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    Estequiometria Estequiometria Presentation Transcript

    • Cálculo Estequiométrico
    • O que é? Prof. Júlio Xavier É usado para determinar a quantidade de reagentes que devem ser usados e, consequentemente, de produtos que serão obtidos em uma reação química O cálculo estequiométrico é uma decorrência das leis das reações químicas e lecular. Nesse cálculo, são utilizadas, normalmente, as informações quantitativas a equação que representa a reação química. Por exemplo: • a equação N2 (g) 1 3 H2 (g) 2 • nos indica que 1 molécula de N2 1 3 moléculas de H2 2 molé • e também que 1 mol de N2 1 3 mols de H2 2 mo • ou que 28 g de N2 1 3 z 2 g de H2 2 z 17 • ou ainda que 1 litro de N2 1 3 litros de H2 2 litr (Esta última linha só vale para gases a P e T De acordo com as leis das reações, as proporções acima são constantes, permi uma regra de três para calcular as quantidades envolvidas na reação. Por exemp • a equação 1 N2 1 3 H2 2 NH3 • indica que 1 mol N2 reage com 3 mol H2 produzindo 2 mol NH3 Sendo assim, o cálculo das quantidades que reagem e são produzidas é facílimo ls. Por exemplo, se fosse perguntado quantos mols de NH3 são produzidos a parti taria “olhar” para as relações acima e responder “de cabeça” que são produzido e cálculo é traduzido matematicamente pela seguinte regra de três:
    • Prof. Júlio Xavier Equação química O cálculo estequiométrico é uma decorrência das leis das reações químicas e da teoria atômi molecular. Nesse cálculo, são utilizadas, normalmente, as informações quantitativas existentes na p ria equação que representa a reação química. Por exemplo: • a equação N2 (g) 1 3 H2 (g) 2 NH3 (g) • nos indica que 1 molécula de N2 1 3 moléculas de H2 2 moléculas de NH3 • e também que 1 mol de N2 1 3 mols de H2 2 mols de NH3 • ou que 28 g de N2 1 3 z 2 g de H2 2 z 17 g de NH3 • ou ainda que 1 litro de N2 1 3 litros de H2 2 litros de NH3 (Esta última linha só vale para gases a P e T constantes.) De acordo com as leis das reações, as proporções acima são constantes, permitindo a montag e uma regra de três para calcular as quantidades envolvidas na reação. Por exemplo: • a equação 1 N2 1 3 H2 2 NH3 • indica que 1 mol N2 reage com 3 mol H2 produzindo 2 mol NH3 Sendo assim, o cálculo das quantidades que reagem e são produzidas é facílimo, quando feito mols. Por exemplo, se fosse perguntado quantos mols de NH3 são produzidos a partir de 10 mols de astaria “olhar” para as relações acima e responder “de cabeça” que são produzidos 20 mols de N sse cálculo é traduzido matematicamente pela seguinte regra de três:
    • Casos Simples Impureza Excesso Rendimento Prof. Júlio Xavier
    • Casos Simples
    • Como resolver? 1o •  Escrever a equação 2o •  Balanceamento 3o •  Substâncias envolvidas Prof. Júlio Xavier
    • O metal manganês, empregado na obtenção de ligas metálicas, pode ser obtido no estado líquido, a partir do mineral pirolusita, MnO2, pela reação representada por: Determine a massa de alumínio, em quilogramas, que deve reagir completamente para a obtenção de 165 kg de manganês, é a) 54. b) 108. c) 192. d) 221. e) 310. 3MnO2 s( )+ 4A s( )→ 3Mn ( )+ 2A2O3 s( ) Prof. Júlio Xavier
    • A morte de lagos e rios deve-se à presença, na água, de substâncias orgânicas que, sob a ação de bactérias, se degradam, consumindo o oxigênio dissolvido. Uma amostra de água poluída contêm 0,06g de matéria orgânica, na forma de uréia, que se degrada como representa a equação: CO(NH2)2(aq) + 4 O2(aq) → CO2(aq) + 2HNO3(aq) + H2O Para degradar 0,06g de uréia, a massa de O2 consumida, expressa em mg, é: (Dados: Massa molar da uréia = 60g/mol, do O2 = 32g/mol) 01) 0,128 02) 1,28 03) 12,8 04) 128 05) 1280
