RESUMO EXERCÍCIOS DE REVISÃO. Química Frente I Vitor Terra Lista 5 Estequiometria Pureza e Rendimento

Química Frente I Vitor Terra Lista 5 Estequiometria Pureza e Rendimento RESUMO Pureza de uma amostra é a porcentagem em massa da substância de interesse presente na amostra. Muitas vezes, junto com o reagente encontram-se impurezas que não participam da reação. Quando for o caso, o cálculo estequiométrico deve ser feito usando a massa do reagente, e não a massa total da amostra. m reagente = %Pureza m amostra Por exemplo: o alumínio é encontrado, na forma de Al2O3, no minério bauxita. Se uma amostra de 100 g de bauxita tem 70 % de pureza, então 70 g são de Al2O3 e os 30 g restantes são impurezas: EXERCÍCIOS DE REVISÃO Os exercícios de revisão estão resolvidos no final da lista. 1. (UEL-PR) O ácido acetilsalicílico (AAS), comumente chamado de aspirina, é obtido a partir da reação do ácido salicílico com anidrido acético. Essa reação é esquematizada do seguinte modo: ácido salicílico + anidrido acético C7H6O3 (s) C4H6O3 ácido acetilsalicílico + ácido acético C9H8O4 CH3COOH a) Qual é o reagente limitante da reação, partindo-se de 6,90 g de ácido salicílico e 10,20 g de anidrido acético? Justifique sua resposta apresentando os cálculos. Rendimento de uma reação é a porcentagem do reagente limitante que efetivamente se converte em produtos. Existem diversos motivos para que uma reação não tenha rendimento total um deles é que, às vezes, os produtos reagem entre si para formar novamente os reagentes iniciais, o que impede que a reação seja 100 % completa. Esse assunto será estudado com mais profundidade na frente de físico-química. Podemos fazer a seguinte relação: Quantidade Quantidade de produto teoricamente obtida Quantidade de produto realmente obtida Rendimento 100 % Onde R é o rendimento da reação. Note que, caso o rendimento seja de 100 %, a quantidade de produto realmente obtida é igual à teórica: Por exemplo: suponha que a reação hipotética dada por A B + C ocorra com rendimento de 60 %. Veja o que acontece ao colocar 1 mol de A para reagir: A 60 % B + C Início 1 mol 0 0 Reagiu 0,6 mol + 0,6 mol + 0,6 mol Final 0,4 mol 0,6 mol 0,6 mol Nesse caso, são formados 0,6 mol de B, 0,6 mol de C e sobram 0,4 mol de A. Teoricamente, caso o rendimento fosse de 100 %, teriam sido formados 1 mol de B e 1 mol de C. R b) Foram obtidos 5,00 g de AAS. Calcule o rendimento da reação. 2. (UFRGS) O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto) de acordo com a equação. CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o volume de acetileno obtido, nas CNTP, em litros, é de aproximadamente: Dados: Massas molares C = 12 g/mol; Ca = 40 g/mol; H = 1 g/mol CASD Vestibulares Química Estequiometria 1

EXERCÍCIOS PROPOSTOS Tarefa mínima: 1, 2, 3, 4, 8, 11, 12 Os exercícios propostos possuem dicas no final da lista. Quando necessário, consulte uma tabela periódica para valores de massa atômica. 1. (UFG-GO - Adaptada) A combustão da gasolina e do óleo diesel libera quantidades elevadas de poluentes para a atmosfera. Para minimizar esse problema, tem-se incentivado a utilização de biocombustíveis como o biodiesel e o etanol. O etanol pode ser obtido a partir da fermentação da sacarose, conforme a equação apresentada a seguir. C12H22O11 (s) + H2O (l) 4 C2H6O (l) + 4 CO2 (g) Considerando-se o exposto e o fato de que uma indústria alcooleira utilize 100 mols de sacarose e que o processo tenha rendimento de 85%, conclui-se que a quantidade máxima obtida do álcool será de a) 27,60 kg. b) 23,46 kg. c) 18,40 kg. d) 15,64 kg. e) 9,20 kg. 2. (PUC-RJ) O elemento boro pode ser preparado pela redução do B2O3, segundo a equação abaixo. B2O3 + 3 Mg 2 B + 3 MgO Partindo-se de 262,5 g do óxido de boro em excesso de magnésio, obteve-se 33 g de B, o que significa que o rendimento percentual (%) da reação foi mais próximo de: a) 30 b) 35 c) 40 d) 45 e) 50 3. (UFRGS) A substituição de aço por alumínio permite a fabricação de veículos mais leves, com consequente redução do consumo de combustíveis e aumento da resistência à corrosão. Modelos mais recentes já empregam em torno de 90 kg de alumínio por unidade produzida. O alumínio é geralmente extraído da bauxita, minério que contém Al2O3. Quantos automóveis podem ser produzidos com o alumínio obtido a partir de 2.040 kg de bauxita com 50% de Al2O3? Dados: Al = 27, O = 16 a) 5 b) 6 c) 9 d) 12 e) 54 4. (PUC-RJ) Uma aliança de 10 g contém uma quantidade desconhecida de prata. Para se determinar essa quantidade, a aliança foi tratada com solução aquosa de ácido nítrico, de modo a transformar toda a prata presente em íons Ag + (aq). Em seguida, foi adicionado excesso de cloreto (Cl - ) para precipitar o Ag + (aq) na forma de cloreto de prata, AgCl (s), conforme equação a seguir: Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl( s) Sendo a massa de cloreto de prata igual a 2,87 g, após filtração e secagem, é correto afirmar que a opção que mais se aproxima da percentagem de prata na aliança é: a) 10 %. b) 22 %. c) 48 %. d) 75 %. e) 99 %. 