4FeS O 2 2Fe 2O 3 + 8SO 2

ESTEQUIOMETRIA 1) INTRODUÇÃO O Cálculo Estequiométrico nada mais é que calcular a quantidade (massa, mol, volume etc) de uma substância a partir de dados de uma outra substância. É importante mencionar que essas substâncias devem ser participantes da mesma reação química, ou estarem correlacionadas em reações consecutivas. 2) PRECISO SABER: 2.1 BALANCEAMENTO: Às vezes, a questão não irá fornecer a equação química balanceada, então é importante você saber balancear. Para facilitar o ajuste das equações, recomendamos a seguir a regra do MACHO. Isto é, equilibramos primeiro os Metais, depois os Ametais, Carbonos se houver, Hidrogênio, e por último, o Oxigênio. Exemplo: FeS 2 + O 2 Fe 2O 3 + SO 2 Note que temos 1 mol de Fe nos reagentes e e 2 mols de Fe nos produtos. Isto não é uma verdade, então precisamos ajustar esta equação. Balanceando primeiro o metal, Fe: 2FeS 2 + O 2 Fe 2O 3 + SO 2 Depois o ametal, S: 2FeS 2 + O 2 Fe 2O 3 + 4SO 2 Agora, balanceamos o oxigênio: 2FeS 2 + 11/2O 2 Fe 2O 3 + 4SO 2 A equação esta balanceada, porém, como combinado acima, os coeficientes de balanceamento devem ser os menores números inteiros possíveis. Então, multiplicamos toda a equação por 2, para sumirmos com a fração. Assim: 4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2O 3 + 8SO 2 Repare que feito isto, todos os elementos químicos estão presentes em igual quantidade nos reagentes e nos produtos. 2.2 O QUE É 1 MOL? Sempre que alguém perguntar a você o que é 1 mol, sua resposta deve ser depende. É importante lembrar que pra estequiometria o mol terá três significados importantes: 1mol = 6x10 23 átomos ou moléculas 1mol = Massa Molar (g/mol) 1mol = 22,4L (para um gás nas CNTP) 2.3 TÉCNICA DAS TRÊS LINHAS: Escrever as três linhas, relacionando as devidas substâncias, montando a regra de três: Exemplo: 1 mol Reagente -------------- mol Produto 2 Conversão ----------------- Conversão 3 informação ------------------- x Calcule a massa de óxido de cálcio obtida a partir de 2 g de cálcio metálico. Ca + 1/2O 2 CaO Escrever as três linhas: Então escrevemos na primeira linha o número de mols das substâncias citadas na questão, note que o exercício relaciona o Ca com o CaO. Pulamos a segunda linha e vamos para a terceira, escrevendo os dados do problema, ou seja, aquilo que nos foi pedido e fornecido:

1 1mol de Ca ------ 1mol de CaO 2 3 2g de Ca --------- x g de CaO Repare que a regra de três está quase pronta, mas não podemos fornecer a resposta ainda porque as unidades não correspondem. Para isso deixamos a segunda linha, para fazer as devidas conversões. Transformando as unidades da primeira linha, nas unidades da terceira, ficamos com: Primeiro passo: verificar se a reação está balanceada: A reação não está balanceada. Assim: 4Fe + 3 O 2 2Fe 2O 3 Segundo passo: escrever as três linhas e montar a regra de três 1 1mol de Ca ------ 1mol de CaO 2 40g de Ca --------- 56g de CaO 3 2g de Ca --------- x g de CaO 1 4 mol de Fe 2 mol de Fe 2O 3 2 4 x 56 g Fe 2 x de 160g de Fe 2O 3 3-14 g de Fe -- x g de Fe 2O 3 Agora podemos resolver a regra de três: Terceiro passo: resolver a regra de três x = 2,8g de CaO produzidos x = 20g EXERCICIOS RESOLVIDOS: 1 - O enferrujamento é o nome dado à reação de oxidação do ferro, que pode ser representada pela equação química não balanceada: Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s). A massa de ferrugem (óxido de ferro III) formada a partir da oxidação de 14 g de ferro é: (A) 12 g. 2 - A reciclagem do alumínio a partir de latinhas de refrigerante e cerveja é um processo muito rentável e vai ao encontro à Lei de Lavoisier: Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. A equação química abaixo representa o processo de reciclagem do alumínio. 2Al 2O 3(S) 4 Al(S) + 3 O 2(g). Partindo de 102 kg de Al 2O 3, a massa de alumínio, em kg, que pode ser obtida é: (B) 16 g. (C) 20 g. (D) 24 g. (E) 30 g

