RESUMO EXERCÍCIOS DE REVISÃO. Massa (g) x M (massa molar) Número de mols (mol) x 22,4. Volume gasoso nas CNTP (L) Número de moléculas.

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1 Química Frente I Vitor Terra Lista 3 Estequiometria Casos Gerais RESUMO Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes/produtos em uma reação química, com base nas leis das reações químicas. Equações químicas são uma forma de representar reações químicas. As substâncias escritas do lado esquerdo da seta são os reagentes e aquelas escritas do lado direito são os produtos. C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) reagentes produtos (g), (l), (s) e (aq) indicam que a substância está no estado gasoso, líquido, sólido ou em solução aquosa, respectivamente. Os números que aparecem à esquerda das substâncias são os coeficientes estequiométricos. Os coeficientes indicam a proporção entre as quantidades de moléculas participantes da reação. Ou seja, eles indicam a proporção em mols entre os participantes da reação. Assim, a equação acima pode ser lida da seguinte forma: 1 mol de C6H12O6 (aq) reage com 6 mol de O2 (g), formando 6 mol de CO2 (g) e 6 mol de H2O (l). Quando o coeficiente é 1, geralmente ele é omitido. Quando uma equação tem todos os coeficientes corretos, ela está balanceada. Como balancear equações químicas: uma equação corretamente balanceada está de acordo com a lei de Lavoisier, ou seja, apresenta o mesmo número de átomos de cada elemento nos produtos e nos reagentes. Uma forma prática para balancear equações simples é a regra do MACHO : ajustar os coeficientes para igualar o número de átomos de Metais, Ametais, Carbono, Hidrogênio e Oxigênio, nesta ordem. Como converter número de mols para massa, volume gasoso nas CNTP* ou número de moléculas: x M (massa molar) Massa (g) EXERCÍCIOS DE REVISÃO Os exercícios de revisão estão resolvidos no final da lista. 1. O metano (CH4) é o principal componente do gás natural, um combustível fóssil. É possível obter energia a partir da sua combustão, representada abaixo pela equação não balanceada a seguir: CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) a) Encontre os coeficientes da equação acima e escreva a equação balanceada: b) Considerando a combustão de 5 mol de metano, determine: - a quantidade de O2 consumida, em mol: - a massa de H2O formada, em g: - o volume de CO2 formado nas CNTP, em L: Número de mols (mol) x 22,4 x Volume gasoso nas CNTP (L) Número de moléculas *CNTP: Condições Normais de Temperatura e Pressão: 0 C (273 K) e 1 atm. Para gases em condições diferentes, calcular o volume usando PV = nrt. 2. (UFV-MG) O alumínio (Al) reage com o oxigênio (O2) de acordo com a equação química balanceada a seguir: 4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s) Qual a massa, em gramas, de óxido de alumínio (Al2O3) produzida pela reação de 9,0 g de alumínio com excesso de oxigênio? Massas molares (em g/mol): O = 16, Al = 27 CASD Vestibulares Química Estequiometria 1

2 2. (PUC-MG) Na fabricação de pães, a glicose contida na massa se transforma em álcool etílico e gás carbônico com a ajuda da enzima zimase, de acordo com a seguinte reação, representada pela equação: zimase C6H12O6 (s) 2 CH3CH2OH(l) + 2 CO2 (g) 3. (Unicamp) Duas amostras de carbono, C, de massas iguais, foram totalmente queimadas separadamente, empregando-se oxigênio, O2, num dos casos, e ozônio, O3, no outro. Houve sempre combustão completa, produzindo somente CO2. a) A massa de dióxido de carbono, CO2, que se forma é a mesma nos dois casos? Justifique sua resposta. b) São iguais as quantidades, em mols, de O2 e de O3 consumidas nas duas reações? Justifique sua resposta. EXERCÍCIOS PROPOSTOS Tarefa mínima: 1, 2, 3, 6, 7, 8, 10, 20, 25 Os exercícios propostos possuem dicas no final da lista. Quando necessário, consulte uma tabela periódica para valores de massa atômica. 1. (UFRGS) O dióxido de enxofre lançado na atmosfera pode provocar sérios prejuízos ambientais. Para minimizar esses efeitos, pode-se realizar o tratamento das emissões de chaminés que liberam SO2 com uma pasta úmida de calcário, em presença de um oxidante. Essa pasta de calcário, em contato com o SO2, produz a reação abaixo já ajustada. SO2 (g) + ½ O2 (g) + CaCO3 (s) CaSO4 (s) + CO2 (g) Considere que a chaminé de uma determinada indústria emite 160 kg de SO2 ao dia. Qual a massa diária de carbonato de cálcio necessária para consumir essa quantidade de SO2? Dados: S = 32; O = 16; Ca = 40; C = 12. a) 40 kg. b) 50 kg. c) 100 kg. d) 150 kg. e) 250 kg Assim, a massa do pão cresce devido à produção de gás carbônico. Supondo-se que a massa do pão contenha 3,6 g de glicose, o volume produzido nas CNTP, em litros de gás carbônico, será aproximadamente igual a: a) 0,22 b) 0,45 c) 0,90 d) 1,80 3. (Fuvest) Sob condições adequadas, selênio (Se) e estanho (Sn) podem reagir, como representado pela equação 2 Se + Sn SnSe2 Em um experimento, deseja-se que haja reação completa, isto é, que os dois reagentes sejam totalmente consumidos. Sabendo-se que a massa molar do selênio (Se) é 2/3 da massa molar do estanho (Sn), a razão entre a massa de selênio e a massa de estanho (mse : msn), na reação, deve ser de a) 2 : 1 b) 3 : 2 c) 4 : 3 d) 2 : 3 e) 1 : 2 4. (FGV) O hidrogenossulfito de sódio, NaHSO3, é um