5. (UFJF-MG) O cromo é um metal empregado na produção do aço inox e no revestimento (cromação) de algumas peças metálicas. Esse metal é produzido por meio da reação a seguir: Cr2O3 (s) + 2 Al (s) 2 Cr (s) + Al2O3 (s) Partindo-se de 15,2 gramas de Cr2O3 e admitindo-se que este processo tem um rendimento de 75 %, a massa produzida de cromo é igual a: a) 11,8 g. b) 10,4 g. c) 13,8 g. d) 15,2 g. e) 7,8 g. 6. (Unifesp) A geração de lixo é inerente à nossa existência, mas a destinação do lixo deve ser motivo de preocupação de todos. Uma forma de diminuir a grande produção de lixo é aplicar os três R (Reduzir, Reutilizar e Reciclar). Dentro desta premissa, o Brasil lidera a reciclagem do alumínio, permitindo economia de 95 % no consumo de energia e redução na extração da bauxita, já que para cada kg de alumínio são necessários 5 kg de bauxita. A porcentagem do óxido de alumínio (Al2O3) extraído da bauxita para produção de alumínio é aproximadamente igual a a) 20,0 %. b) 25,0 %. c) 37,8 %. d) 42,7 %. e) 52,9 %. 7. (PUC-RJ) Queimando-se um saco de carvão de 3 kg, numa churrasqueira, com rendimento de 90%, quantos quilogramas de CO2 são formados? a) 2,7 b) 3,0 c) 4,4 d) 9,9 e) 11 CASD Vestibulares Química Estequiometria 2

8. (FGV) Alguns metais sofrem risco de escassez na natureza, e por isso apresentam um alto valor agregado. A recuperação dos metais de resíduos industriais e de laboratórios torna-se importante porque associa dois fatores: o econômico e a redução do impacto ambiental, causado pelo descarte dos metais diretamente na natureza. A figura representa um fluxograma para recuperação dos metais Al, Mg e Cu, de 88,0 kg de resíduo de uma liga metálica utilizada na aviação. Na recuperação dos metais desse resíduo, considera-se que a dissolução alcalina é empregada para dissolver somente o alumínio, não reagindo com os outros dois metais, e a dissolução ácida, para dissolver o magnésio. Sabendo-se que o resíduo da liga contém somente Al, Mg e Cu e que não há perda de massa durante o processo, a porcentagem, em massa, de magnésio nessa liga é igual a: a) 9 %. b) 16 %. c) 25 %. d) 66 %. e) 75 %. 9. (ENEM) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média de massa da pasta residual de uma bateria usada é de 6kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb. Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que os compostos de chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente. Para reduzir o problema das emissões de SO2 (g), a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato presente no PbSO4 é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na2CO3) 1 M 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. PbSO4 + Na2CO3 PbCO3 + Na2SO4 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). Segundo as condições do processo apresentado para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviação por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, em quilogramas, de PbCO3 é obtida? a) 1,7 kg b) 1,9 kg c) 2,9 kg d) 3,3 kg e) 3,6 kg 10. (ENEM) Na investigação forense, utiliza-se luminol, uma substância que reage com o ferro presente na hemoglobina do sangue, produzindo luz que permite visualizar locais contaminados com pequenas quantidades de sangue, mesmo superfícies lavadas. É proposto que, na reação do luminol (I) em meio alcalino, na presença de peróxido de hidrogênio (II) e de um metal de transição (M n+ ), forma-se o composto 3-aminoftalato (III) que sofre uma relaxação dando origem ao produto final da reação (IV), com liberação de energia (hν) e de gás nitrogênio (N2). (Adaptado. Química Nova, 25, nº 6, 2002. pp. 1003-10) Dados: massas molares (g/mol): Luminol = 177 3-aminoftalato = 164 Na análise de uma amostra biológica para análise forense, utilizou-se 54 g de luminol e peróxido de hidrogênio em excesso, obtendo-se um rendimento final de 70 %. Sendo assim, a quantidade do produto final (IV) formada na reação foi de a) 123,9. b) 114,8. c) 86,0. d) 35,0. e) 16,2. 11. (Unesp) Há várias décadas, o ferro apresenta grande demanda em função de sua utilização nas indústrias como, por exemplo, na automobilística. Uma das principais matérias-primas utilizadas para a sua obtenção é um minério cujo teor em Fe2O3 (hematita) é de cerca de 80%. O ferro metálico é obtido pela redução do Fe2O3 em alto-forno. Dadas as massas molares para o oxigênio (16 g/mol), o ferro (56 g/mol) e a hematita (160 g/mol), e considerando-se que a reação de redução apresente um rendimento de 100%, a quantidade, em toneladas, de ferro metálico que será obtida a partir de 5 toneladas desse minério é igual a a) 2,8. b) 3,5. c) 4,0. d) 5,6. e) 8,0. CASD Vestibulares Química Estequiometria 3