(A) 108. 3) CASOS PARTICULARES: (B) 54. (C) 27. 1º CASO: PUREZA E IMPUREZA (D) 16. (E) 12. a) Conceito Primeiro passo: verificar se a reação está balanceada: A reação está balanceada Segundo passo: escrever as três linhas e montar a regra de três Você já ouviu falar da cal viva (CaO)? O óxido de cálcio, tem uma aplicação muito grande na construção civil. O CaO é utlilizado na produção de argamassas, e algumas tintas. O CaO é obtido por uma rocha sedimentar presente na natureza, o calcário (CaCO 3), através da decomposição térmica deste: CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) 1 2 mol de Al 2O 3 4 mol de Al 2 2 x 102 g -------- 4 x 27g al 3-102Kg de Al 2O 3 -- x Kg de Al Terceiro passo: resolver a regra de três O único problema é que esta rocha não é formada somente pelo CaCO 3, mas também por areia, carvão etc. Estima-se que no calcário, em média 50% corresponde ao CaCO 3, os outros 50%, corresponde a outras substâncias, que não são importantes na obtenção do CaO, ou seja, são impurezas. X = 54Kg Assim, podemos definir que: Agora, vá fazer os exercícios Nível Básico, para que você possa fixar a técnica das três linhas. PUREZA: corresponde as substâncias que reagem! IMPUREZA: corresponde as substâncias que não reagem! Isto significa, que se tivermos 1Kg, ou 1000g, de calcário, apenas 50% corresponde ao CaCO 3, isto é, 0,5kg ou 500g. Assim, as três linhas ficarão:

1 mol Reagente ------------- mol Produto 2 Conversão ---------------- Conversão 3 informação x Pureza ---------- x b) Aplicação em exercícios Primeiro escrevemos a equação da reação química balanceada: 2 HCl (aq) + 1 Mg(OH) 2 (susp.) 1 MgCl 2(aq) + 2 H 2O (l) Agora, escrevemos três linhas, seguindo o modelo pré estabelecido: Exemplos de Exercícios: 1 mol ----------------- 1 mol 58 g de Mg(OH) 2 ------- 95 g de MgCl 2(aq) 1) (PUC-MG) O medicamento "Leite de Magnésia" é uma suspensão de hidróxido de magnésio, Mg(OH) 2(col). Esse medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico, encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade do ácido clorídrico, HCl, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio, MgCl 2. O grau de pureza desse medicamento, em termos do hidróxido de magnésio, é igual a: (Massas molares: Mg(OH) 2 = 58 g/mol, HCl = 36,5 g/mol e MgCl 2 = 95 g/mol) a) 90% b) 80% c) 60% 12,2 g x P ------------------------ 16 g de MgCl 2(aq) P = 80,3% 2) (Mackenzi-SP) O HF é obtido a partir da fluorita (CaF 2) segundo a reação equacionada a seguir: CaF 2 + H 2SO 4 CaSO 4 + 2 HF. Dados: massa molar(g/mol): Ca=40, F=19, H=1, S=32, O=16. A massa de HF obtida na reação de 500,0 g de fluorita de 78% de pureza é: a) 390,0 g b) 304,2 g c) 100,0 g d) 200,0 g e) 250,0 g d) 40% e) 30% Bom, se nos é perguntado qual o grau de pureza de uma substância, uma coisa deve ficar muito clara: nem todo 12,2g que colocamos pra reagir, corresponde ao Mg(OH) 2, mas apenas uma parte disso! Neste tipo de questão, faremos o oposto do que foi feito na primeira questão. Sabemos a pureza, e nos perguntam a quantidade de HF formado. Veja que a proporção estequiométrica entre o hidróxido de magnésia e o cloreto de magnésio é de 1 : 2. Usando as massas molares, vamos descobrir quanto de HF será produzido a partir de 390 g de CaF 2: Tudo que precisamos fazer para fornecer a resposta, é determinar quanto desses 12,2g de fato reagiram.

1 mol ---------- 2 mol b) Aplicação em exercícios 1. 78 g de CaF 2 --------- -- 2. 20 g de HF 390,0 g x 78/100 de CaF 2 ------------- x x = 200,0g de HF 2º CASO: RENDIMENTO a) Conceito: Já reparou que quando queremos fazer pipoca, e colocamos o milho na panela para estourar, sempre sobra milho na panela? Isso significa que nem todo o milho colocado na panela estourou e se transformou em pipoca. Com isso, acabamos produzindo menos pipoca do que deveríamos, ou seja, caso todos os milhos tivessem estourado. O mesmo acontece com uma reação química. Quase sempre produzimos menos do que é o esperado, quase sempre uma reação não atinge 100% de rendimento. Numa reação de produção da amônia (NH 3), reagiram-se 360 g de gás hidrogênio (H 2) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N 2), gerando um rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida? (Dados: Massas molares: H 2 = 2 g/mol; N 2 = 28 g/mol; NH 3 = 17 g/mol). N 2 + 3H 2 2NH 3 Pelo entendimento de rendimento, se soubermos o rendimento, e o quanto esperamos produzir, conseguimos calcular quanto realmente produzimos. Assim: 3 mol de H 2 ------------- 2 mol de NH 3 3 x 2g de H 2 ------------- 2 x 17g de NH 3 360g x 20/100 de H 2----------------- x x = 408g Assim: 3º CASO: REAÇÕES CONSECUTIVAS 1 mol Reagente ----------- mol Produto 2 Conversão---------------- Conversão 3 informação x R ----------- x a) Conceito: São reações onde, o produto de uma reação, é o reagente da outra. Veja: 1) S + O 2 SO 2 2) SO 2 + ½O 2 SO 3 3) SO 3 + H 2O H 2SO 4 Repare que a reação 3 só ocorre se a 2 ocorrer antes, que só ocorre se a 1 ocorrer antes.

