Cálculos Estequiométricos

Cálculos Estequiométricos LEIS PONDERAIS São todas relacionadas à massa. Lei de Lavoisier: As massas dos reagentes envolvidos em uma reação são sempre iguais às massas dos produtos obtidos. Ex. H 2(g) + ½ O 2(g) à H 2 O (v) (coef) x M: 2 g 16 g 18 g 2 g + 16 g = 18 g Lei de Proust: As proporções das substâncias em uma reação serão sempre obedecidas. Ex.. H 2(g) + ½ O 2(g) à H 2 O (v) (coef) x M: 2 g 16 g 18 g Proporção: 4 g 32 g 36 g Exercício Resolvido: Certa quantidade de cobre reagiu completamente com 2,52 g de HNO 3, conforme a reação: 3Cu + 8HNO 3 à 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Calcule: a) o número de átomos de cobre que reagiu; b) a massa de Cu(NO 3 ) 2 formado; c) a quantidade (mol) de H 2 O formado; d) o volume de NO formado nas CNTP. Dados: Cu = 63; N = 14; O = 16; H = 1 Resolução: Massa molar HNO 3 = 1 + 14 + 3x16 = 63g/mol Massa molar Cu(NO 3 ) 2 = 63+(14+3x16)x2 = 187g/mol Volume molar = 22,4l/mol 3Cu + 8HNO 3 à 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O 3x6.10 23 -- 8x63g ---- 3x187g -----2x22,4 l ---4 mols a (átomos) --2,52 g--- b (m) --- d (vol) ----c(mol) a = 9.10 21 átomos b = 2.805 g c = 0,02 mol d = 0,224 litros Reação com excesso de reagente Em uma reação balanceada corretamente, o somatório das massas molares dos reagentes igualase ao somatório das massas molares do produto (Lei de Lavoisier). Porém, quando se coloca para reagir uma quantidade acima da necessária da proporção correta, existirá sobra (parte não reage), que chamamos de excesso. O reagente que reage totalmente, sem sobra, é chamado de reagente limitante da reação (pois, ele é que vai determinar estequiometricamente a proporção dos componentes da reação). Exercício Resolvido: 28 g de ferro são colocados para reagir com 36 g de enxofre, segundo a reação: Fe + S Fe 3 S 3. Dados: M(Fe) = 56; M(S) = 32; M(Fe 2 S 3 ) = 208 Responda: a) Qual a massa de Fe 2 S 3 formada. b) Calcule a massa do reagente em excesso. c) Qual o reagente limitante dessa reação? Resolução: Primeiramente verifica-se se a reação está balanceada, caso contrário, faz-se o balanceamento: 2Fe + 3S Fe 2 S 3 Coloca-se os valores dados e o que foi pedido no problema, na 2ª linha abaixo das respectivas substâncias e, na 1ª linha, coloca-se os valores estequiométricos da reação: 2Fe + 3S Fe 2 S 3 2x56 -- 3x32 ---- 160 28g -- 36g ---- x Calcula-se o valor necessário para que 30g de Fe reaja totalmente: 112 ------ 64 28 ------ x à x = 16 g Logo, como preciso de 16 g de S para reagir com 28 g de Fe, tem-se excesso de S (dos 36 g que foi colocado para reagir, 16g reagiu, logo, houve uma sobra de: 36 g 16 g = 20 g de enxofre) Com isso, podemos dizer que o reagente limitante é o ferro, pois todo ele reage e limita a reação nesse valor estequiométrico. Com isso, calculamos o valor do Fe 2 S 3 a partir do Fe utilizado: 2Fe + 3S Fe 2 S 3 2x56 g ------- 160g 28g --------- x à x = 40 g de Fe 2 S 3 Reação com grau de pureza Em uma reação onde um dos reagentes tem um determinado grau de pureza, calcula-se esse grau de pureza e faz-se os cálculos estequiométricos. A parte pura é a que reage. Exemplo: Calcule a massa de calcáreo, com grau de pureza igual a 80% de carbonato de cálcio que deve ser usada para obter 140 g de óxido de cálcio, CaO, segundo a reação: CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g). Dados: Massas molares: Ca = 40; C = 12; O = 16. Resolução: CaCO 3 CaO + CO 2 100 g --- 56 g x --- 140 g à x = 250 g Como somente a parte pura que reage e, o calcáreo tem 80% de pureza, a massa calculada (250g) corresponde a 80% do calcáreo, então calculamos a quantidade de calcáreo que foi usada (os 100% da massa colocada) - 1 - Profª Fátima Serrado