12. (PUC-SP) A pirolusita é um minério do qual se obtém o metal manganês (Mn), muito utilizado em diversos tipos de aços resistentes. O principal componente da pirolusita é o dióxido de manganês (MnO2). Para se obter o manganês metálico com elevada pureza, utiliza-se a aluminotermia, processo no qual o óxido reage com o alumínio metálico, segundo a equação: 3 MnO2 (s) + 4 Al (s) 2 Al2O3 (s) + 3 Mn (s) Considerando que determinado lote de pirolusita apresenta teor de 80% de dióxido de manganês (MnO2), a massa mínima de pirolusita necessária para se obter 1,10 t de manganês metálico é: a) 1,09 t b) 1,39 t c) 1,74 t d) 2,18 t e) 2,61 t 13. (ENEM) 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). CaCO3 (s) + SO2 (g) CaSO3 (s) + CO2 (g) (1) 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. 2 CaSO3 (s) + O2 (g) 2 CaSO4 (s) (2) 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 a) 64 b) 108 c) 122 d) 136 e) 245 14. (Unicamp) Em 1990 foram consumidos, em nosso país, cerca de 164 bilhões (164 10 9 ) de cigarros. A massa de um cigarro que é queimada corresponde a aproximadamente 0,85 g. Considerando que 40% da massa do cigarro seja do elemento carbono, quantas toneladas de dióxido de carbono (CO2) os fumantes lançaram na atmosfera em 1990, no Brasil? Massas atômicas relativas: C = 12; O = 16 e 1 tonelada = 10 6 g. 15. (UFF-RJ) O bicarbonato de sódio é convertido a carbonato de sódio após calcinação, de acordo com a reação não balanceada a seguir NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O A calcinação de uma amostra de bicarbonato de sódio de massa 0,49 g, que contém impurezas, produz um resíduo de massa 0,32 g. Se as impurezas da amostra não são voláteis à temperatura de calcinação, pede-se: a) os valores que tornam a equação balanceada; b) por meio de cálculos, o percentual de bicarbonato na amostra original. 16. (FGV) O clorato de potássio, KClO3, é uma substância bastante utilizada nos laboratórios didáticos para obtenção de gás oxigênio, a partir da sua decomposição térmica, gerando ainda como resíduo sólido o cloreto de potássio. Uma amostra de 12,26 g de uma mistura de sais de clorato e cloreto de potássio foi aquecida obtendo-se 9,86 g de resíduo sólido (KCl). Considerando-se que todo o clorato de potássio contido na mostra de mistura de sais foi decomposto, então a porcentagem em massa de KClO3 na amostra era inicialmente igual a: a) 20%. b) 40%. c) 50%. d) 60%. e) 80%. 17. (Unifesp) O gás sulfeto de hidrogênio é uma substância que dá aos ovos podres o nauseabundo odor que exalam. Esse gás é formado na reação de um ácido forte, como o ácido clorídrico, HCl (aq), com sulfeto de sódio, Na2S. Considerando que a reação química se processa até consumir todo o reagente limitante, quando são transferidos para um recipiente 195 g de sulfeto de sódio, 584 g de ácido clorídrico a 25 % em massa e água destilada, a quantidade produzida de sulfeto de hidrogênio, em gramas, é igual a a) 779. b) 683. c) 234. d) 85. e) 68. 18. (Unifesp) O CaCO3 é um dos constituintes do calcário, importante matéria-prima utilizada na fabricação do cimento. Uma amostra de 7,50 g de carbonato de cálcio impuro foi colocada em um cadinho de porcelana de massa 38,40 g e calcinada a 900 C, obtendo-se como resíduo sólido somente o óxido de cálcio. Sabendo-se que a massa do cadinho com o resíduo foi de 41,97 g, a amostra analisada apresenta um teor percentual de CaCO3 igual a: a) 70 %. b) 75 %. c) 80 %. d) 85 %. e) 90 %. CASD Vestibulares Química Estequiometria 4