insumo usado na indústria de fabricação de papel e de curtume. Pode ser obtido a partir da reação representada na seguinte equação: Na2CO3 (aq) + 2 SO2 (g) + H2O (l) 2 NaHSO3 (aq) + CO2 (g) A quantidade máxima de NaHSO3, em mols, produzida a partir de 42,4 toneladas de Na2CO3, é a) 4 x 10 4 b) 4 x 10 5 c) 8 x 10 4 d) 8 x 10 5 e) 8 x (UFRGS) Assinale a alternativa que preenche corretamente as lacunas do texto a seguir, na ordem em que aparecem. Para diminuir as emissões causadoras da chuva ácida, é importante remover o enxofre presente nos combustíveis derivados de petróleo antes de sua comercialização. Um dos processos utilizados para a remoção do enxofre do gás natural e de derivados de petróleo é a hidrodessulfurização catalítica, conforme a seguinte reação: C2H5SH + H2 C2H6 + H2S etanotiol CASD Vestibulares Química Estequiometria 2

3 É correto afirmar que o tratamento de 5,00 kg de etanotiol, aproximadamente, de. Dados: C = 12; S = 32,1; H = 1. a) consome g - H2 b) produz g - C2H6 c) consome g - H2 d) produz g - H2S e) produz g - C2H6 6. (PUC-MG) As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio (KO2) sólido. Quando a máscara é usada, o superóxido reage com o gás carbônico (CO2) exalado pela pessoa e libera gás oxigênio (O2), necessário à respiração, segundo a equação balanceada: 4 KO2 (s) + 2 CO2 (g) 2 K2CO3 (s) + 3 O2 (g) Assinale a massa de superóxido de potássio necessária, em gramas, para reagir totalmente com 0,2 mol de gás carbônico. a) 6,10 b) 12,20 c) 28,40 d) 56,80 7. (Unicamp) O hidrocarboneto n-octano é um exemplo de substância presente na gasolina. A reação de combustão completa do n-octano pode ser representada pela seguinte equação não balanceada: C8H18 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g). Após balancear a equação, pode-se afirmar que a quantidade de Dados de massas molares em g/mol: C8H18 = 114, O2 = 32, CO2 = 44, H2O = 18. a) gás carbônico produzido, em massa, é maior que a de gasolina queimada. b) produtos, em mol, é menor que a quantidade de reagentes. c) produtos, em massa, é maior que a quantidade de reagentes. d) água produzida, em massa, é maior que a de gás carbônico. 8. (UFSC) O químico francês Antoine Lavoisier ( ) realizou uma série de experiências sobre a variação das massas nas reações químicas. Verificou um fato que se repetia também na natureza e concluiu que se tratava de uma lei, que ficou conhecida como Lei da Conservação das Massas, ou Lei de Lavoisier. Em um experimento realizou-se a combustão completa de magnésio metálico, representada pela equação química não balanceada: X Mg (s) + Y O2 (g) Z MgO (s) Com relação ao experimento representado anteriormente determine: os coeficientes X, Y e Z (números inteiros), que tornam a equação química corretamente balanceada, e a massa de oxigênio necessária para queimar 60,75 g de magnésio. 9. (ENEM) As mobilizações para promover um planeta melhor para as futuras gerações são cada vez mais frequentes. A maior parte dos meios de transporte de massa é atualmente movida pela queima de um combustível fóssil. A título de exemplificação do ônus causado por essa prática, basta saber que um carro produz, em média, cerca de 200 g de dióxido de carbono por km percorrido. Revista Aquecimento Global. Ano 2, nº 8. Publicação do Instituto Brasileiro de Cultura Ltda. Um dos principais constituintes da gasolina é o octano (C8H18). Por meio da combustão do octano é possível a liberação de energia, permitindo que o carro entre em movimento. A equação que representa a reação química desse processo demonstra que a) no processo há liberação de oxigênio, sob a forma de O2. b) o coeficiente estequiométrico para a água é de 8 para 1 do octano. c) no processo há consumo de água, para que haja liberação de energia. d) o coeficiente estequiométrico para o oxigênio é de 12,5 para 1 do octano. e) o coeficiente estequiométrico para o gás carbônico é de 9 para 1 do octano. 10. (ENEM) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO 2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha. Um hambúrguer ecológico? É pra já! Disponível em: Acesso em: 24 fev (adaptado). Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) a) 0,25 kg. b) 0,33 kg. c) 1,0 kg. d) 1,3 kg. e) 3,0 kg. 11. (Unesp) Uma das principais fontes de energia térmica utilizadas atualmente no Estado de São Paulo é o gás natural proveniente da Bolívia (constituído principalmente por metano). No entanto, devido a problemas políticos e econômicos que causam eventuais interrupções no fornecimento, algumas empresas estão voltando a utilizar o GLP (gás liquefeito de petróleo, constituído principalmente por butano). Forneça as equações químicas para a combustão de cada um desses gases e calcule os volumes de cada um deles que produzem 22,4 litros de CO (FGV) O composto inorgânico alaranjado dicromato de amônio, (NH4)2Cr2O7, quando aquecido sofre decomposição térmica em um processo que libera água na forma de vapor, gás nitrogênio e também forma o óxido de cromo (III). Esse fenômeno ocorre com uma grande expansão de volume e, por isso, é usado em simulações de efeitos de explosões vulcânicas com a denominação de vulcão químico. CASD Vestibulares Química Estequiometria 3