250 g --- 80% x Reação com rendimento --- 100% à x = 312,5 g de calcáreo Toda reação, teoricamente, ocorre com 100% de eficiência (rendimento), então, caso tenha um rendimento definido, calcula-se, dos valores formados nos produtos, o correspondente ao rendimento. Exemplo: Reagindo 320 g de Fe 2 O 3, segundo a reação 2Fe 2 O 3 + 3C 4Fe + 3CO 2, qual a massa de ferro obtida, sabendo-se que o rendimento é de 90%. Dados: M(Fe 2 O 3 ) = 160g/mol; M(Fe) = 56 g/mol. Resolução: Calcula-se a massa de Fe obtida: 2Fe 2 O 3 + 3C 4Fe + 3CO 2 2x160 g ------ 4x56 g 320 g ------ x x = 224 g (essa massa é obtida para um rendimento de 100%), porém, como o rendimento é 90%, então, a massa obtida será 90% de 224g = 201,6 g. Questões da EsPCEx 1. [EsPCEx-2014] O fosgênio é um gás extremamente venenoso, tendo sido usado em combates durante a Primeira Guerra Mundial como agente químico de guerra. É assim chamado porque foi primeiro preparado pela ação da luz do sol em uma mistura dos gases monóxido de carbono (CO) e cloro (Cl 2 ), conforme a equação balanceada da reação descrita a seguir: CO (g) + Cl 2(g) à COCl 2(g) Em um reator foram dispostos 560 g de monóxido de carbono e 355 g de cloro. Admitindo-se a reação entre o monóxido de carbono e o cloro com rendimento de 100 % da reação e as limitações de reagentes, a massa de fosgênio produzida é Dados: massas atômicas: C = 12 u ; Cl = 35,5 u; O = 16 u [A] 228 g [B] 495 g [C] 654 g [D] 832 g [E] 928 g Resp.: opção [B] Quando fornecido as quantidades dos reagentes, geralmente se trata de questão de estequiometria com excesso. Para isso devemos verificar qual dos reagentes está em excesso. Sabendo-se o reagente limitante (o que não está em excesso), o que limita a reação, calcula-se a quantidade do produto. Massa Molar CO = 12 + 16 = 28 g/mol; Cl 2 = 35x2 = 71 g/mol; COCl 2 = 12 + 16 + 71 = 99 g/mol. CO (g) + Cl 2(g) à COCl 2(g) 28 g --- 71 g 560 g --- x onde x = 1.420 g (como é maior que a quantidade utilizada, que é de 355 g, significa que a quantidade de CO está em excesso, logo, o reagente limitante é o Cl 2. CO (g) + Cl 2(g) à COCl 2(g) 71 g ---- 99 g 355 g --- x onde x = 495 g 2. [EsPCEx-2013] Considerando a equação não balanceada da reação de combustão do gás butano descrita por C 4 H 10(g) +O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g), a 1 atm de 25 o C (condições padrão) e o comportamento desses como gases ideais, o volume de gás carbônico produzido pela combustão completa do conteúdo de uma botijão de gás contendo 174,0 g de butano é: Dados: Massas atômicas: C = 12u; O = 16u e H = 1u; Volume molar nas condições padrão = 24,5 L.mol -1 [A] 1000,4 L [B] 198,3 L [C] 345,6 L [D] 294,0 L [E] 701,1 L Resp: opção [D] C 4 H 10 + 13/2 O 2 4 CO 2 + 5 H 2 O 58 g ------------------ 98 L 174 g----------------- x L x = 294 L 3. [EsPCEx-2013] Considerando que para a inutilização de uma peça de morteiro seja necessária a produção de 336 g de ferro metálico na alma da peça e admitindo-se o alumínio como reagente limitante e o rendimento da reação de 100% em relação ao alumínio, a proporção em porcentagem de massa de alumínio metálico que deve compor 900 g da mistura de termita supracitada (alumínio metálico e óxido de ferro III) numa granada incendiária, visando à inutilização desta peça de morteiro, é de [A] 3 % [B] 18 % [C] 32 % [D] 43 % [E] 56 % Resp.: opção [B] 2 Al 2 Fe x g --- 336 g 54 g --- 112 g x = 162 g de Al 900 g --- 100 % 162 g --- x x = 18 % - 2 - Profª Fátima Serrado