19. (UFF-RJ) A nitroglicerina - comumente denominada trinitrato de glicerila - é um poderoso explosivo, instável ao calor e ao choque. É produzida em condições controladas por reação entre o glicerol e o ácido nítrico sob catálise de ácido sulfúrico. O processo é representado pela reação a seguir: Em um experimento, 25,0 g de glicerol (C3H8O3) foram tratados com excesso de ácido nítrico, obtendo-se 53,0 g de trinitrato de glicerila (C3H5N3O9). O percentual de rendimento dessa reação é, aproximadamente: a) 6% b) 12% c) 27% d) 56% e) 86% 22. (UFF-RJ) Um produto secundário de um processo industrial consiste em uma mistura de sulfato de sódio (Na2SO4) e hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3). Para determinar a composição da mistura, uma amostra de 8.00 g foi aquecida até que se alcançasse massa constante. A reação durante o aquecimento foi completa. Nessas condições, o hidrogenocarbonato de sódio sofre decomposição de acordo com a reação 2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) e o sulfato de sódio permanece inalterado. A massa da amostra após o aquecimento foi 6,02 g. Informe por meio de cálculos: a) o percentual em massa de CO2 na mistura dos produtos gasosos b) a massa de CO2 existente no item anterior c) a massa de NaHCO3 que sofreu decomposição d) a percentagem de NaHCO3, na amostra 23. (Unifesp) No laboratório de química, um grupo de alunos realizou o experimento esquematizado na figura, que simula a fabricação do bicarbonato de sódio, um produto químico de grande importância industrial. 20. (UFC-CE) O ferro metálico pode ser produzido a partir da reação do Fe2O3 com CO de acordo com a seguinte equação química não balanceada: x Fe2O3 (s) + y CO (g) w Fe (s) + z CO2 (g) Considere a reação completa entre 1,60 g de Fe2O3 e 3,00 g de CO e assinale a alternativa correta. a) O reagente limitante desta reação é o monóxido de carbono. b) A quantidade máxima de ferro metálico produzida será de aproximadamente 1,12 g. c) Após a reação se completar, restará 0,58 g de monóxido de carbono no meio reacional. d) A quantidade máxima de dióxido de carbono produzida será de aproximadamente 4,60 g. e) Se o rendimento for de 80%, serão produzidos aproximadamente 2,50 g de ferro metálico. 21. (UERJ) A combustão completa do gás metano, feita em presença de ar, a temperatura e pressão constantes, pode ser representada pela seguinte equação química não balanceada: CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) Admita que: - 60,0 L deste combustível foram queimados por um veículo; - o oxigênio reagente represente 20% do volume total do ar; - o rendimento do processo seja de 90%. Nestas condições, o volume de ar, em litros, necessário à combustão equivale a: a) 810 b) 540 c) 480 d) 270 O frasco II, imerso em um banho de água e gelo, contém solução aquosa com carbonato de amônio e 23,4 g de cloreto de sódio. O frasco I, gerador de gás carbônico, contém "gelo seco", que quando borbulhado na solução do frasco II causa uma reação, produzindo como único produto sólido o bicarbonato de sódio. Decorrido o tempo necessário de reação, os cristais foram separados e secados, obtendo-se 25,2 g de NaHCO3. Considerando que reagente limitante é NaCl, o rendimento percentual desse processo, corretamente calculado pelo grupo de alunos, foi igual a a) 85%. b) 80%. c) 75%. d) 70%. e) 39%. 24. (UERJ) Uma das técnicas empregadas para separar uma mistura gasosa de CO2 e CH4 consiste em fazê-la passar por uma solução aquosa de Ba(OH)2. Uma amostra dessa mistura gasosa, com volume total de 30 L, sob temperatura de 27 C e pressão de 1 atm, ao reagir com a solução aquosa de Ba(OH)2, produz a precipitação de 98,5 g de BaCO3. A fração gasosa remanescente, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contém apenas CH4. CASD Vestibulares Química Estequiometria 5

O volume, em litros, de CH4 remanescente é igual a: Dado: R = 0,082 atm.l.mol -1.K -1. a) 10 b) 12 c) 15 d) 18 25. (Unifesp) O cálculo renal, ou pedra nos rins, é uma das doenças mais diagnosticadas por urologistas. A composição do cálculo pode ser determinada por análises químicas das pedras coletadas dos pacientes. Considere as análises de duas amostras de cálculo renal de diferentes pacientes. Amostra I Análise elementar por combustão. Resultado: presença de ácido úrico no cálculo renal. Amostra II Decomposição térmica: massa inicial da amostra: 8,00 mg massa do resíduo sólido final: 4,40 mg Resultado: presença de oxalato de cálcio, CaC2O4, no cálculo renal. a) Para cada uma das filtrações, indique o que é retido no filtro e o que constitui o filtrado. b) Escreva a equação da reação química que ocorre quando oxalato de cálcio monoidratado é aquecido na mufla. c) Admitindo que todo o cálcio presente nas conchas esteja sob a forma de CaCO3 e que os outros componentes dessas conchas não interferem nos procedimentos da análise, calcule a porcentagem em massa de carbonato de cálcio na amostra de conchas analisada. Mostre os cálculos 27. (Unirio-RJ) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, têm sido usados como combustíveis de foguetes. Eles reagem de acordo com a equação: 7 H2O2 + N2H4 2 HNO3 + 8 H2O A reação de hidrazina com 75% de pureza com peróxido de hidrogênio suficiente produziu 3,78 kg de ácido nítrico, com rendimento de 80%. (Dados: massas atômicas: H = 1 u; O = 16 u; N = 14 u.) a) Determine a massa, em gramas, de hidrazina impura utilizada. b) Determine a massa, em gramas, de água formada. 