O que fazer em exercícios? Iremos resolver em dois passos: 1º passo: transformar as reações em uma única reação 2º passo: escrever as três linhas 4º CASO: REAGENTE EM EXCESSO Em qualquer questão onde é fornecido a quantidade dos reagentes, suspeite que um deles está em excesso, ou seja, temos mais do que precisamos. Assim: EXCESSO: Reagente que foi colocado em uma quantidade maior que a necessária. Logo, sempre haverá sobra dele. LIMITANTE: Reagente que estará em falta na reação, sendo, por isso, quem limita a reação. Para sabermos quais dos reagentes esta em excesso, basta que você substitua o valor de um dos reagentes nas três linhas. No lugar dos 320g de O 2 irei colocar uma incógnita y e calcular qual deve ser a massa de O 2 necessária para a reação. Então: 1: 1mol de C 2H 6O - 3 mol de O 2-2 mols de CO 2 2: 46g de C 2H 6O 3. 32g de O 2 -- 2.44g de CO 2 Veja um exemplo: Uma massa de 138 g álcool etílico (C 2H 6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O 2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver? C 2H 6O + 3O 2 2CO 2 + 3H 2O Monte as três linhas normalmente: 1: 1mol de C 2H 6O - 3 mol de O 2-2 mols de CO 2 3: 138g de C 2H 6O y g de O 2 -- x g de CO 2 Calculando o y: 46. y = 3.32.138 y = 96.138/46 = 288g. Precisamos de, apenas, 288g de gás oxigênio. Como a questão colocou 320g, temos um excesso de 320g-288g = 32g de gás oxigênio. Então, iremos calcular a massa de gás carbônico usando o álcool etílico, pois como ele é o reagente limitante, ele reage por completo. 2: 46g de C 2H 6O 3. 32g de O 2 -- 2.44g de CO 2 3: 138g de C 2H 6O 320g de O 2 -- x g de CO 2 1: 1mol de C 2H 6O 3 mol de O 2-2 mols de CO 2 2: 46g de C 2H 6O 3. 32g de O 2 -- 2.44g de CO 2 Notou a diferença? A pergunta que se faz é: iremos calcular a massa de CO 2 utilizando os 138g de C 2H 6O ou os 320g de O 2? 3: 138g de C 2H 6O 320g de O 2 -- x g de CO 2 Logo, x = 264g. Para tal, é necessário, antes, sabermos quem é o reagente em excesso.

EXERCÍCIOS NÍVEL BÁSICO 1. (Ufpa 2016) Fósforo branco (P 4 ) pode ser produzido segundo a equação química (não balanceada) dada abaixo: Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C P 4 + CaSiO 3 + CO Considerando que a reação é 100% eficiente, o número de mols de CO liberados para cada mol de P 4 produzido será de a) 1. b) 5. c) 10. d) 15. e) 20. 3. (G1 - ifsul 2016) Células a combustível de hidrogênio-oxigênio são usadas no ônibus espacial para fornecer eletricidade e água potável para o suporte da vida. Sabendo que a reação da célula ocorre conforme reação não balanceada H 2(g) + O 2(g) H 2 O (l ), qual é o número de mols de água formado na reação de 0,25 mol de oxigênio gasoso com hidrogênio suficiente? a) 0,25 mol. b) 0,5 mol. c) 0,75 mol. d) 1 mol. 4. (G1 - ifce 2016) Dada a reação não balanceada H 2 + O 2 H 2 O, é correto afirmar-se que a massa de água produzida na queima de 40 kg de hidrogênio e a massa de oxigênio consumidos na reação são, respectivamente, (Dados: 1 H; 16 O) 1 8 2. (Ebmsp 2016) Segundo especialistas, em situações estressantes no convívio familiar, no trabalho, no trânsito ou na escola respirar profundamente oxigena as células cerebrais e ajuda a tranquilizar o indivíduo. O oxigênio absorvido na respiração é utilizado na oxidação controlada de glicose para a obtenção da energia necessária ao funcionamento da célula, processo representado de maneira simplificada pela equação química, a) 320 kg e 360 kg. b) 360 kg e 320 kg. c) 360 kg e 80 kg. d) 320 kg e 80 kg. e) 160 kg e 80 kg. C 6 H 12 O 6(aq) + 6 O 2(g) 6 CO 2(g) + 6 H 2 O (l ) + energia Considerando essas informações e admitindo que o oxigênio se comporta como um gás ideal, determine o volume de oxigênio necessário para a oxidação completa de 3,6 g de glicose, a 27 C e 1 atm, destacando as etapas dos cálculos. 5. (Unisc 2015) O GNV (Gás Natural Veicular) é composto principalmente de metano. A reação de combustão do metano pode ser descrita como CH 4(g) + 2O 2(g) CO 2(g) + 2H 2 O (l ) Na combustão de 160 g de metano