    • Em alguns antiácidos, emprega-se hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, como agente neutralizante do ácido clorídrico, HCl, contido no suco gástrico, segundo a equação não balanceada: Mg(OH)2 + HCl MgCl2 + H2O Supondo-se que alguém tenha 37 mg de ácido no estômago, a massa de base necessária para completa neutralização será: Dado: Massa molar do HCl = 37 g/mol Massa molar do Mg(OH)2= 58g/mol a) 58 mg b) 29 mg c) 36,5 mg d) 19 mg e) 116 mg
    • Uma das reações mais comuns é a de neutralização de um ácido inorgânico forte. Por exemplo, uma solução aquosa de ácido clorídrico é neutralizada por carbonato de sódio conforme mostrado na equação abaixo: Dado: M(Na2CO3) = 106 g/mol HCl + Na2CO3 CO2 + H2O + NaCl Considerando uma reação completa com o carbonato de sódio, a quantidade de matéria, em mol, do produto gasoso produzido a partir de 5,3 g do sal é: a)  1,0 d) 0,2 b) 0,05 e) 0,02 c) 6,5 Prof. Júlio Xavier
    • 1  Mol   Gasoso   C.N.T.P.   22,4   litros   Volume Molar Condições Normais de Temperatura e Pressão T = 0oC ou 273K P = 1 atm ou 760mmHg Prof. Júlio Xavier
    • Um astronauta elimina cerca de 470,4 litros de gás carbônico por dia (nas CNTP). Suponha que se utilize hidróxido de sódio para absorver o gás produzido, segundo a equação: 2 NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O Qual é a massa de hidróxido de sódio necessário por dia de viagem? a) 0,924 kg d) 16,8 kg b) 8,40 kg e) 40 kg c) 1,68 kg Prof. Júlio Xavier
    • Um comprimido efervescente contém bicarbonato de sódio (NaHCO3) e um ácido orgânico. Em contato com água, ocorre a reação: NaHCO3 + HX à NaX + H2O + CO2 Sabendo-se que em cada comprimido existe 0,84 g de NaHCO3, qual o número de comprimidos necessários para a produção de 224 L de gás carbônico nas condições normais de temperatura e pressão? a) 10 d) 100 b) 20 e) 1000 c) 50 Prof. Júlio Xavier
    • O estômago de um paciente humano, que sofre de úlcera duodenal, pode receber, através de seu suco gástrico, 0,3 mol de HCℓ por dia. Suponha que ele use um antiácido que contenha 26g de Al(OH)3 por 1.000 mL de medicamento. O volume apropriado de antiácido que o paciente deve consumir por dia para que a neutralização do ácido clorídrico seja completa é: 01) 960mL 02) 720mL 03) 300mL 04) 80mL 05) 49mL
    • Considere a reação balanceada a seguir: C12H22O11(s) + H2O(l) → 4 C2H5OH(l) + 4 CO2(g) A massa de sacarose, em quilos, necessária para produzir um volume de 57,5 L de etanol, sabendo que este líquido apresenta densidade igual a 0,8 g/mL é igual a: a) 230 b) 42,5 c) 85,5 d) 74,3 e) 57,5 Prof. Júlio Xavier
    • Antes do início dos Jogos Olímpicos de 2012, que aconteceram em Londres, a chama olímpica percorreu todo o Reino Unido, pelas mãos de cerca de 8000 pessoas, que se revezaram nessa tarefa. Cada pessoa correu durante um determinado tempo e transferiu a chama de sua tocha para a do próximo participante. Suponha que: I. cada pessoa tenha recebido uma tocha contendo cerca de 1,02g de uma mistura de butano e propano, em igual proporção, em mols; II. a vazão de gás de cada tocha fosse de 48 mL/minuto. III. O volume molar de um gás, nas CNTP, é igual a 24 L/mol. Calcule: a)  a quantidade de matéria, em mols, da mistura de butano e propano contida em cada tocha; b) o tempo durante o qual a chama de cada tocha podia ficar acesa.