4 A poluição da atmosfera se dá após a transformação do enxofre em dióxido de enxofre, ocorrida na queima de óleo diesel. A equação química a seguir indica essa transformação. S(s) + O2 (g) SO2 (g) Quando 0,50 mol de dicromato de amônio decompõe-se termicamente, a quantidade em mol de vapor d água formado é igual a a) 0,25. b) 0,50. c) 1,00. d) 2,00. e) 4, (Fuvest) Volumes iguais de uma solução de I2 (em solvente orgânico apropriado) foram colocados em cinco diferentes frascos. Em seguida, a cada um dos frascos foi adicionada uma massa diferente de estanho (Sn), variando entre 0,2 e 1,0 g. Em cada frasco, formou-se uma certa quantidade de SnI4, que foi, então, purificado e pesado. No gráfico abaixo, são apresentados os resultados desse experimento. Com base nesses resultados experimentais, é possível afirmar que o valor da relação é, aproximadamente, a) 1 : 8 b) 1 : 4 c) 1 : 2 d) 2 : 1 e) 4 : 1 massa molar do I 2 massa molar do Sn 14. (UERJ) Em breve, os veículos automotivos poderão utilizar o combustível diesel S-500, menos poluente que o metropolitano por conter menor teor de enxofre. Observe a tabela a seguir. Diesel Teor de enxofre (mg/kg) Densidade (g/cm 3 ) Metropolitano ,8 S ,8 Dois caminhões, um utilizando diesel S-500 e outro, diesel metropolitano, deslocam-se com velocidade média de 50 km/h, durante 20 h, consumindo, cada um, 1 L de combustível a cada 4 km percorridos. Considerando as condições acima descritas e a conversão total do enxofre em dióxido de enxofre, a redução da poluição proporcionada pelo caminhão que usa diesel S-500, em relação àquele que usa diesel metropolitano, expressa em gramas de SO2 lançado na atmosfera, corresponde a: a) 800 b) 600 c) 500 d) (ENEM) Pesquisadores conseguiram produzir grafita magnética por um processo inédito em forno com atmosfera controlada e em temperaturas elevadas. No forno são colocados grafita comercial em pó e óxido metálico, tal como CuO. Nessas condições, o óxido é reduzido e ocorre a oxidação da grafita, com a introdução de pequenos defeitos, dando origem à propriedade magnética do material. VASCONCELOS, Y. Um imã diferente. Disponível em: Acesso em: 24 fev (adaptado) 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. 16. (ENEM) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir: 5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) 5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l) ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill, De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 ml de uma solução 0,1 mol/l de peróxido de hidrogênio é igual a a) 2, mol b) 2, mol c) 8, mol d) 8, mol e) 5, mol CASD Vestibulares Química Estequiometria 4

5 17. (Unesp) A cal, muito utilizada na construção civil, é obtida na indústria a partir da reação de decomposição do calcário, representada pela equação: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) A fonte de calor para essa decomposição pode ser o gás natural, cuja reação de combustão é representada por: CH4 (g) + 2 O2 (g) 2 H2O (l) + CO2 (g) Considerando as massas molares: H = 1,0 g mol 1, C = 12,0 g mol 1, O = 16,0 g mol 1, Ca = 40,0 g mol 1, a massa de gás carbônico lançada na atmosfera quando são produzidos 560 kg de cal, a partir da decomposição térmica do calcário, utilizando o gás natural como fonte de energia, é: a) menor do que 220 kg. b) entre 220 e 330 kg. c) entre 330 e 440 kg. d) igual a 440 kg. e) maior do que 440 kg. 18. (Unicamp) Quando uma tempestade de poeira atingiu o mar da Austrália em 2009, observou-se que a população de fitoplâncton aumentou muito. Esse evento serviu de base para um experimento em que a ureia foi utilizada para fertilizar o mar, com o intuito de formar fitoplâncton e capturar o CO2 atmosférico. De acordo com a literatura científica, a composição elementar do fitoplâncton pode ser representada por C106N16P. Considerando que todo o nitrogênio adicionado ao mar seja transformado em fitoplâncton, capturando o gás carbônico da atmosfera, 1 (uma) tonelada de nitrogênio seria capaz de promover a remoção de, aproximadamente, quantas toneladas de gás carbônico? Dados de massas molares em g/mol: C = 12, N = 14 e O = 16 a) 6,6 b) 20,8 c) 5,7 d) (Fuvest) Uma estudante de Química realizou o seguinte experimento: pesou um tubo de ensaio vazio, colocou nele um pouco de NaHCO3 (s) e pesou novamente. Em seguida, adicionou ao tubo de ensaio excesso de solução aquosa de HCl o que provocou a reação química representada por NaHCO3 (s) + HCl (aq) NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O (l) Após a reação ter-se completado, a estudante aqueceu o sistema cuidadosamente, até que restasse apenas um sólido seco no tubo de ensaio. Deixou o sistema resfriar até a temperatura ambiente e o pesou novamente. A estudante anotou os resultados desse experimento em seu caderno, juntamente com dados obtidos consultando um manual de Química: A estudante desejava determinar a massa de I. HCl que não reagiu; II. NaCl que se formou; III. CO2 que se formou. Considerando as anotações feitas pela estudante, é possível determinar a massa de a) I, apenas. b) II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III. 20. (UFRJ) A Conferência de Kyoto sobre mudanças climáticas, realizada em 1997, estabeleceu metas globais para a redução da emissão atmosférica de CO2. A partir daí, várias técnicas para o sequestro do CO2 presente em emissões gasosas vêm sendo intensamente estudadas. a) Uma indústria implantou um processo de sequestro de CO2 através da reação com Mg2SiO4, conforme a equação representada a seguir: Mg2SiO4 + 2 CO2 2 MgCO3 + SiO2 Determine, apresentando seus cálculos, o número de mols do óxido formado quando 4400 g de CO2 são sequestrados. b) Essa indústria reduziu sua emissão para L de CO2 por dia nas CNTP. A meta é emitir menos de 500 kg de CO2 por dia. Indique se a indústria atingiu a meta. Justifique sua resposta. 21. (ENEM) 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. LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. São Paulo: Edgard Blücher, 1999 (adaptado). CASD Vestibulares Química Estequiometria 5