a) são consumidos 640 L de oxigênio nas CNTP. b) são formados 36 g de água. c) são formados 440 g de CO 2. d) são liberados na atmosfera 44 litros de CO 2. e) a massa total de produtos formados será de 224 g. (R) : 0,082 atm L mol K. C : 12 g / mol, H : 1 g / mol. a) 123L b) 61,5L c) 24,6 L d) 49,2 L 6. (G1 - ifsul 2015) O Óxido de lítio pode ser preparado segundo a reação expressa pela seguinte equação química: 8. (Ifsp 2013) O metal manganês, empregado na obtenção de ligas metálicas, pode ser obtido no estado líquido, a partir do mineral pirolusita, MnO 2, pela reação representada por: 4Li (s) + O 2(g) 2Li 2 O (s) 3MnO 2 ( s ) + 4 Al ( s ) 3Mn (l ) + 2 Al 2 O 3 ( s) Qual será a quantidade de Li 2 O produzida em gramas partindo-se de 14 g de lítio sólido? a) 30 b) 20 c) 16 d) 10 7. (Acafe 2014) No jornal Folha de São Paulo, de 01 de novembro de 2013, foi publicada um reportagem sobre uma Universidade paulista que foi construída sobre terra que contém lixo orgânico [...] Com o passar do tempo, esse material começa a emitir gás metano, que é tóxico e explosivo [ ]. Quantos litros de O 2(g) a 1,00 atm e 27 C são necessários para reagir em uma reação de combustão completa com 40g de gás metano? Considerando que o rendimento da reação seja de 100%, a massa de alumínio, em quilogramas, que deve reagir completamente para a obtenção de 165 kg de manganês, é Massas molares em g/mol: Al O = 16. a) 54. b) 108. c) 192. d) 221. e) 310. = 27; Mn = 55; 9. (Ucs 2012) Os camelos armazenam em suas corcovas gordura sob a forma de triestearina (C 57 H 110 O 6 ). Quando essa gordura é metabolizada, ela serve como fonte de energia e água para o animal. Esse processo pode ser simplificadamente representado pela seguinte equação química balanceada: Dado: Constante universal dos gases 2C 57 H 110 O 6(s) + 163 O 2(g) 114 CO 2(g) + 110H 2 O (l )

A massa de água que pode ser obtida a partir da metabolização de 1 mol de triestearina é de: Dado: Considere que o rendimento da reação seja de 100%. a) 55g. b) 110g. c) 890g. d) 990g. e) 1kg. 10. (Ufrgs 2012) Um experimento clássico em aulas práticas de Química consiste em mergulhar pastilhas de zinco em solução de ácido clorídrico. Através desse procedimento, pode-se observar a formação de pequenas bolhas, devido à liberação de hidrogênio gasoso, conforme representado na reação ajustada abaixo. Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 EXERCÍCIOS NÍVEL MÉDIO 1. (Udesc 2015) A Estação Espacial Internacional (EEI) é um satélite artificial habitável que orbita nosso planeta a 422km de altitude. Desde 02 de novembro de 2000, data da chegada dos primeiros astronautas a esta estação, a EEI vem batendo recordes, pois está continuamente habitada. Devido ao processo de respiração, um astronauta elimina diariamente cerca de 470 litros de gás carbônico (nas CNTP). Suponha que se utilizem filtros contendo hidróxido de sódio para absorver o CO 2 e transformá-lo em carbonato de sódio e água. Assinale a alternativa que apresenta a quantidade de massa de hidróxido de sódio necessária para que este astronauta permanecesse 07 (sete) dias nesta estação espacial. a) 11,75kg b) 839 g c) 1,68kg d) 5,40kg e) 240 g Ao realizar esse experimento, um aluno submeteu 2 g de pastilhas de zinco a um tratamento com ácido clorídrico em excesso. Com base nesses dados, é correto afirmar que, no experimento realizado pelo aluno, as bolhas formadas liberaram uma quantidade de gás hidrogênio de, aproximadamente, a) 0,01 mols. b) 0,02 mols. c) 0,03 mols. d) 0,06 mols. e) 0,10 mols. 2. (Uerj 2018) A hemoglobina é uma proteína de elevada massa molar, responsável pelo transporte de oxigênio na corrente sanguínea. Esse transporte pode ser representado pela equação química abaixo, em que HB corresponde à hemoglobina. HB + 4 O 2 HB(O 2 ) 4 Em um experimento, constatou-se que 1g de hemoglobina é capaz de transportar 2,24 10 4 L de oxigênio molecular com comportamento ideal, nas CNTP.