28. (FGV) A dolomita, CaMg(CO3)2, é um minério utilizado como fonte de magnésio e para fabricação de materiais refratários. A figura apresenta a curva da decomposição térmica de uma mistura de carbonatos de cálcio e magnésio e é o resultado de medidas de variação da massa da amostra em função do aumento da temperatura. A decomposição desses carbonatos resulta na liberação de CO2 e na formação do respectivo óxido. Cada carbonato decompõe-se totalmente em diferentes temperaturas, sendo que o carbonato de cálcio apresenta maior estabilidade térmica. a) Escreva a equação balanceada da reação de combustão completa do ácido úrico, onde os produtos de reação são água, gás nitrogênio (N2) e gás carbônico (CO2). b) Determine o teor percentual, em massa, de oxalato de cálcio na amostra II do cálculo renal, sabendo-se que os gases liberados na análise são CO e CO2, provenientes exclusivamente da decomposição térmica do CaC2O4. 26. (UFABC) O teor de cálcio em uma amostra de conchas de massa igual a 5,0 g foi determinado da seguinte maneira: trituração das conchas; aquecimento do material triturado com HCl; filtração; precipitação de íons Ca 2+ sob forma de oxalato de cálcio monoidratado, CaC2O4.H2O, utilizando-se oxalato de amônio, (NH4)2C2O4, como reagente; filtração e secagem do oxalato de cálcio monoidratado; calcinação em mufla, produzindo-se 2,0 g de CaO como único resíduo sólido. Dados: massas molares (g/mol): CO2 = 44, MgCO3 = 84 e CaCO3 = 100. Pode-se concluir que a mistura de carbonatos analisada contém a composição em massa de carbonato de cálcio igual a: a) 40%. b) 45%. c) 50%. d) 55%. e) 60%. CASD Vestibulares Química Estequiometria 6

29. (Fuvest) Uma moeda antiga de cobre estava recoberta com uma camada de óxido de cobre (II). Para restaurar seu brilho original, a moeda foi aquecida ao mesmo tempo em que se passou sobre ela gás hidrogênio. Nesse processo, formou-se vapor de água e ocorreu a redução completa do cátion metálico. As massas da moeda, antes e depois do processo descrito, eram, respectivamente, 0,795 g e 0,779 g. Assim sendo, a porcentagem em massa do óxido de cobre (II) presente na moeda, antes do processo de restauração, era Dados: Massas molares (g/mol), H = 1,00; O = 16,0; Cu = 63,5. a) 2% b) 4% c) 8% d) 10% e) 16% RESOLUÇÕES DOS EXERCÍCIOS DE REVISÃO 1. a) Para descobrir qual é o reagente limitante, uma boa ideia é converter as massas fornecidas para mol. Massa molar do ácido salicílico (C7H6O3): 7 12 + 6 1 + 3 16 = 138 g/mol Massa molar do anidrido acético (C4H6O3): 4 12 + 6 1 + 3 16 = 102 g/mol Número de mols em 6,90 g de ácido salicílico: n = 6,90 g = 0,05 mol 138 g/mol Número de mols em 10,20 g de anidrido acético: n = 10,20 g = 0,1 mol 102 g/mol De acordo com a equação fornecida no enunciado, a proporção entre o ácido salicílico e o anidrido acético é de 1:1, ou seja, eles estariam na proporção estequiométrica se suas quantidades fossem iguais. Como a quantidade de ácido salicílico (0,05 mol) é menor do que a de anidrido acético (0,1 mol), o ácido salicílico é o reagente limitante. b) Como o ácido salicílico é o reagente limitante, então todos os 0,05 mol serão consumidos. De acordo com a equação, a proporção entre o ácido salicílico e o ácido acetilsalicílico (AAS) também é de 1:1. Assim, caso o rendimento fosse de 100 %, teriam sido formados 0,05 mol de AAS. Massa molar do AAS (C9H8O4): 9 12 + 8 1 + 4 16 = 180 g/mol Massa de 0,05 mol de AAS: m = 0,05 mol 180 g/mol = 9 g Logo, com rendimento total, deveriam ter sido produzidos 9 g, só que, na realidade foram produzidos apenas 5 g. Assim, na prática, o rendimento da reação foi menor do que 100 %. Podemos achar o seu valor da seguinte forma: Massa de AAS Rendimento 9 g 100 % 5 g R 9 g 5 g = 100 % R R = 500 % 55, 56 % 9 Logo, o rendimento da reação é de 55,56 %. 