6 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) (Unicamp) Pegada de carbono, do Inglês carbon footprint, é a massa de gases do efeito estufa emitida por uma determinada atividade. Ela pode ser calculada para uma pessoa, uma fábrica, um país ou qualquer dispositivo, considerando-se qualquer intervalo de tempo. Esse cálculo, no entanto, é bem complexo e requer informações muito detalhadas. Por isso, no lugar da pegada de carbono, utiliza-se o fator de emissão de CO2, que é definido como a massa emitida de CO2 por atividade. Uma pessoa, por exemplo, tem um fator de emissão de cerca de 800 gramas de CO2 por dia, catabolizando açúcar (CH2O)n e gordura (CH2)n. a) Tomando por base os dois combustíveis humanos citados (açúcar e gordura), qual deles teria maior fator de emissão de CO2, considerando-se uma mesma massa consumida? Justifique. b) Uma pessoa utiliza diariamente, em média, 150 gramas de gás butano (C4H10) cozinhando alimentos. O fator de emissão de CO2 relativo a esse cozimento é maior, menor ou igual ao da catabolização diária do ser humano indicada no texto? Justifique. 23. (Fuvest) A transformação representada pela equação química: 2 MnO4 - (aq) + 5 C2O4 2 - (aq) + 16 H + (aq) 2 Mn 2+ (aq) + 10 CO2 (g) + 8 H2O (l) foi efetuada em condições de temperatura e pressão tais que o volume molar do CO2(g) era de 22 L/mol. Se x é o número de mols de MnO4, gastos na reação, e V é o volume, medido em litros, de CO2(g) gerado pela reação, obtenha a) V como função de x; b) a quantidade, em mols, de MnO4 que serão gastos para produzir 440 L de CO2 (g). 24. (Unesp) Estudos recentes indicam que as águas do aquífero Guarani (um dos maiores reservatórios subterrâneos de água doce conhecidos no planeta) estão sendo contaminadas. O teor de nitrogênio já atinge, em determinados locais, valores acima do nível de tolerância do organismo humano. Em adultos, o nitrogênio, na forma de nitrito, atua na produção de nitrosaminas e nitrosamidas, com elevado poder cancerígeno. Considerando as equações químicas a seguir, NO2 - (aq) + H + (aq) HNO2 (aq) (produção do ácido nitroso no estômago) HNO2 (aq) + (CH3)2NH (aq) (CH3)2NNO (aq) + H2O (l) (produção da nitrosamina) Determine a massa da nitrosamina que pode ser produzida a partir de um litro de água cujo teor em nitrito seja igual a 9,2 mg. Apresente seus cálculos. Massas molares, em g.mol -1 : NO2 - = 46 e (CH3)2NNO = (UERJ) O cobre metálico é obtido a partir do sulfeto de cobre I em duas etapas subsequentes, representadas pelas seguintes equações químicas: Etapa 1: 2 Cu2S (s) + 3 O2 (g) 2 Cu2O (s) + 2 SO2 (g) Etapa 2: Cu2O (s) + C (s) 2 Cu (s) + CO (g) Em uma unidade industrial, 477 kg de Cu2S reagiram com 100% de rendimento em cada uma das etapas. Nomeie os dois gases formados nesse processo. Em seguida, calcule o volume, em litros, de cada um desses gases, admitindo comportamento ideal e condições normais de temperatura e pressão. 26. (Unesp) A hidrazina, substância com fórmula molecular N2H4 é um líquido bastante reativo na forma pura. Na forma de seu monoidrato, N2H4 H2O a hidrazina é bem menos reativa que na forma pura e, por isso, de manipulação mais fácil. Devido às suas propriedades físicas e químicas, além de sua utilização em vários processos industriais, a hidrazina também é utilizada como combustível de foguetes e naves espaciais, e em células de combustível. A atuação da hidrazina como propelente de foguetes envolve a seguinte sequência de reações, iniciada com o emprego de um catalisador adequado, que rapidamente eleva a temperatura do sistema acima de 800 C: 3 N2H4 (l) 4 NH3 (g) + N2 (g) N2H4 (l) + 4 NH3 (g) 3 N2 (g) + 8 H2 (g) Dados: Massas molares, em g. mol 1 : N = 14,0; H = 1,0 Volume molar, medido nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) = 22,4 L Calcule a massa de H2 e o volume total dos gases formados, medido nas CNTP, gerados pela decomposição estequiométrica de 1,0 g de N2H4 (l). 27. (Unesp) Em 19 de março de 2009, o Presidente da República sancionou a lei que torna obrigatório, a partir de 2014, que todos os veículos de passeio e utilitários esportivos saiam equipados de fábrica com o dispositivo de segurança conhecido como air bag. O air bag é uma bolsa de náilon fino, com volume de cerca de 80 litros e que, em caso de colisão, é preenchida rapidamente (~40 ms) com N2 gasoso. O N2 gasoso é proveniente da seguinte sequência de reações: 2 NaN3 (s) 2 Na (s) + 3 N2 (g) 10 Na (s) + 2 KNO3 (s) K2O + 5 Na2O (s) + N2 (g) Sabendo-se que a massa molar do NaN3 é igual a 65 g/mol e considerando-se que, nas condições de reação, (I) 1 mol de NaN3 produz, ao final do processo, 1,6 mol de N2 com 100% de rendimento e (II) 1 mol de N2 gasoso ocupa um volume de, aproximadamente, 25 litros, calcule a massa de NaN3 necessária para produzir 4 (quatro) litros de N2 nessas condições. Apresente seus cálculos. CASD Vestibulares Química Estequiometria 6