A massa molar, em g mol, da hemoglobina utilizada no experimento é igual a: SiO 2(s) + 6 HF (aq) SiF6 2 (aq) + 2 H 3 O + (aq) a) 1 10 5 b) 2 10 5 c) 3 10 5 d) 4 10 5 3. (Pucsp 2017) Em uma reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, foram misturados 122,5 g de ácido sulfúrico e 130 g de NaOH. Segue a equação não balanceada: Para criar um efeito decorativo em uma jarra que pesa 2,0 kg, a massa de ácido fluorídrico que deve ser empregada é a) 4,0 kg b) 2,8 kg c) 700,0 g d) 666,7 g e) 560,0 g H 2 SO 4(aq) + NaOH (aq) Na 2 SO 4(s) + H 2 O (l ) Qual o reagente limitante e a massa de NaOH consumida, respectivamente? 5. (Ufrgs 2017) A hidrazina (N 2 H 4 ) é usada como combustível para foguetes e pode ser obtida a partir da reação entre cloramina e amônia, apresentada abaixo. NH 2 Cl + NH 3 N 2 H 4 + HCl Dados: H = 1; S = 32; O = 16; Na = 23. a) NaOH e 50 g b) NaOH e 100 g Assinale a alternativa que apresenta a massa de hidrazina que pode ser obtida pela reação de 10,0 g de cloramina com 10,0 g de amônia. c) H 2 SO 4 e 50 g d) H 2 SO 4 e 100 g Dados: N = 14; H = 1; Cl = 35,5. a) 5,0 g. 4. (Fmp 2017) O vidro é um sólido iônico com estrutura amorfa, a qual se assemelha à de um líquido. Forma-se pela solidificação rápida do líquido, em que os cristais não conseguem se organizar. Seu principal componente é a sílica, (SiO 2 ), que constituiu 70% do vidro e é fundida juntamente com óxidos de metais, que alteram o arranjo das ligações do sólido, tornando-o uma estrutura semelhante a de um líquido. b) 6,21 g. c) 10,0 g. d) 20,0 g. e) 32,08 g. Ao ser gravado na sua decoração, a sílica do vidro sofre ataque do íon F como a seguir:

6. (Upe-ssa 1 2017) As lâmpadas incandescentes tiveram a sua produção descontinuada a partir de 2016. Elas iluminam o ambiente mediante aquecimento, por efeito Joule, de um filamento de tungstênio (W, Z = 74). Esse metal pode ser obtido pela reação do hidrogênio com o trióxido de tungstênio (WO 3 ), conforme a reação a seguir, descrita na equação química não balanceada: WO 3(s) + H 2(g) W (s) + H 2 O (l ) Considerando que a emissão média de CO 2 por km rodado para carros de passeio é de 0,22 kg de CO 2, a quantidade máxima desse carbonato em quilogramas que poderia ser obtida a partir da emissão de CO 2 de um carro que rodou 100km em um dia é a) 11. b) 22. c) 44. d) 88. Se uma indústria de produção de filamentos obtém 31,7 kg do metal puro a partir de 50 kg do óxido, qual é o rendimento aproximado do processo utilizado? (Dados: H = 1 g mol; W = 183,8 g mol) a) 20% b) 40% c) 70% d) 80% e) 90% e) 176. 8. (Uece 2016) O ácido fosfórico usado em refrigerante tipo coca-cola e possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir de uma reação cuja equação química não O = 16 g mol; balanceada é: Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 SO 4 H 3 PO 4 + CaSO 4. Para obter-se 980g de ácido fosfórico, a massa total dos reagentes (massa do H 2 SO 4 + massa do Ca 3 (PO 4 ) 2 ), em gramas, que devem ser usados é a) 4080. b) 3020. c) 2040. 7. (Ufrgs 2016) Uma das abordagens para reduzir o efeito estufa é a captura do CO 2 e sua transformação em produtos de interesse. Abaixo é mostrada a reação do CO 2 com óxido de etileno, que leva à formação do carbonato cíclico. d) 1510. 9. (Pucpr 2016) O airbag é um equipamento de segurança na forma de bolsas infláveis que protege os ocupantes de veículos em caso de acidente e tem como princípio fundamental reações químicas. Esse dispositivo é constituído de pastilhas contendo azida de sódio e nitrato de potássio, que são acionadas quando a unidade de controle eletrônico envia um sinal elétrico para o ignitor do gerador de gás. A reação de decomposição da azida de sódio (NaN 3 ) ocorre a 300 C e é instantânea, mais rápida que um piscar de olhos, cerca de 20 milésimos de segundo, e desencadeia a formação de sódio metálico e nitrogênio