4. [EsPCEx-2012] O etino, também conhecido como acetileno, é um Alcino muito importante na Química. Esse composto possui várias aplicações, dentre elas o uso como gás de maçarico oxiacetilenico, cuja chama azul atinge temperaturas em torno de 3000 C. A produção industrial do gás etino está representada, abaixo, em três etapas, conforme as equações balanceadas: ETAPA I: CaCO ( ) CaO 3s ( s) + CO2g ( ) ETAPA II: CaO( ) + 3C ( ) CaC s graf 2( s) + CO( g) ETAPA III: CaC 2s ( ) + 2H 2 O( l ) Ca( OH) 2aq ( ) + C 2 H 2g ( ) Elemento Químico H-Hidrogênio C-Carbono O-Oxigênio Ca-Cálcio Massa Atômica 1 u 12 u 16 u 40 u Considerando as etapas citadas admitindo que o rendimento de cada etapa da obtenção do gás etino por esse método é de 100%, então a massa de carbonato de cálcio (CaCO 3(s) ) necessária para produzir 5,2 g do gás etino (C 2 H 2(g) ) é: [A] 20,0 g. [B] 18,5 g. [C] 16,0 g. [D] 26,0 g. [E] 28,0 g. Resp.: opção [A] Sendo o rendimento de cada etapa 100%, podemos somá-las e obter a reação global. ETAPA I: CaCO ( ) CaO 3s ( s) + CO2g ( ) ETAPA II: CaO( ) + 3C ( ) CaC s graf 2( s) + CO( g) ETAPA III: CaC ( ) + 2H2O ( ) Ca 2s l ( OH) 2aq ( ) + C2H2g ( ) Reação Global: CaCO 3(s) + C (Graf) + 2 H 2 O (l) à Ca(OH) 2(aq) + C 2 H 2(g) + CO (g) + CO 2(g) Massas molares: CaCO 3 = 40 + 12 + 3x16 = 100 g/mol; C 2 H 2 = 2x12 + 2x1 = 26 g/mol Relação estequiométrica: 1 mol de CaCO 3 ----- 1 mol C 2 H 2 100 g ------- 26 g x ------- 5,2 g x = 20,0 g de CaCO 3 5. [EsPCEx-2011] Dada a equação balanceada de detonação do explosivo nitroglicerina de fórmula C 3 H 5 (NO 3 ) 3(l) : 4 C 3 H 5 (NO 3 ) 3(l) à 6 N 2(g) + 12 CO (g) + 10 H 2 O (g) + 7 O 2(g) Considerando os gases acima como ideais, a temperatura de 300 Kelvin (K) e a pressão de 1 atm, o volume gasoso total que será produzido na detonação completa de 454 g de C 3 H 5 (NO 3 ) 3(l) é: Dados: [B] 245,0 L [C] 430,5 L [D] 825,3 L [E] 350,0 L 4 C 3 H 5 (NO 3 ) 3(l) à 6 N 2(g) + 12 CO (g) + 10 H 2 O (g) + 7 O 2(g) 4x227 g ------ 6 + 12 + 10 + 7 = 35 mols de gases 454 g ------ x à x = 17,5 mols Utilizando a equação de Clapeyron: PV = nrt, temos: 1 x V = 17,5 x 0,082 x 300 à V = 430,5 L 6. [EsPCEx-2011] Um laboratorista pesou separadamente uma amostra I, de hidróxido de sódio (NaOH), e uma amostra II, de óxido de cálcio (CaO), e, como não dispunha de etiquetas, anotou somente a soma das massas das amostras (I + II) igual a 11,2 g. Cada uma das amostras I e II foi tratada separadamente com ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) produzindo, respectivamente, sulfato de sódio (Na 2 SO 4 ) mais água (H 2 O) e sulfato de cálcio (CaSO 4 ) mais água (H 2 O). Considere o rendimento das reações em questão igual a 100%. Sendo a soma das massas dos sais produzidos (Na 2 SO 4 + CaSO 4 ) igual a 25,37 g, então a massa da amostra I de hidróxido de sódio (NaOH) e a massa de amostra II de óxido de cálcio (CaO) são, respectivamente: Dados: [A] 6,8 g e 4,4 g. [B] 10,0 g e 1,2 g. [C] 4,5 g e 6,7 g. [D] 2,8 g e 8,4 g. [E] 5,5 g e 5,7 g. Resp.: opção [D] Questão bem elaborada e exigindo raciocínio e cálculos precisos. Envolve duas reações de neutralização e cálculos estequiométricos decorrentes. a) 2 NaOH + H 2 SO 4 à 1 Na 2 SO 4 + H 2 O b) 1 CaO + H 2 SO 4 à 1 CaSO 4 + H 2 O a) 2 NaOH ---- 1 Na 2 SO 4 80 g -----------142 g x ----------- x/2 x = 2,8 g e y = 8,4 g Constante universal dos gases: R=8,2 10-2 -1 atm L K -1 mol [A] 639,6 L b) 1 CaO ------- 1 CaSO 4 56 g ---------- 136 g y - 3 - Profª Fátima Serrado