7 28. (UFC-CE) O ácido sulfúrico é um dos produtos químicos de maior importância comercial, sendo utilizado como matéria-prima para diversos produtos, tais como fertilizantes, derivados de petróleo e detergentes. A produção de ácido sulfúrico ocorre a partir de três etapas fundamentais: I. Combustão do enxofre para formar dióxido de enxofre; II. Conversão do dióxido de enxofre em trióxido de enxofre a partir da reação com oxigênio molecular; III. Reação do trióxido de enxofre com água para formar ácido sulfúrico. Com base nessas informações, responda o que se pede a seguir. Dado: S = 32, O = 16, H = 1. a) Apresente as equações químicas balanceadas para as reações das etapas I, II e III. b) Determine a quantidade máxima, em gramas, de ácido sulfúrico que pode ser produzido a partir da combustão completa de g de enxofre. 29. (Unifesp) O gráfico apresenta a curva da decomposição térmica do oxalato de magnésio, MgC2O4. Nessa reação os produtos da decomposição são CO, CO2 e MgO (massa molar 40 g/mol). Neste gráfico são apresentados os valores da massa da amostra em função da temperatura. 30. (Unicamp) Em toda situação de confinamento, prevista ou acidental, como no recente desastre na mina de cobre do Chile, sempre há grande preocupação com a revitalização do ar ambiente. O superóxido de potássio (KO2) pode ser utilizado em dispositivo para revitalização do ar ambiente, já que ele reage com o gás carbônico, eliminando-o, e formando oxigênio gasoso como produto. a) As equações das reações que ocorrem com o KO2 em ambiente seco e úmido são, respectivamente, 4 KO2 (s) + 2 CO2 (g) 3 O2 (g) + 2 K2CO3 (s) e 4 KO2 (s) + 4 CO2 (g) + 2 H2O (g) 3 O2 (g) + 4 KHCO3 (s) Em qual dos casos (ambiente seco ou úmido) um dispositivo contendo dióxido de potássio seria mais eficiente para o propósito a que se destina? Justifique. b) O esquema abaixo é de um experimento que simula a situação de confinamento. À esquerda encontra-se a fase inicial e à direita, a final. No experimento, o êmbolo contendo CO2 é pressionado, fazendo esse gás reagir com o KO2. Levando em conta a estequiometria da reação, complete a situação final, desenhando e posicionando corretamente o êmbolo que falta. Justifique sua resposta, considerando que a reação é completa e só ocorre enquanto o êmbolo é empurrado, que a temperatura é constante e que não há atrito no movimento dos êmbolos. Se a diferença entre as massas X e Y no gráfico for 576 mg, o valor de Y e a porcentagem de perda da massa da reação de decomposição térmica do oxalato de magnésio são, respectivamente, a) 320 e 35,7%. b) 320 e 64,3%. c) 352 e 39,2%. d) 576 e 35,7%. e) 576 e 64,3%. 31. (Fuvest) Uma jovem senhora, não querendo revelar sua idade, a não ser às suas melhores amigas, convidouas para a festa de aniversário, no sótão de sua casa, que mede 3,0 m 2,0 m 2,0 m. O bolo de aniversário tinha velas em número igual à idade da jovem senhora, cada uma com 1,55 g de parafina. As velas foram queimadas inteiramente, numa reação de combustão completa. Após a queima, a porcentagem de gás carbônico, em volume, no sótão, medido nas condições-ambiente, aumentou de 0,88 %. Considere que esse aumento resultou, exclusivamente, da combustão das velas. Dados: massa molar da parafina, C22H46: 310 g mol -1 ; volume molar dos gases nas condições ambientes de pressão e temperatura: 24 L mol -1. a) Escreva a equação de combustão completa da parafina. b) Calcule a quantidade de gás carbônico, em mols, no sótão, após a queima das velas. c) Qual é a idade da jovem senhora? Mostre os cálculos. CASD Vestibulares Química Estequiometria 7

8 32. (ITA) Escreva a reação de combustão completa de um hidrocarboneto genérico CαHβ com ar atmosférico. Considere a presença do nitrogênio gasoso no balanço estequiométrico da reação e expresse os coeficientes estequiométricos dessa reação em função de α e β. 33. (Unicamp) O etanol, produzido a partir da cana-deaçúcar, tem se mostrado uma interessante alternativa como combustível em substituição a derivados de petróleo. No que diz respeito à poluição atmosférica, o assunto é polêmico, mas considerando apenas as equações químicas I, II e III a seguir, pode-se afirmar que o álcool etílico é um combustível renovável não poluente. I. C12H22O11 + H2O 4 C2H6O + 4 CO2 (produção de etanol por fermentação) 35. (Fuvest) A conversão biológica do nitrogênio atmosférico em amônia é realizada através do processo cíclico mostrado na figura 1. A planta transforma a amônia produzida em peptídios que, quando a planta morre, são oxidados pelo O2 através de bactérias, figura 2. a) Admitimos que cada molécula de molibdoferridoxina participa de 10 6 ciclos de conversão, calcule quantos mols de molibdênio são necessários para converter 168 toneladas de nitrogênio. massa molar do N2 = 28 g/mol b) Sabendo-se que a oxidação do dipeptídio da glicina libera 5, kj por mol de O2 consumido, qual a energia liberada na oxidação de um mol de dipeptídio da glicina mostrado na figura 