molecular, que rapidamente inflam o balão do airbag. O nitrogênio formado na reação é um gás inerte, não traz nenhum dano à saúde, mas o sódio metálico é indesejável. Como é muito reativo, acaba se combinando com o nitrato de potássio, formando mais nitrogênio gasoso e óxidos de sódio e potássio, segundo as reações a seguir: NaN 3 Na + N 2 Na + KNO 3 K 2 O + Na 2 O + N 2 Dados: massas molares: H = 1 g mol; C = 12 g mol e O = 16 g mol A partir de 68,4 kg de sacarose, a massa de etanol que é possível obter é de: a) 18,4 kg. b) 9,2 kg. c) 73,6 kg. d) 36,8 kg. e) 55,2 kg. Considerando uma pastilha de 150 g de azida de sódio com 90% de pureza, o volume aproximado de gás nitrogênio produzido nas condições ambientes é de: Dados: Volume molar de gás nas condições ambientes = 25 l / mol NaN 3 = 65 g mol. e massa molar do EXERCÍCIOS NÍVEL ENEM: 1. (Enem 2017) O ácido acetilsalicílico, AAS (massa molar igual a 180 g mol), é sintetizado a partir da reação do ácido salicílico (massa molar igual a 138 g mol) com anidrido acético, usandose ácido sulfúrico como catalisador, conforme a equação química: a) 60l. b) 75l. c) 79l. d) 83l. e) 90l. 10. (G1 - ifsp 2016) No Brasil, o etanol (álcool etílico) é obtido principalmente por processos fermentativos. O material a ser fermentado pode ser obtido de cana-de-açúcar, batata, mandioca e cereais em geral. A partir da glicose obtém-se, o etanol conforme as reações: Após a síntese, o AAS é purificado e o rendimento final é de aproximadamente 50%. Devido às suas propriedades farmacológicas (antitérmico, analgésico, anti-inflamatório, antitrombótico), o AAS é utilizado como medicamento na forma de comprimidos, nos quais se emprega tipicamente uma massa de 500 mg dessa substância. C 12 H 22 O 11 + H 2 O 2C 6 H 12 O 6 sacarose glicose C 6 H 12 O 6 2C 2 H 5 OH + 2CO 2 glicose e tanol Uma indústria farmacêutica pretende fabricar um lote de 900 mil comprimidos, de acordo com as especificações do texto. Qual é a massa de ácido salicílico, em kg, que deve ser empregada para esse fim?

c) 50%. a) 293 b) 345 c) 414 d) 690 e) 828 2. (Enem 2016) A minimização do tempo e custo de uma reação química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, caracteriza a eficiência de um processo químico. Como consequência, produtos podem chegar ao consumidor mais baratos. Um dos parâmetros que mede a eficiência de uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %), definido como d) 67%. e) 75%. 3. (Enem 2015) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante utilizado nesse processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de um minério denominado esfalerita (ZnS), de pureza 75%. Considere que a conversão do minério em zinco metálico tem rendimento de 80% nesta sequência de equações químicas: 2 ZnS + 3 O 2 2 ZnO + 2 SO 2 ZnO + CO Zn + CO 2 R = n produto n reagente limitante 100 Considere as massas molares: ZnS (97 g mol); O 2 (32 g mol); ZnO (81 g mol); SO 2 (64 g mol); CO (28 g mol); CO 2 (44 g mol); e Zn (65 g mol). em que n corresponde ao número de mols. O metanol pode ser obtido pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, conforme a equação química: Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfalerita? a) 25 b) 33 CH 3 Br + NaOH CH 3 OH + NaBr c) 40 d) 50 As massas molares (em g mol) desses alimentos são: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; Br = 80. O rendimento molar da reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 142,5 g de brometo de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é mais próximo de a) 22%. e) 54 4. (Enem 2014) Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1). b) 40%.

CaCO 3(s) + SO 2(g) CaSO 3(s) + CO 2(g) (1) Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C 4H 10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse porque o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas. deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de Dados: CO 2 (44 g/mol); C 4H 10 (58 g/mol) a) 0,25 kg. 2 CaSO 3(s) + O 2(g) 2 CaSO 4(s) (2) b) 0,33 kg. c) 1,0 kg. d) 1,3 kg. As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12 g / mol, 16 g / mol, 32 g / mol e 40 g / mol, respectivamente. BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman. 2002 (adaptado). Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de e) 3,0 kg. 6. (Enem 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir: a) 64. b) 108. 5 H 2 O 2 (aq) + 2 KMnO 4 (aq) + 3 H 2 SO 4 (aq) 5 O 2 (g) + 2 MnSO 4 (aq) + K 2 SO 4 (aq) + 8 H 2 O (l ) c) 122. d) 136. e) 245. ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill, 1992. 5. (Enem 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO 2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO 2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha. 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: Um hambúrguer ecológico? É pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado).

a) 2,0 10 0 mol b) 2,0 10 3 mol c) 8,0 10 1 mol d) 8,0 10 4 mol e) 5,0 10 3 mol 7. (Enem 2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO 2 e 36% PbSO 4. A média de massa da pasta residual de uma bateria usada é de 6kg, onde 19% é PbO 2, 60% PbSO 4 e 21% Pb. Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que os compostos de chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente. Segundo as condições do processo apresentado para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviaçao por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, em quilogramas, de PbCO 3 é obtida? a) 1,7 kg b) 1,9 kg c) 2,9 kg d) 3,3 kg e) 3,6 kg Para reduzir o problema das emissões de SO 2(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 PbSO 4 é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na 2CO 3) 1M a 45 C, em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo, o material segue para a fundição para obter o chumbo metálico. PbSO 4 + Na 2CO 3 PbCO 3 + Na 2SO 4 Dados: Massas Molares em g/mol Pb = 207; S = 32; Na = 23; O = 16; C = 12 ARAÚJO, R.V.V.; TINDADE, R.B.E.; SOARES, P.S.M. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: estudo de caso. Disponível em: http://www.iqsc.usp.br. Acesso em: 17 abr. 2010 (adaptado).