Sabendo que: x + y = 11,20 g 142 x/2 + 136 z = 25,37 à x = 0,07 mol; y = 0,15 mol x = 2,8 g e y = 8,4 g 1 CaO ------- 1 CaSO 4 56 g ------- 136 g y ------- y 7. [EsPCEx-2011] Um antiácido estomacal contém bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ) que neutraliza o excesso de ácido clorídrico (HCl), no suco gástrico, aliviando os sintomas da azia, segundo a equação: Sobre essas substâncias, são feitas as seguintes afirmações: HCl (aq) + NaHCO 3(aq) à NaCl (aq) + H 2 O (l) + CO 2(g) I. A fórmula estrutural do bicarbonato de sódio e do ácido clorídrico são respectivamente: II. Na reação entre o bicarbonato de sódio e o ácido clorídrico, ocorre uma reação de oxidorredução. III. O antiácido contém 4,200 g de bicarbonato de sódio para neutralização total de 1,825 g do ácido clorídrico presente no suco gástrico. Das afirmações feitas, está(ão) correta(s) [A] apenas I e II. [B] apenas II e III. [C] apenas I e III. [D] apenas III. [E] apenas II. Resp.: opção [D] I. Falsa. A fórmula estrutural do bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ) está correta, porém a do ácido clorídrico (HCl) está errada, pois a ligação entre os átomos é covalente simples. II. Falsa. O Nox dos elementos não varia entre suas substâncias reagentes e produtos. III. Verdadeira. Efetuando-se os cálculos devidos, veremos sua validade: NaHCO 3 HCl 84 g ------- 36,5 g y ------- 1,825 g y = 4,200 g 8. [EsPCEx-2011] A nitroglicerina é um líquido oleoso de cor amarelo-pálida, muito sensível ao choque ou calor. É empregada em diversos tipos de explosivos. Sua reação de decomposição inicia-se facilmente e gera rapidamente grandes quantidades de gases, expressiva força de expansão e intensa liberação de calor, conforme a equação da reação: 4 C 3 H 5 N 3 O 9(l) à 6 N 2(g) + 12 CO 2(g) + 10 H 2 O (g) + O 2(g) Admitindo-se os produtos gasosos da reação como gases ideais, cujos volumes molares são iguais a 24,5 L, e tomando por base a equação da reação de decomposição da nitroglicerina, o volume total aproximado, em litros, de gases produzidos na reação de decomposição completa de 454 g de nitroglicerina será de Dados: massa molar da nitroglicerina = 227 g/mol; volume molar = 24,5 L/mol (25 ºC e 1 atm) [A] 355,3 L [B] 304,6 L [C] 271,1 L [D] 123,5 L [E] 89,2 L Resp.: opção [A] 4 mols C 3 H 5 N 3 O 9 à 6 mols N 2 + 12 mols CO 2 + 10 mols H 2 O + 1 mol O 2 = 6 + 12 + 10 + 1 = 29 mols de volume gasoso 4 x 227 g C 3 H 5 N 3 O 9 ------- 29 mols x 24,5 L 454 g -------- x x = 355,25 L 9. EsPCEx-1993: Com base na equação podemos afirmar que 200g de carbonato de cálcio produzirá a seguinte massa de cloreto de cálcio e volume de CO 2 nas CNTP, respectivamente, supondo-se que a reação tenha 100% de rendimento CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 Dados: CNTP = Condições Normais de Temperatura e Pressão; Ca = 40u; C = 12u; O = 16; Cl = 35,5u; V M = 22,4L/mol. [A] 111 g e 22,4 L [B] 222 g e 22,4 L [C] 111 g e 44,8 L [D] 222 g e 44,8 L Resp: [D] M(CaCO 3 ) = 40 + 12 + 3x16 = 100 u; M(CaCl 2 ) = 40 + 2x35,5 = 111 CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 100 g -------- 111 g ------ 22,4 L 200 g ---------- x ------- y x = 222g de CaCl 2 e y = 22,8 L de CO 2 10. EsPCEx-1993: A massa de carbono (grafite) necessária para produzir 220 g de dióxido de carbono é: Dados: Massa Atômica C = 12. [A] 12g - 4 - Profª Fátima Serrado