3? Justifique. II. C12H22O O2 11 H2O + 12 CO2 (combustão da sacarose, que é o inverso da fotossíntese) III. C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O (combustão do etanol) a) Use adequadamente as equações I, II e III para chegar à conclusão de que aquela afirmação sobre o álcool etílico está correta, demonstrando o seu raciocínio. b) Na safra brasileira de 1997, foram produzidas toneladas de açúcar. Se, por fermentação, todo esse açúcar fosse transformado em etanol, que massa desse produto, em toneladas, seria obtida? Massa molar do etanol = 46 g/mol; Massa molar da sacarose (açúcar) = 342 g/mol. 34. (Unicamp) Vamos mudar um pouco de assunto. Lembra-se daquele experimento feito em classe pela professora? Ele é muito bom para exercitarmos um pouco de estequiometria - diz Naná. - Temos aí as reações de magnésio metálico e de alumínio metálico com ácido clorídrico. As quantidades em moles dos sólidos são iguais. Olhe aqui! O alumínio está do lado A e o magnésio do lado B. Agitam-se as garrafas para virar os recipientes contendo ácido de modo a iniciar as reações. a) Escreva a equação que representa a reação entre o alumínio e o ácido. b) Após a reação ter-se completado, os níveis das colunas I e II do líquido no tubo em forma de U irão se alterar? Explique. RESOLUÇÕES DOS EXERCÍCIOS DE REVISÃO 1. a) Pela regra do MACHO, começamos a balancear pelo Carbono. Isso pode ser feito colocando o coeficiente do CH4 e do CO2 como 1: 1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + H2O (l) Em seguida, balanceamos o Hidrogênio. Como já temos 4 H nos reagentes, colocamos o coeficiente da H2O como 2 para ter 4 H nos produtos também: 1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (l) Finalmente, balanceamos o Oxigênio. Como já temos 4 O nos produtos, colocamos o coeficiente do O2 como 2 para ter 4 O nos reagentes também: 1 CH4 (g) + 2 O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (l) Note que nos dois lados da equação têm 1 átomo de C, 4 átomos de H e 4 átomos de O, indicando que a equação está corretamente balanceada. Podemos escrever a equação omitindo os coeficientes que valem 1: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) CASD Vestibulares Química Estequiometria 8

9 b) De acordo com a equação balanceada, 1 mol de CH 4 reage com 2 mol de O 2. Assim, a quantidade de O2 consumida (em mol) será sempre o dobro da de CH4. Logo, ao reagirem 5 mol de CH4 serão consumidos 10 mol de O 2. Alternativamente, podemos pensar na seguinte regra de três: Número de mols de CH 4 Número de mols de O 2 1 mol 2 mol 5 mol x 1 mol 5 mol = 2 mol x x = 2 5 mol x = 10 mol de O 2 Novamente, de acordo com a equação, 1 mol de CH4 forma 2 mol de H2O. Como o exercício pede a massa de H 2O formada, temos que saber qual a massa de 2 mol de H2O. Ora, como a massa molar da H2O é = 18 g/mol, a massa de 2 mol de H2O vale o dobro: 2 18 = 36 g. Podemos dizer que 1 mol de CH 4 forma 36 g de H 2O. Só que queremos saber a massa de H2O formada quando são usados 5 mol de CH4. Então: Número de Massa de H 2O mols de CH 4 1 mol 36 g 5 mol x 1 mol 5 mol = 36 g x x = 5 36 g x = 180 g de H 2 O De acordo com a equação, 1 mol de CH4 forma 1 mol de CO2. Como o exercício pede o volume de CO 2 nas CNTP, temos que saber qual o volume de 1 mol de CO2 nas CNTP. Ora, o volume de 1 mol de qualquer gás ideal nas CNTP é o mesmo: 22,4 L! Podemos dizer que 1 mol de CH 4 forma 22,4 L de CO 2. Só que queremos saber o volume de CO2 formado quando são usados 5 mol de CH4. Então: Número de Volume de CO 2 mols de CH 4 nas CNTP 1 mol 22,4 L 5 mol x 1 mol 5 mol = 22,4 L x x = 5 22,4 L x = 112 L de CO 2 (CNTP) 2. A equação do problema é: 4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s) Note que a equação já está balanceada (4 Al e 6 O de cada lado). Assim, já podemos trabalhar com ela. De acordo com a equação, 4 mol de Al formam 2 mol de Al2O3. Como o dado e a pergunta do problema estão em massa, vamos reescrever a afirmação anterior, só que em termos de massa. 1 mol de Al tem 27 g. 1 mol de Al2O3 tem = 102 g. Logo, podemos afirmar que 4 27 g de Al formam g de Al 2O 3. Só que queremos saber a massa de Al2O3 formada quando reagem 9 g de Al. Então: 3. a) Sim. Massa de Al Massa de Al 2O g g 9 g x g = g 9 g x 12x = g x = g = 17 g de Al 2 O 3 Equação da combustão com oxigênio, O2: C + O2 CO2 Equação da combustão com ozônio, O3: C + 2/3 O3 CO2 Note que, em ambos os casos, a proporção entre o C e o CO2 é de 1:1. Logo, tanto na primeira quanto na segunda reação, 1 mol de C forma 1 mol de CO2. Portanto, usando a mesma massa de carbono nos dois casos, a massa de CO2 formado deve ser a mesma. b) Não. De acordo com as equações do item a, ao reagir 1 mol de C, são consumidos 1 mol de O2 e 2/3 mol de O3. Logo, para uma mesma massa de carbono, a quantidade de O3 consumido é menor. DICAS PARA OS EXERCÍCIOS PROPOSTOS 1. De acordo com a equação balanceada, 1 mol de SO2 reage com 1 mol de CaCO3. A massa molar do SO2 é = 64 g/mol e a massa molar do CaCO3 é = 100 g/mol. Logo, 64 g de SO 2 reagem com 100 g de CaCO 3. Queremos saber a massa de CaCO3 que reage com 160 kg de SO2: Massa de SO 2 Massa de CaCO 3 64 g 100 g 160 kg x 2. De acordo com a equação, 1 mol de glicose forma 2 mol de CO2. Como foi dada a massa de glicose e pede-se o volume de CO2 nas CNTP, temos que achar a massa de 1 mol de glicose e o volume de CO2 nas CNTP. A massa molar da glicose (C6H12O6) é 180 g/mol. O volume de 1 mol de gás nas CNTP é 22,4 L. Logo, 180 g de glicose formam 2 22,4 L de CO 2. Como queremos saber o volume de CO2 formado quando reagem 3,6 g de glicose: CASD Vestibulares Química Estequiometria 9