GABARITO NÍVEL BÁSICO: Resposta da questão 1: [C] Balanceando a equação, teremos: 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 + 10 C 1P 4 + 6 CaSiO 3 + 10 CO 1mol 10 mols 4 Li (s) + O 2(g) 2 Li 2 O (s) (4 7) g 14 g x = 30 g 2 (14 + 16) x Resposta da questão 7: [A] Resposta da questão 2: C 6 H 12 O 6(aq) + 6 O 2(g) 16g 2mols 180 g 6 mols 40 g x 3,6 g x mols x = 0,12 mols P V = n R T 1 V = 0,12 0,082 (273 + 27) V = 2,95 L Resposta da questão 3: [B] x = 5 mols PV = nrt 1 V = 5 0,082 300 V = 123L Resposta da questão 8: [B] 1 mol 2 mol 0,25 mol x x = 0,50 mol. Resposta da questão 4: [B] 2H 2 + O 2 2H 2 O 4g 40 kg 36g x x = 360 kg de água 2H 2 + O 2 2H 2 O 4g 40 kg y y = 320 kg 32 g Resposta da questão 5: [C] CH 4 = 16; CO 2 = 44. CH 4(g) + 2O 2(g) CO 2(g) + 2H 2 O (l ) 16 g 44 g 160 g 440 g Resposta da questão 6: [A] De acordo com a equação: 3MnO 2 (s) + 4 Al (s) 3Mn(l ) + 2 Al 2 O 3 (s) produzem 4 mols de Al 3 mols de Mn Assim: 108 g de Al 165 g de Mn m 165000 g m = 108 000 g ou 108 kg Resposta da questão 9: [D] Pela equação química mostrada acima, observamos que: 2 mols de triestearina C 57 H 110 O 6 m = 990 g 1 mol m Resposta da questão 10: [C] De acordo com a equação mostrada, temos: 1980 g

65,4 g de Zn 1 mol de gás H 2 2 g n n = 0,03 mol de H 2, aproximadamente. GABARITO NÍVEL MÉDIO: Resposta da questão 1: [A] NaOH + CO 2 Na 2 CO 3 + H 2 O 80g 22,4L x g 470 L x = 1.678,6g de NaOH / dia em 7 dias, teremos : 11.750g ou 11,75kg H 2 SO 4 = 98; NaOH = 40. 1H 2 SO 4(aq) + 2 NaOH (aq) 1Na 2 SO 4(s) + 2 H 2 O (l ) 98 g 122,5 g 2 40 g 130 g ( 98 130 ) > ( 40 122,5 ) 1 4 2 43 1 44 2 4 43 12.740 4.900 1H 2 SO 4(aq) + 2 NaOH (aq) 1Na 2 SO 4(s) + 2 H 2 O (l ) 98 g 14 2 2,5 43 g Limitante m NaOH = m NaOH = 100 g 2 40 g 1 { 30 g Excesso de reagente 1 44 2 4 43 m NaOH 122,5 g 2 40 g 98 g Reagente limitante : H 2 SO 4. Resposta da questão 4: [B] Resposta da questão 2: SiO 2(s) + 6 HF (aq) SiF 2 + 2 H 3 O + (aq) 6 (aq) [D] 60 g 120 g 1,4kg (70% de 2,0 kg) x HB + 4 O 2 HB(O 2 ) 4 M HB 4 22,4 L mol 1 x = 2,8 kg 1g 2,24 10 4 L Resposta da questão 5: 1 g 4 22,4 L mol 1 [B] M HB = 2,24 10 4 L NH 2 Cl = 51,5 M HB = 40 10 4 g mol 1 = 4 10 5 g mol 1 NH 3 = 17 M HB = 4 10 5 g mol N 2 H 4 = 32 NH 2 Cl + NH 3 N 2 H 4 + HCl Resposta da questão 3: 51,5 g 17 g 32 g [D] 10,0 g 10,0 g m N2 H 4 Balanceando a equação, vem: 51,5 10,0 > 17 10,0 1H 2 SO 4(aq) + 2 NaOH (aq) 1Na 2 SO 4(s) + 2 H 2 O (l ) NH 2 Cl + NH 3 N 2 H 4 + HCl 51,5 g 17 g 32 g 10,0 g 1 0 2,0 3 g m N2 H 4 Excesso m N2 H 4 = 10,0 g 32 g 6,21 g 51,5 g