[B] 24g [C] 36g [D] 60g Resp: [D] A reação que ocorre é a seguinte: C + O 2 CO 2 12 g ---------- 44 g x ---------- 220 g à x = 60g 11. EsPCEx-1993: Um composto orgânico de massa molecular igual a 46 u possui 0,2 mol de átomos de carbono combinado com 0,6 g de hidrogênio e 6x10 22 átomos de oxigênio. Sua fórmula molecular é [A] CH 2 O 2 [B] C 2 H 2 O 2 [C] C 2 H 6 O [D] C 2 H 3 O Transformando nº massa em nº de mol do hidrogênio: 1 mol H ---- 1 g x ----- 0,6 g x = 0,6 mol de H Transformando nº de átomos de oxigênio em nº de mol: 1mol O ---- 6.10 23 átomos x ---- 6.10 22 átomos x= 0,1 mol de O C 0,2 H 0,6 O 0,1 --- (x10) --------- C 2 H 6 O 1 Massa molecular é a soma das massas atômicas do composto: (C 2 H 6 O 1 ) n = 46 ----- (12x2 + 1x6 + 16x1) n = 46 n = 1 (então a fórmula é C 2 H 6 O) 12. EsPCEx-1994: Na fórmula do Sulfato cúprico penta-hidratado (CuSO 4.5H 2 O) as porcentagens aproximadas em massa de cobre e água são, respectivamente: Dados: Cu = 63,5; S = 32; O =16; H = 1 [A] 14,2% e 7,9% [B] 14,2% e 36,1% [C] 7,9% e 25,5% [D] 25,5% e 36,1% [E] 25,5% e 7,9% Resp: D Massa molar = (63,5 + 32 + 4x16) + 5(1x2 + 16) + 5(1x2 + 16) = 249,5 ------ 100% (Cobre) 63,5 ------ x = 25,5% (água ) 90 ------ y = 36,1% 13. EsPCEx-1994: Na reação de síntese da amônia (N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) ), feitas nas CNTP, o volume de nitrogênio necessário para se obter 3,4 kg de NH 3 será Dados: Massas molares: N = 14; H = 1. Volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol [A] 0,224 litros [B] 2,24 litros [C] 22,4 litros [D] 224 litros [E] 2240 litros Resp: [E] N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) 22,4L --------------- 2x17 g v --------------- 3400 g à v = 2240 L 14. EsPCEx 1995: A quantidade de ar, nas CNTP, necessárias para queimar 100 g de metano, considerando que praticamente 1/5 do volume atmosférico consiste de oxigênio, é: [A] 280 L [B] 2800 L [C] 1400 L [D] 140 L [E] 400L Reação de combustão do metano balanceada: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Massa molar do CH 4 = 16u 16g --- 2.22,4L 100g -- x = 280 L de O 2 (que corresponde a 1/5 do ar): 280 L ----- 1/5 y ----- 5/5 à y = 1400L de ar 15. EsPCEx 2005: Um automóvel faz cerca de 10 km com um litro de etano (C 2 H 5 OH). Durante uma viagem de 400 km e admitindo a queima completa do combustível, o volume de gás carbônico (CO 2 ) emitido pelo carro em metros cúbicos (m 3 ) é: Dados: densidade do etanol: 0,8 kg/l Massa molar do etanol: 46 g/mol; Volume molar de CO 2 = 25 L/mol. [A] 34,8. [B] 42,0. [C] 36,8. [D] 38,0. [E] 42,5. Resp: [A] Cálculo do volume de etanol consumido numa viagem de 100 km: 10 km ----- 1 L 400 km ----- x = 40 litros Cálculo da massa de etanol usando sua densidade: 0,8 kg ---- 1 L x --- 40 L x = 32kg = 32000 g Reação da queima do etanol: C 2 H 5 OH + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O 46 g ----------- 2x25L 32000 g --------- x = 34782,6 L Transformando L em m 3 : 1m 3 = 1000 dm 3 = 1000 L, então 34782 L = 34872 dm 3 = 34,8 m 3 16. EsPCEx 2008: O carbonato de sódio (Na 2 CO 3 ) empregado na fabricação de vidro é preparado a - 5 - Profª Fátima Serrado