10 Massa de glicose Volume de CO 2 nas CNTP 180 g 2 22,4 L 3,6 g x 3. Use que m = n M e transforme a razão entre as massas no produto da razão entre os números de mols que reagem e a razão entre as massas molares. A razão entre os números de mols é dada pelos coeficientes da equação. A razão entre as massas molares é dada no enunciado. 4. Segundo a equação, 1 mol de Na2CO3 forma 2 mol de NaHSO3. A massa molar do Na2CO3 é = 106 g/mol. Logo, 106 g de Na 2CO 3 formam 2 mol de NaHSO 3. Como queremos saber o número de mols de NaHSO3 formados a partir de 42,4 toneladas de Na2CO Da mesma forma que foi feito na questão 1, calcule a massa de H2 consumida e a massa de C2H6 e H2S formados quando se consomem 5 kg de C2H5SH, até encontrar algum resultado que bata com uma alternativa. 6. Segundo a equação, 4 mol de KO2 reagem com 2 mol de CO2. A massa molar do KO2 é = 71 g/mol. Logo, 4 71 g de KO 2 reagem com 2 mol de CO 2. Queremos saber a massa de KO2 que reage com 0,2 mol de CO2. 7. A equação balanceada é: C8H18 (g) + 25/2 O2 (g) 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) 8. Os coeficientes X, Y e Z são 2, 1 e 2, respectivamente. A equação balanceada é: 2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s) 9. A equação balanceada é a mesma da questão A equação balanceada é C4H /2 O2 4 CO2 + 5 H2O O que a questão quer saber é a massa de butano (C4H10) que forma 1 kg de CO As equações balanceadas são: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O (metano) C4H /2 O2 4 CO2 + 5 H2O (butano) Para essa questão, é útil lembrar que a proporção em volume é igual à proporção em mols. 12. A fórmula do gás nitrogênio é N2 e a do óxido de cromo (III) é Cr2O3. A equação balanceada é: (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + 4 H2O + 2 N2 Uma observação: como a água é o único produto que contém hidrogênio, não seria necessário montar a equação completa para ver que a proporção entre o (NH4)2Cr2O7 e H2O é de 1:4. Por quê? 13. Utilize o primeiro ponto do gráfico para encontrar valores da massa de Sn e SnI4. A partir deles, encontre a massa de I2 que reagiu nesse caso. A razão entre os números de mols é dada pela equação balanceada: Sn + 2 I2 SnI4 Note também que essa questão é muito parecida com outra questão da Fuvest (questão 3 da lista). Por isso que é importante fazer provas anteriores. 14. Essa questão possui muitos dados, o que pode acabar confundindo a cabeça. Para não se perder, sempre verifique as unidades. Por exemplo, veja o cálculo da massa de diesel consumida, feito apenas verificando como as unidades devem se cancelar para o resultado estar em massa: 50 km h 20 h 1 L 4 km 1000 cm3 L 0,8 g cm 3 = g = 200 kg 15. A equação balanceada é: 2 CuO + C CO2 + Cu 16. O número de mols de peróxido de hidrogênio (H2O2) é dado por: 20 ml 0,1 mol/l = L 0,1 mol/l = mol Além disso, o permanganato de potássio é o KMnO Calcule a massa de CO2 gerada pela decomposição do CaCO3, e não esqueça que também há produção de CO2 pela queima do metano para fornecer energia para a decomposição ocorrer. 18. Pela composição do fitoplâncton (C106N16P), a proporção de carbono e nitrogênio é de 106:16. Logo, 16 mol de nitrogênio são responsáveis pela absorção de 106 mol de CO De acordo com o enunciado, foi adicionado HCl em excesso, ou seja: HCl mais do que suficiente para reagir com todo o NaHCO3. Portanto, podemos ter certeza que todo o NaHCO3 reagiu. Assim, sabendo a massa do tubo vazio e a massa do tubo com NaHCO3, é possível determinar a massa de NaHCO3 que reagiu. A partir desse dado, seria possível obter a massa de CO2 formada, usando estequiometria. 20. Lembre-se de que 1 mol de CO2 nas CNTP ocupa 22,4 L. Use isso para encontrar o número de mols de CO2 emitido, para então calcular a sua massa e verificar se o valor está acima ou abaixo de 500 kg. 21. Para simplificar, considere que a massa de carbono queimada é 3,3 0,3 = 3 % da massa de ferrogusa (2,5 toneladas), ou seja, considere que a massa total depois da transformação continua sendo igual a 2,5 toneladas, aproximadamente. CASD Vestibulares Química Estequiometria 10

11 22. Note que 1 mol de cada combustível queimado (CH2O ou CH2) gera 1 mol de CO2. A massa molar do CH2O é = 30 g/mol e a do CH2 é = 16 g/mol. Assim, 30 g de açúcar e 16 g de gordura geram a mesma quantidade de CO2. Portanto, qual deles possui maior fator de emissão? 