Resposta da questão 6: [D] 2NaN 3 2Na + 3N 2 ( 5) 10Na + 2KNO 3 K 2 O + 5Na 2 O + N 2 WO 3(s) + 3 H 2(g) W (s) + 3 H 2 O (l ) 10NaN 3 10Na + 15N 2 ( 5) 231,8 g 183,8 g 10Na + 2KNO 3 K 2 O + 5Na 2 O + N 2 50 kg x x = 39,64 kg 10NaN 3 + 2KNO 3 K 2 O + 5Na 2 O + 16N 2 39,64 kg 100% 31,70 kg y 10NaN 3 16N 2 y 80% 10 65g 16 25L 135g x Resposta da questão 7: x = 83,07L [C] Por quilômetro (km) rodado: CO 2 = 44 g / mol C 3 H 4 O 3 = 88 g / mol Resposta da questão 10: [D] C 12 H 22 O 11 + H 2 O 2C 6 H 12 O 6 CO 2 + C 2 H 4 O C 3 H 4 O 3 2C 6 H 12 O 6 4C 2 H 5 OH + 4CO 2 44 g 0,22 kg m C3 H 4 O 3 = 0,44 kg 88 g m C3 H 4 O 3 C 12 H 22 O 11 + H 2 O Glo ba l 4C 2 H 5 OH + 4CO 2 342 g 4 46 g 68,4 kg m C2 H 5 OH m C2 H 5 OH = 36,8 kg Para 100 km : 0,44 kg 100 = 44 kg GABARITO NÍVEL ENEM: Resposta da questão 8: [B] Ca 3 (PO 4 ) 2 = 310 H 3 PO 4 = 98 H 2 SO 4 = 98 Resposta da questão 1: [D] M Ácido salicílico = 138 g = 138 10 3 kg 500 mg = 500 10 3 g Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 Ácido salicílico + Anidrido acético AAS + Ác. Acético 310 g m Ca3 (PO 4 ) 2 3 98 g m H2 SO 4 2 98 g 980 g 138 10 3 kg m (kg) 180 g 0,50 500 10 3 g m Ca3 (PO 4 ) 2 = 1.550 g m H2 SO 4 = 1.470 g m (kg) = 138 10 3 kg 500 10 3 g 180 g 0,50 m Ca3 (PO 4 ) 2 + m H2 SO 4 = 3.020 g Para 900.000 (9 10 5 ) comprimidos : Resposta da questão 9: [D] m Ácido salicílico = 9 10 5 m Ácido salicílico = 6.900 10 5 10 6 kg m Ácido salicílico = 690 kg 138 10 3 kg 500 10 3 g 180 g 0,50

Resposta da questão 2: [D] CH 3 OH = 32; CH 3 Br = 95; NaOH = 40. 2CaCO 3(s) + 2SO 2(g) + O 2(g) Glo ba l 2 CaSO 4(s) 2 mol 2 136 g 0,90 1 mol m CaSO4 (s) m CaSO4 (s) = 122,4 g CH 3 Br + NaOH CH 3 OH + NaBr 95 g 40 g 32 g Resposta da questão 5: 142,5 g 80 g 32 g [B] 95 80 = 7.600 A partir da equação da combustão completa do 142,5 40 = 5.700 butano, vem: 7.600 > 5.700 C 4 H 10 (g) + 6,5O 2 (g) 4CO 2 (g) + 5H 2 O(l ) CH 3 Br + NaOH CH 3 OH + NaBr 58 g 4 44 g 95 g 40 g 32 g m C H 1 kg 4 10 142,5 g 8 { g m CH3 OH m C4 H 10 = 0,3295 = 0,33 kg Resposta da questão 6: m CH3 OH = 48 g [D] 48 g 100% de rendimento Temos 20 ml de uma solução 0,1 mol/l de 32 g r peróxido de hidrogênio, ou seja: r = 66,666% 67% 1 L = 1000 ml Resposta da questão 3: [C] Teremos: 0,1 mol(h 2 O 2 ) n mol(h 2 O 2 ) n H2 O 2 = 0,002 mol 1000 ml 20 ml 2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 5 H 2O 2 (aq) + 2 KMnO 4 (aq) + 3 H 2SO 4 (aq) 5 O 2 (g) + 2 MnSO 4 (aq) + K 2SO 4 (aq) + 8 H 2O (l ) 5 mol 2 mol 2ZnO + 2CO 2Zn + 2CO 2 0,002 mol n' mol 2ZnS + 3O 2 + 2CO Glo ba l 2SO 2 + 2Zn + 2CO 2 n' = 0,0008 mol = 8,0 10 4 mol 2 97 g 2 65 g 0,80 Resposta da questão 7: 0,75 100 kg m Zn [C] m Zn = 40,206 kg 40 kg 6 kg (pasta) 100 % Resposta da questão 4: m (PbSO 4) 60% [C] m (PbSO 4) = 3,6 kg Teremos: 2CaCO 3(s) + 2SO 2(g) 2CaSO 3(s) + 2CO 2(g) (1) 2 CaSO 3(s) + O 2(g) 2 CaSO 4(s) (2) 2CaCO 3(s) + 2SO 2(g) + O 2(g) Glo ba l 2 CaSO 4(s) Obtenção de PbCO 3: PbSO 4 + Na 2CO 3 PbCO 3 + Na 2SO 4 303 g ------------------ 267 g 3,6 kg ------------------- m(pbco 3) m(pbco 3) = 3,17 kg Para um rendimento de 91 %, vem: 3,17 kg 100 % m(pbco 3) 91 % m(pbco 3) = 2,9 kg