partir do carbonato de cálcio (CaCO 3 ) e cloreto de sódio (NaCl), segundo a equação balanceada: CaCO 3 + 2 NaCl à Na 2 CO 3 + CaCl 2 Partindo-se de 1250 g de carbonato de cálcio (com grau de pureza de 80%) e 650 g de cloreto de sódio (com grau de pureza de 90%), a massa de carbonato de sódio (Na 2 CO 3 ) obtida dessa reação, admitindo-se um rendimento da reação de 80%, será de: Dados: Massas atômicas: C = 12 u; O = 16 u; Na = 23 u; Cl = 35,5 u; Ca = 40 u [A] 585 g. [B] 1000 g. [C] 424 g. [D] 650 g. [E] 480 g. Cálculo da massa do carbonato que reage (a parte pura): 80% de 1250 g = 1000 g Cálculo da massa de cloreto que reage (a parte pura): 90% de 650 g = 585 g CaCO 3 + 2 NaCl Na 2 CO 3 + CaCl 2 100g ---- 2x58,5 g ---- 106 g 1000 g --- x = 1170 g (está em falta, logo, o CaCO 3 está em excesso) Cálculo da massa do Na 2 CO 3 formado, utilizando 585 g de NaCl, para um rendimento de 100%: 2x58,5 g NaCl ---- 106 g Na 2 CO 3 585 g ------------ x = 530 g Cálculo da massa encontrada para 80% de rendimento: 530 g x 80% = 424 g 17. EsPCEx 2009: Uma quantidade de 5828 g de mistura de óxido de sódio (Na 2 O) e óxido de potássio (K 2 O) foi tratada com uma solução de ácido clorídrico que continha 300 mols de HCl. Admitindo-se que toda a mistura de óxidos reagiu com parte do HCl, e que o excesso de HCl necessitou de 144 mols de hidróxido de sódio (NaOH) para ser totalmente neutralizado, então a composição percentual, em massa de Na 2 O e de K 2 O era, respectivamente, Dados: Massas Atômicas: Na = 23u; K = 39u; O = 26u. [A] 28% e 72% [B] 42% e 58% [C] 50% e 50% [D] 58% e 42% [E] 80% e 20% As reações que ocorrem são: Na 2 O + 2HCl 2NaCl + H 2 O K 2 O + 2HCl 2KCl + H 2 O Massas molares: Na 2 O = 62g/mol e K 2 O = 94 g/mol e Nº mol de HCl colocados: 300 mol Nº mol em excesso reagem com 144 mol de NaOH: como é necessário 1 mol de NaOH para neutralizar 1 mol de HCl, a quantidade de matéria (mol) do HCl em excesso é 144, então, a quantidade que reage é: 300 144 = 156 mol. Sendo m 1 a massa de Na 2 O que reage e m 2 a de K 2 O que reage, temos: m 1 + m 2 = 5828g Calculando o nº mol dos óxidos, considerando n 1 = nº mol HCl que reage com Na 2 O e n 2 = nº mol de HCl que reage com K 2 O, temos: n 1 + n 2 = 156 mol. Considerando que: 1 mol de Na 2 O reagem com 2 mols de HCl, então, 62 g ----- 2 mol m 1 ------ n 1 à m 1 = 31 n 1 1 mol de K 2 O reagem com 2 mols de HCl, então, 94 g ----- 2 mol m 2 ------ n 2 à m 2 = 47 n 2 Como : m 1 + m 2 = 5828g e substituindo os valores acima, temos: 31 n 1 + 47 n 2 = 5828 n 1 + n 2 = 156 Resolvendo o sistema encontramos: n 2 = 62 (substituindo em: m 2 = 47 n 2, temos: m 2 = 47.62 = 2914g (ou seja, 50% da massa total dos óxido, 5828g) 18. EsPCEx 2009: Uma amostra de 1,72 g de sulfato de cálcio hidratado (CaSO 4.nH 2 O), onde n representa o número de molécula(s) de água (H 2 O), é aquecida até a eliminação total da água de hidratação, restando uma massa de 1,36 g de sulfato de cálcio anidro. Dados: massas atômicas: Ca = 40; S= 32;O = 16;H = 1 A fórmula molecular do sal hidratado é: [A] CaSO 4.1H 2 O [B] CaSO 4.2H 2 O [C] CaSO 4.3H 2 O [D] CaSO 4.4H 2 O [E] CaSO 4.5H 2 O Resp: [B] 1,72 g ----- 100% (massa total do sal hidratado) 1,36 g --- x (massa do sal anidro) x = 79% Então 100 79 = 21% (quantidade de água retirada) Massa molar: CaSO 4 = 136 g/mol H 2 O = 18 g/mol Então 136 + 18n ---- 100% 18n --- 21% à 18n.100 = (136 + 18n).21 à n = 2 Gases O movimento das partículas de um gás é contínuo e ininterrupto e exerce pressão uniforme nas paredes do recipiente. A pressão exercida por um gás dentro de um recipiente resulta dos choques das partículas contra as paredes, que ocorrem de forma perfeitamente elástica, sem que haja variação da energia mecânica total. Chamamos de gás ideal ou gás perfeito qualquer gás que apresente essas características, o - 6 - Profª Fátima Serrado