23. De acordo com a equação, 2 mol de MnO4 - produzem 10 mol de CO2. Nas condições da questão, o volume de 1 mol de CO2 é 22 L, logo 2 mol de MnO 4 - produzem 220 L de CO A equação global do processo é: NO2 - + H + + (CH3)2NH (CH3)2NNO + H2O (nitrosamina) 25. O CO é o monóxido de carbono e o SO2 é o dióxido de enxofre. Multiplicando a equação da Etapa 2 por 2 e somando com a equação da Etapa 1, o intermediário Cu2O some e a equação global é: 2 Cu2S (s) + 3 O2 (g) + 2 C (s) 2 SO2 (g) + 4 Cu (s) + 2 CO (g) 26. A equação global do processo é: 4 N2H4 (l) 4 N2 (g) + 8 H2 (g) 27. Multiplicando a primeira equação por 5 e somando com a segunda, o intermediário Na some e a equação global é: 10 NaN3 (s) + 2 KNO3 (s) K2O + 5 Na2O (s) + 16 N2 (g) No entanto, o próprio enunciado já trazia a informação dada pela equação global: 1 mol de NaN3 produz 1,6 mol de N A fórmula do ácido sulfúrico é H2SO4. A equação global do processo (soma das etapas I, II e III) é: S (s) + 3/2 O2 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq) 29. A equação balanceada da decomposição é: MgC2O4 (s) MgO (s) + CO (g) + CO2 (g) A massa X é do MgC2O4 e a massa Y é do MgO. 30. No item b, considere a reação de revitalização para o caso do CO2 sem umidade. Note que há 4 volumes de CO2 no tubo da esquerda. Ao fazer esse gás passar pelo KO2, quantos volumes de O2 haverá no tubo da direita? Use a estequiometria da reação. 31. O enunciado está um pouco confuso: considere que antes das velas queimarem não havia CO 2 no sótão e que depois da queima o teor de CO2 no ar era de 0,88 %. A equação balanceada da queima da parafina é: C22H /2 O2 22 CO H2O 32. Primeiro faça o balanceamento da combustão de CαHβ com O2. Depois, considere o ar atmosférico como uma mistura de 1 parte de O2 para 4 partes de N2 (ou seja: 1 ar = 1 O2 + 4 N2) e coloque a quantidade de ar necessária nos reagentes, no lugar do O2. Não esqueça que o N2 não é consumido na combustão. 33. Para argumentar que o uso do etanol é autossustentável, usando as equações químicas, mostre que a fermentação + combustão do etanol é o inverso da reação de fotossíntese do C12H22O11. Alternativamente, mostre que a soma das três equações é zero, provando que o processo global é cíclico (no processo global, não há consumo nem produção de substâncias). 34. As reações balanceadas do Al e do Mg com o HCl são: Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2 Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 Além disso, note que o recipiente que produz mais gás vai empurrar mais o nível de líquido no tubo em U. 35. Pela figura, em 1 ciclo, 1 molécula de molibdoferridoxina converte 1 molécula de N2. Como cada molibdoferridoxina participa de 10 6 ciclos de conversão, então podemos afirmar que 1 mol de molibdênio converte 10 6 mol de N2. A fórmula molecular do dipeptídio de glicina é C4H8N2O3. Assim, a equação balanceada da oxidação do dipeptídio é: C4H8N2O3 + 3 O2 2 NH3 + 4 CO2 + H2O GABARITO Exercícios de revisão 1. a) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) b) 10 mol de O2, 180 g de H2O e 112 L de CO g de Al2O3 3. Veja a resolução. Exercícios propostos 1. E 2. C 3. C 4. D 5. A 6. C 7. A 8. X = 2, Y = 1, Z = 2 e 40,5 g de oxigênio 9. D 10. B 11. Metano: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O e 22,4 L Butano: C4H /2 O2 4 CO2 + 5 H2O e 5,6 L 12. D 13. D 14. B CASD Vestibulares Química Estequiometria 11

12 15. A 16. D 17. E 18. B 19. D 20. a) 50 mol de SiO2 21. D b) Atingiu a meta, pois a emissão passou a ser de 200 kg por dia. 22. a) A gordura apresenta maior fator de emissão, pois 14 g de gordura libera a mesma quantidade de CO2 do que 30 g de açúcar. b) O cozimento tem menor fator de emissão (455 g) do que o catabolismo humano (800 g). 23. a) V = 110 x b) 4 mol de MnO ,0148 g de nitrosamina 25. Os gases gerados são o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de enxofre (SO2). O volume produzido de cada um dos gases foi L ,125 g de H2 e 2,1 L de gases 27. 6,5 g de NaN3 28. a) I: S (s) + O2 (g) SO2 (g) 29. B II: SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) III: SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq) b) 4906 g de H2SO4 30. a) Considerando-se a equação química para a revitalização do ar, observa-se que a relação estequiométrica KO2:CO2 é de 2:1 no caso do ar seco e de 1:1 no caso do ar úmido. Isso significa que o dispositivo seria mais eficiente em atmosfera de ar úmido, pois uma mesma massa de KO2 removeria muito mais CO2 em ar úmido que em ar seco. b) Na situação inicial observa-se que há um volume de CO2 igual a 4 unidades de volume. Levando-se em conta a estequiometria da reação de revitalização para o caso do CO2 sem umidade, serão produzidos 6 volumes de O a) C22H /2 O2 22 CO H2O 32. b) 4,4 mol de CO2 c) 40 anos C α H β (4α + β) ar α CO 2 + β 2 H 2O + (4α + β) N a) Somando as equações I e III (multiplicada por 4), temos: I. C12H22O11 + H2O 4 C2H6O + 4CO2 III. 4 C2H6O + 12 O2 8 CO H2O C12H22O O2 12 CO H2O A formação do etanol libera CO2 (não venenoso) e a combustão do etanol produz CO2 e H2O não venenosos. Além disso, todo o CO2 liberado na queima do açúcar (12 CO2) é consumido na fotossíntese (12 CO2). O açúcar é renovável devido à fotossíntese: 12 CO H2O C12H22O O2 b) 7,5 x 10 6 toneladas 34. a) Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2 b) No frasco A: Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2 No frasco B: Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 Em A a quantidade em mols de gás formada será maior, logo, a pressão também será maior. Assim, haverá deslocamento para baixo no nível de líquido da coluna I e, consequentemente, haverá deslocamento para cima no nível do líquido da coluna II. 35. a) 6 mol de nitrogênio b) 1, kj Seja menos curioso sobre pessoas e mais curioso sobre ideias. Marie Curie, cientista polonesa CASD Vestibulares Química Estequiometria 12