2. Se a amostra de carbureto tem 36 % de impurezas, quer dizer que os 64 % restantes são de CaC2, o reagente de interesse na amostra. Como a amostra tem 1 kg (1000 g), a massa de CaC2 na amostra é dada por: m = 64 % 1000 g = 64 1000 g = 640 g 100 De acordo com a equação balanceada: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Segue que 1 mol de CaC2 produz 1 mol de C2H2. Só que 1 mol de CaC2 tem massa igual a 40 + 2 12 = 64 g e 1 mol de C2H2 (gás acetileno) ocupa 22,4 L nas CNTP. Assim, 64 g de CaC 2 formam 22,4 L de C 2H 2 nas CNTP. Como queremos saber o volume de C2H2 formado quando reagem 640 g de CaC2: CNTP. Massa de CaC 2 Volume de C 2H 2 nas CNTP 64 g 22,4 L 640 g x 64 g 640 g = 22,4 L x = 224 L de C x 2 H 2 Logo, são produzidos 224 L de acetileno nas DICAS PARA OS EXERCÍCIOS PROPOSTOS 1. Segundo a equação balanceada, 1 mol de sacarose produz 4 mol de etanol. Logo, 100 mol de sacarose produzem 400 mol de etanol, supondo 100 % de rendimento. Como o rendimento é de 85 %, a quantidade real de etanol produzida será 85 % de 400 mol, ou seja: 0,85 400 mol = 340 mol. 2. Segundo a equação balanceada, 1 mol de B2O3 produz 2 mol de B. Usando a massa do boro como 10,8 g/mol, então a massa molar do B2O3 é 2 10,8 + 3 16 = 69,6 g/mol. Logo, 69,6 g de B 2O 3 formariam 21,6 g de B, supondo rendimento de 100 %. Na verdade, serão formados R 21,6 g, onde R é o rendimento da reação. Segundo o enunciado, 262,5 g do B2O3 formaram 33 g de B, então: Massa de B 2O 3 Massa de B 69,6 g R 21,6 g 262, 5 g 33 g CASD Vestibulares Química Estequiometria 7

Assim, resolvendo a regra de três, é possível encontrar o rendimento R da reação. Note que R é um número entre 0 e 1 logo, R = 0,3 e R = 30 % são a mesma coisa, por exemplo. Caso a ideia exposta acima tenha ficado confusa, é possível resolver o exercício em duas partes: primeiro achar a massa de boro que teria sido formada com rendimento 100 %: Massa de B 2O 3 Massa de B 69,6 g 21,6 g 262, 5 g m Em seguida, sabendo que foram formados, na realidade, 33 g, usar outra regra de três para achar o rendimento real da reação: Massa de B Rendimento m 100 % 33 g R 3. Como a pureza é de 50 %, a massa de Al2O3 em 2040 kg de bauxita é 1020 kg. Agora precisamos saber qual a massa de alumínio nesses 1020 kg de Al2O3. Note que a massa molar do Al2O3 é 2 27 + 3 16 = 102 g/mol e que 1 mol de Al2O3 contém 2 mol de Al. Logo, 102 g de Al 2O 3 contêm 54 g de Al. Como queremos saber a massa de Al em 1020 kg de Al2O3: Massa de Al 2O 3 Massa de Al 102 g 54 g 1020 kg x 4. Para descobrir a massa de prata na aliança, é preciso descobrir a massa de prata em 2,87 g de AgCl. Note que 1 mol de AgCl contém 1 mol de Ag. Consultando a tabela periódica, a massa de 1 mol de Ag é 108 g e a massa de 1 mol de AgCl é 108 + 35,5 = 143,5 g. Logo, 143,5 g de AgCl contêm 108 g de Ag. Como queremos saber a massa de Ag em 2,87 g de AgCl: Massa de AgCl Massa de Ag 143,5 g 108 g 2,87 g x 5. As massas molares (em g/mol) são: Cr = 52, Cr2O3 = 152. De acordo com a equação, 1 mol de Cr2O3 produziria 2 mol de Cr, caso o rendimento fosse de 100 %. Como o rendimento é 75 %, são produzidos, na verdade, 75 % de 2 mol, que são 0,75 2 mol = 1,5 mol. Assim, com rendimento de 75 %, 1 mol de Cr 2O 3 produz 1,5 mol de Cr. Use as massas molares para achar a proporção em massa e ache a massa de Cr formada a partir de 15,2 g de Cr2O3 6. Segundo o enunciado, em 5 kg de bauxita, tem 1 kg de alumínio. Assim, encontre a massa de Al2O3 que contém 1 kg de alumínio essa vai ser a massa de Al2O3 em 5 kg de bauxita. Para descobrir a massa de Al2O3 a partir da massa de alumínio, proceda da mesma forma que no exercício 3. 7. Considere que o carvão é formado somente por carbono (C). Assim, a equação balanceada da queima é C + O2 CO2. 8. Essa questão não é bem uma questão de química, ela exige apenas matemática e interpretação do enunciado, só que usando um contexto que envolve química. Segundo o enunciado, na dissolução alcalina é eliminado somente o alumínio. Logo, dos 88 kg iniciais, 22 kg são de magnésio e cobre. Na dissolução ácida, é eliminado somente o magnésio. Como restaram 7,92 kg após a dissolução ácida, concluímos que a massa de magnésio na liga é 22 7,92 = 14,08 kg. 9. Essa questão traz uma enxurrada de informações (típico de ENEM), os dados que interessam são os seguintes: dos 6 kg de pasta residual, 60 % são de PbSO4, e a reação de lixiviação ocorre com rendimento de 91 %. 10. Note que o composto IV e o composto III (3-aminoftalato) têm a mesma estrutura logo, possuem a mesma massa molar (164 g/mol). De acordo com o esquema no enunciado, 1 mol de luminol formaria 1 mol de composto IV, supondo 100 % de rendimento. Não se esqueça de que o rendimento é de 70 %. 11. O enunciado não apresenta nenhuma equação química, mas podemos ver a proporção entre Fe2O3 e Fe a partir das suas fórmulas. Note que 1 mol de Fe2O3 contém 2 mol de Fe. Como a hematita é a única fonte de ferro nessa reação, então 1 mol de Fe 2O 3 produz 2 mol de Fe. Não esqueça que a questão deu a massa de hematita, e 80 % dessa massa é que é Fe2O3. 