que normalmente não ocorre com a maioria dos gases com os quais trabalhamos, devido ao fato de ocorrerem interações entre suas moléculas. Esses gases são denominados gases reais, que, a altas temperaturas e a baixas pressões, se assemelham, no seu comportamento, aos gases perfeitos. Quando estudamos um gás, devemos medir e estabelecer relações entre as seguintes grandezas: pressão (P); volume (V); temperatura (T) e quantidade de substância, que é indicada pelo número de mol (n). Pressão: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr 1 atm = 101.325 Pa (pascal) ( 10 5 Pa) = 1,0 bar Volume: 1 ml = 1 cm 3 1 L = 1 dm 3 Temperatura: T(K) = t( C) + 273 Transformações Gasosas Lei de Boyle e Mariotte Isotérmica (T = constante) Equação Geral do Gases Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) P Normal = 1 atm = 760 mm Hg 100 kpa T Normal = 0 C = 273 K Volume Molar Volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura V M = 24,5 L/mol (a 25 C e 1 atm) V M = 22,71 L/mol ( a 0 C e 1 bar = 10 5 Pa) Lei de Avogadro Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade de substância em mol ou moléculas. Equação de Clapeyron Quanto mais a isoterma se afasta da origem, maior é a temperatura do gás, assim: T 1 < T 2 < T 3. Com base nas leis experimentais de Avogadro, Boyle, Charles e Gay-Lussac, Clapeyron sintetizou-as sob a forma de uma equação de estado de um gás ideal. Como o volume de um gás é diretamente proporcional ao seu n de mols e à temperatura e inversamente proporcional à pressão, então é natural que: PV = R ou seja: nt PV = nrt onde R, a constante de proporcionalidade, foi denominada de constante Universal dos Gases Perfeitos. Lei de Charles Gay-Lussac Isobárica (P = constante) Alguns valores de R: R = 0,082 atm.l/mol.k R = 8,31 J/mol.K R = 62,3 mmhg.l/mol.k Densidade dos Gases A partir da equação de Clapeyron podemos calcular a densidade do gás. - 7 - Profª Fátima Serrado

Sabendo-se que: mas, ou seja, m n=, temos que: M m m PV = RT ou PM = RT M V m d =, então PM = d RT V MP d = RT onde M é a massa molar do gás A densidade de um gás é diretamente proporcional à massa molecular e à pressão e inversamente proporcional à temperatura. 1) EsPCEx-1994: Um frasco contém um gás à temperatura de 127ºC. A que temperatura devemos aquecê-lo para que fiquem no frasco apenas ¼ do número de moléculas do gás original. [A] 400ºC [B] 508ºC [C] 1327ºC [D] 1600ºC [E] 1727ºC Utilizando a equação geral dos gases: inicial: P 1 V 1 = n 1 RT 1 final: P 2 V 2 = n 2 RT 2 Resp: [B] Amoníaco (ou gás amoníaco) é a amônia (NH 3 ), que tem massa molar = 17 g/mol (N=14; H=1) A água clorada contém cloro, Cl 2, massa molar = 71 g/mol (Cl=35,5) Sendo molécula da amônia mais pesada que a do cloro, a velocidade de difusão a amônia é maior do que a do cloro, então a pessoa sentirá primeiro o cheiro da amônia. 