 3 mols de cloreto de prata na reação 2 já multiplicada por 3.
Resolução do exercício
Cálculo da massa de prata consumida.
3. 108 gramas (Ag) ............. 3. 143,5 gramas (AgCl)
x gramas ............................ 0,0911 gramas
x= 0,068 gramas de prata.
Cálculo do grau de pureza.
% = (gramas de prata / gramas da amostra) x 100
% = (0,068g / 0,1652) x 100 = 41,1%
Cálculo da massa de prata consumida.
3. 108 gramas (Ag) ............. 3. 143,5 gramas (AgCl)
x gramas ............................ 0,0911 gramas
x= 0,068 gramas de prata.
Cálculo do grau de pureza.
% = (gramas de prata / gramas da amostra) x 100
% = (0,068g / 0,1652) x 100 = 41,1%
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