12. Esse exercício é um pouco diferente dos outros que envolvem pureza. Nesse caso, ele deu a massa de produto (manganês metálico) e quer saber a massa de reagente impuro (pirolusita) necessária. Uma possível forma de resolver é a seguinte: - achar a massa de MnO2 necessária para formar 1,10 t de Mn: - achar a massa de pirolusita que contém essa massa de MnO2, sabendo que 80 % da pirolusita é MnO2. 13. Para encontrar a equação global do processo, multiplicamos a etapa 1 por 2 e então somamos com a etapa 2, de forma que o intermediário CaSO3 não apareça. A equação global fica: 2 CaCO3 (s) + 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 CaSO4 (s) + CO2 (g) Como ele pede a massa de gesso (CaSO4) formada por mol de gás retido (SO2), encontre a massa de CaSO4 formada a partir de 1 mol de SO2. Não esqueça que o rendimento é 90 %. 14. A massa de carbono é 40% de 164 10 9 0,85 g, o que dá 55,76 10 9 g = 55,76 10 3 toneladas. Para achar a massa de CO2 produzida a partir disso, note que 1 mol de C gera 1 mol de CO2, portanto 12 g de C geram 44 g de CO2. CASD Vestibulares Química Estequiometria 8

15. A seta indica que o produto gerado é gasoso. Cuidado: os 0,32 g que restam após o aquecimento não são apenas de Na2CO3, e sim Na2CO3 mais as impurezas sólidas presentes na amostra de bicarbonato. Como descobrir a massa de NaHCO3 presente na amostra de bicarbonato então? Uma ideia é a seguinte: a massa de substâncias gasosas liberadas (CO2 + H2O) vai ser a massa antes do aquecimento menos a massa depois do aquecimento, ou seja: 0,49 0,32 = 0,17 g de gases (CO2 + H2O). Pela equação balanceada (que é a resposta do item a), 2 mol de NaHCO3 geram 1 mol de CO2 e 1 mol de H2O. Usando as massas molares (em g/mol: NaHCO3 = 84, H2O = 18 e CO2 = 44), segue que 168 g de NaHCO 3 geram 62 g de gases (CO 2 + H 2O). Só que queremos saber a massa de NaHCO3 que gera 0,17 g de gases. Agora, basta montar a regra de três. 16. A equação balanceada da decomposição do clorato de potássio é: KClO3 (s) KCl (s) + 3/2 O2 (g) Assim como no exercício anterior, uma boa ideia para calcular a massa de KClO3 presente na amostra é calculando primeiro a massa de O2 liberada. O valor da massa de O2 liberada é a massa inicial (12,26 g) menos a massa dos resíduos sólidos (9,86 g) 17. A fórmula molecular do sulfeto de hidrogênio é H2S, a do sulfeto de sódio é Na2S e a do ácido clorídrico é HCl. Assim, a equação balanceada é: Na2S + 2 HCl H2S + 2 NaCl Como em praticamente todo problema de reagente limitante, é mais fácil trabalhar com mols do que com massa. Note que a massa de HCl é igual a 25 % de 584 g, ou seja, 146 g: Massa molar do sulfeto de sódio (Na2S): 2 23 + 32 = 78 g/mol Massa molar do ácido clorídrico (HCl): 1 + 35,5 = 36,5 g/mol Número de mols em 195 g de sulfeto de sódio: n = 195 g = 2,5 mol 78 g/mol Número de mols em 146 g de ácido clorídrico: n = 146 g 36,5 g/mol = 4 mol Pela equação balanceada, se os reagentes estivessem em proporção estequiométrica, a quantidade de HCl deveria ser o dobro da de Na2S. Como seriam necessários 5 mol de HCl para reagir com o Na2S (e temos apenas 4 mol), segue que o Na2S é o reagente em excesso e o HCl é o reagente limitante. 18. A equação balanceada da calcinação (decomposição) do CaCO3 é: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Ao contrário do exercício 15, aqui é possível considerar que o resíduo sólido após o aquecimento é composto apenas de CaO, pois isso é explicitamente dito no enunciado. Provavelmente o que aconteceu é que as impurezas sólidas foram decompostas com a alta temperatura, restando apenas o CaO. A massa de CaO formada é a massa do cadinho com CaO menos a massa do cadinho: 41,97 38,40 = 3,57 g. 19. De acordo com o a equação balanceada, 1 mol de glicerol (C3H8O3) formaria 1 mol de trinitrato de glicerila (C3H5N3O9), se o rendimento fosse de 100 %. Como a questão pede o rendimento da reação, vamos chamar ele de R. Massa molar do glicerol (C3H8O3): 3 12 + 8 1 + 3 16 = 92 g/mol Massa molar do trinitrato de glicerila (C3H5N3O9): 3 12 + 5 1 + 3 14 + 9 16 = 227 g/mol Assim, 92 g de glicerol formariam 227 g de/ trinitrato de glicerila, se o rendimento fosse de 100 %. Como o rendimento da reação é R, são formados R 227 g de trinitrato de glicerila. Em um experimento, 25 g de glicerol formaram 53 g de trinitrato de glicerila. Assim: Massa de Massa de trinitrato glicerol de glicerila 92 g R 227 g 25 g 53 g 20. A equação balanceada é: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Como a questão envolve reagente limitante, converter as massas para mol pode ajudar. 