3) EsPCEx-1996: 420 g de um alceno gasoso, cuja molécula contém 6 hidrogênios, encontram-se num recipiente de 41 litros a uma pressão de 5,5 atm e a uma temperatura de aproximadamente: (Dados os Pesos Atômicos: H=1, C=12 e R=0,082 atm.l/mol.k) [A] - 2ºC [B] 27,5ºC [C] 275ºC [D] 548 ºC [E] 2477 ºC Resp: [A] Um alceno tem a fórmula geral: C n H 2n Um alceno que contém 6H é o C 3 H 6 (M = 3x12 + 6x1 = 42 g/mol) (dados: C = 12; H = 1) Utilizando a equação de Clapeyron:, temos: Dividindo uma pela outra: Sendo: P 1 = P 2 V 1 = V 2 n 2 = ¼ n 1, ou seja, n 1 = 4 n 2 T 1 = 127 + 273 = 400K Temos: T 2 = 1600K ------- Transformando para graus Celsius: T 2 = 1600 273 = 1327ºC 2) EsPCEx-1995: No canto da sala são quebrados simultaneamente dois frascos: um deles contendo amoníaco e outro água clorada, de concentrações molares aproximadamente iguais. Uma pessoa no canto oposto da sala sentirá: [A] primeiro o cheiro do cloro. [B] primeiro o cheiro do amoníaco. [C] o cheiro de ambos simultaneamente. [D] não sentirá o cheiro de nenhum, pois irá reagir com o ar. [E] não sentirá o cheiro de nenhum, pois não são substâncias voláteis. 4) EsPCEx-1997: A temperatura interna de um recipiente de 164 litros, que contém 400 g de gás carbônico a 2 atm de pressão, é de: (Dados os Pesos Atômicos: C=12, O=16 e R=0,082 atm.l/mol.k) [A] 7ºC [B] 553ºC [C] 280ºC [D] 440 ºC [E] 167ºC Resp: [E] Utilizando a equação de Clapeyron e a massa molar do gás carbônico, CO 2 (12 + 2x16 = 44 g/mol), temos: 5) EsPCEx-1998: Após a combustão completa de um hidrocarboneto e a separação de todo o vapor d água produzido, restou um gás contendo 1,8 x 10 24 átomos de oxigênio, que foi todo armazenado num recipiente de 4,1 litros e - 8 - Profª Fátima Serrado

3 atm, a uma temperatura de aproximadamente: (Dado: R=0,082 atm.l/mol.k) [A] 100ºC [B] -23ºC [C] -173ºC [D] 227 ºC [E] 373ºC A combustão de hidrocarbonetos forma CO 2 e H 2 O. Retirando todo o vapor de água, resta somente CO 2 (que contém 1,8 x 10 24 átomos de oxigênio): 1 mol CO 2 ----- 2 x 6 x 10 23 átomos de O n ----- 1,8 x 10 24 átomos de O n = 1,5 mol de CO 2 Utilizando a equação de Clapeyron: PV = nrt, temos: 3 x 4,1 = 1,5 x 0,082 x T à T = 100K à T = 100 273 = - 173ºC 6) EsPCEx-1999: A massa de CO 2, encerrada num recipiente de 164 ml, a 1520 mmhg, é de 2,2 x 10-1 g. Nestas condições a sua temperatura é: (Dado: 6 C 12 e 8 O 16 ; R=0,082 atm.l/mol.k) [A] 327ºC [B] 527ºC [C] 600ºC [D] 800 ºC [E] 1073ºC Resp: [B] Utilizando a equação de Clapeyron e transformando a pressão em atm (1520/760 = 2 atm), o volume em litros (164 ml = 0,164L) e sabendo que a massa molar do CO 2 é 44 g/mol (12 + 2x16 = 44), temos: d água Elemento Massa atômica Nitrogênio 14 Oxigênio 16 Hidrogênio 1 Argônio 39,9 Carbono 12 Para um volume de ar expirado de 124,64 litros, em uma pressão igual a da tabela acima, com uma temperatura igual a 27ºC e R = 0,082 atm.l.mol -1.K -1, a massa do gás carbônico do ar expirado é de, aproximadamente: [A] 5,6 g. [B] 8,8 g. [C] 11,2 g. [D] 17,8 g. [E] 26,4 g. Resp: [D] Sabendo-se que a quantidade do ar inspirado é igual à quantidade do ar expirado, temos: 590 + 160 + 0,1 + 5,6 + 4,3 = 544,3 + 88,2 + X + 5,0 + 62,5 X = 60 mmhg (pressão parcial do CO 2 ) Sabendo-se que a pressão total (a nível do mar) é de 760 mmhg, temos: 760 mmhg --- 100% 60 mmhg --- x x = 7,89 % de CO 2 Temperatura em Kelvin: T(K) = 27 + 273 = 300K Massa molar do CO 2 = 12 + 2 x 16 = 44 g/mol Pressão parcial do CO 2 = 60 mmhg = 60/760 = 0,0789 atm 7) EsPCEx-2000: Um atleta ao nível do mar, inspira e expira o ar, modificando quantitativamente a sua composição. As tabelas a seguir apresentam as pressões parciais do ar, em mmhg, nas duas composições e as massas atômicas dos elementos. Gás Ar inspirado Ar expirado Nitrogênio 590 544,3 Oxigênio 160 88,2 Gás 0,1 X carbônico Argônio 5,6 5,0 Vapor 4,3 62,5-9 - Profª Fátima Serrado