21. A equação balanceada é: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) Essa é a primeira questão da lista que mistura pureza com rendimento. Como os gases estão todos nas mesmas condições, a proporção em mols é igual à proporção de volume. Assim, 1 volume de CH4 reage com 2 volumes de O2. Como são 60 L de CH4, serão necessários 120 L de O2. Só que ele quer saber o volume de ar. O ar é uma mistura de aproximadamente 20 % de O2 e 80 % de N2 em volume. Assim, 120 L correspondem a 20 % do ar utilizado, logo é necessário um volume de ar de 600 L. Só que o rendimento da reação é de 90 %, ou seja, desses 600 L de ar, apenas 90 % vão efetivamente reagir. 22. Para cada mol de CO2 liberado, também é liberado 1 mol de H2O. Assim, a porcentagem em massa de CO2 liberada na mistura gasosa pode ser calculada considerando 1 mol de CO2 e 1 mol de H2O liberados. Dessa forma, para fins de cálculo dessa porcentagem, a massa de CO2 é 44 g, a massa de H2O é 18 g e a massa total é 62 g. CASD Vestibulares Química Estequiometria 9

A massa da mistura gasosa liberada é dada pela diferença de massas antes e depois do aquecimento. Usando a porcentagem do item a, é possível calcular a massa de CO2 liberada. Para calcular a massa de NaHCO3 na mistura inicial, basta usar que 2 mol de NaHCO3 liberam 1 mol de CO2. 23. Não é necessário escrever a equação da reação que ocorre. Basta saber que 1 mol de NaCl produz 1 mol de NaHCO3. 24. A equação balanceada é: Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O A partir do volume, pressão e temperatura da mistura de CO2 e CH4 é possível calcular o número de mols de gás na mistura, usando PV = nrt. A partir da massa de BaCO3 formada, é possível calcular o número de mols de CO2 na mistura. Com isso, é possível calcular a fração molar do CH4. O volume de CH4 é igual à fração molar do CH4 vezes o volume total. 25. A fórmula molecular do ácido úrico é C5H4N4O3. A equação balanceada da decomposição do oxalato de cálcio é: CaC2O4 (s) CaO (s) + CO (g) + CO2 (g) Assim como no exercício 15, é uma boa ideia calcular a massa de oxalato de cálcio na amostra a partir da massa dos gases liberados: massa inicial menos a massa do resíduo sólido final. 26. A reação do CaCO3 nas conchas com HCl é: CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g) O CaCl2 é solúvel em água e sua solução passa pelo filtro. Na reação com (NH4)2C2O4, são formados CaC2O4 H2O (insolúvel) e NH4Cl (solúvel). Para a decomposição do CaC2O4 H2O, veja o exercício anterior. 27. Essa é outra questão que mistura rendimento com pureza. Use a ideia exposta na dica do exercício 21 para resolver o item a. Para o item b, é só fazer o cálculo estequiométrico normal usando a massa de ácido nítrico (HNO3) formada. 28. Maior estabilidade térmica significa entrar em decomposição a uma temperatura mais alta. Assim, a primeira perda de massa se deve à decomposição do MgCO3 e a segunda se deve à do CaCO3. Para simplificar os cálculos, considere uma amostra de dolomita de 100 g. De acordo com o gráfico, a massa de CO2 liberada devido à decomposição do MgCO3 é 21 % da massa da amostra. A partir disso, calcule a massa de MgCO3 na amostra assim, é possível determinar a massa de CaCO3. 29. O óxido de cobre (II) é o CuO. Ao realizar o processo descrito, o CuO presente na moeda é transformado em Cu, o que provoca um decremento de massa de 0,795 0,779 = 0,016 g. Essa massa se deve ao oxigênio perdido. Como 1 mol de CuO contém 1 mol de O, calcule o número de mols de oxigênio perdido vai ser igual ao número de mols de CuO na moeda antes da restauração. GABARITO Exercícios de revisão: resposta na resolução Exercícios propostos 1. D 2. C 3. B 4. B 5. E 6. C 7. D 8. B 9. C 10. D 11. A 12. D 13. C 14. Aproximadamente 204 mil toneladas 15. a) 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O 16. C 17. E 18. D 19. E 20. B 21. B b) Aproximadamente 94 %. 22. a) Aproximadamente 71 % em massa de CO2 23. C 24. D b) 1,41 g de CO2 c) 5,38 g de NaHCO3 d) 67,3 % de NaHCO3 na amostra. 25. a) C5H4N4O3 + 9/2 O2 2 H2O + 2 N2 + 5 CO2 b) O teor de oxalato de cálcio é 80 % 26. a) Na primeira filtração, os resíduos sólidos da concha ficam retidos e o filtrado é o CaCl2 (aq). Na segunda filtração, o CaC2O4 H2O (s) é retido e o filtrado é o NH4Cl (aq). b) CaC2O4 H2O(s) CaO(s) + CO(g) + CO2(g) + H2O(g) c) 71,37 % de CaCO3 27. a) 1600 g de hidrazina impura 28. E 29. D b) 4320 g de água formada Do mesmo modo que o metal enferruja com a ociosidade e a água parada perde sua pureza, assim a inércia esgota a energia da mente. Leonardo da Vinci CASD Vestibulares Química Estequiometria 10