    • A transformação representada pela equação química foi efetuada em condições de temperatura e pressão tais que o volume molar do CO2(g) era de 22 L/mol. Se X é o número de mols de MnO4 –, gastos na reação, e V é o volume, medido em litros, de CO2(g) gerado pela reação, obtenha a) V como função de x; b) a quantidade, em mols, de MnO4 – que serão gastos para produzir 440 L de CO2(g). 2MnO4 − aq( )+ 5C2O4 2− aq( )+16H+ aq( )→ 2Mn2+ aq( )+10CO2 g( )+ 8H2O ( )
    • Impurezas
    • Prof. Júlio Xavier formado principalmente por CaCO3 (substância principal), porém tâncias (impurezas), supondo o seguinte exemplo numérico: 100 g de calcário — é a amostra de material impuro (substância impura) 90 g de CaCO3 — é a “parte pura”, que nos interessa (substância pura ou principal) 10 g de impurezas — é o “restante”, que não interessa (não irá participar das reações) , define-se: au de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e a. , temos: p 90 100 0,95 5 Grau (ou percentual) de pureza “restante”, que não interessa (não irá participar das reações) , define-se: au de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e a a. , temos: p 90 100 0,95 5 orcentagem de pureza (P) é a porcentagem da massa da substância massa total da amostra. , temos: 100% de calcário 100% 90 g de CaCO3 puro P P 5 90% 100g
    • Prof. Júlio Xavier 1) (UFRN) Uma amostra de calcário, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, segundo a equação abaixo: Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcário? Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição da a aquecimento, segundo a equação abaixo: CaCO3 CaO 1 CO2 massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita? ciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de CaCO3. Temos então o seguinte c agem: D 100 g de calcita 80 g de CaCO3 800 g de calcita x x 5 640 g de CaCO3 puro ue é apenas essa massa (640 g de CaCO3 puro) que irá participar da reação. Assim , te álculo estequiométrico: CaCO3 CaO 1 CO2 100 g 56 g 640 g y y 5 358,4 g de CaO Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decompos a a aquecimento, segundo a equação abaixo: CaCO3 CaO 1 CO2 massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita? ciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de CaCO3. Temos então o segui gem: D 100 g de calcita 80 g de CaCO3 800 g de calcita x x 5 640 g de CaCO3 puro e é apenas essa massa (640 g de CaCO3 puro) que irá participar da reação. Assim lculo estequiométrico: CaCO3 CaO 1 CO2 100 g 56 g 640 g y y 5 358,4 g de CaO de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição q nto, segundo a equação abaixo: CaCO3 CaO 1 CO2 do de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita? que a calcita contém apenas 80% de CaCO3. Temos então o seguinte cá D calcita 80 g de CaCO3 calcita x x 5 640 g de CaCO3 puro ssa massa (640 g de CaCO3 puro) que irá participar da reação. Assim , ter uiométrico: CaCO3 CaO 1 CO2 cita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quan- egundo a equação abaixo: CaCO3 CaO 1 CO2 cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita? calcita contém apenas 80% de CaCO3. Temos então o seguinte cálculo D 80 g de CaCO3 x x 5 640 g de CaCO3 puro ssa (640 g de CaCO3 puro) que irá participar da reação. Assim , teremos rico: CaCO3 CaO 1 CO2 100 g 56 g 640 g y y 5 358,4 g de CaO
    • Prof. Júlio Xavier EM2D-11-14 a massa de álcool metílico obtida.b) Dados: H = 1; C = 12; O = 16 Calcule o volume, nas CNTP, de gás amô-61. nia que se obtém quando 293,3 g de sulfato de amônio, (NH4)2SO4, de pureza 90% são tratados com excesso de hidróxido de sódio, NaOH, como na equação abaixo não balance- ada. (NH4)2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O + NH3 Dados: H = 1; N = 14; O = 16; S = 32 VCNTP = 22,4 L/mol (UFRGS66. é represent C2H6O(l Na quei (com 92% d da na reaçã 18 ga) 54 gb) (Fuvest67. de ferro em contém cer
    • Prof. Júlio Xavier 427 a re- )3(s) OH)3 istu- ls de eage ar o dade Uma amostra de 360 g de carbeto de alu-62. mínio, Al4C3, de 80% de pureza é hidrolisada. Calcule a massa de metano, CH4, obtida. Con- sidere a reação abaixo, não balanceada: Al4C3 + H2O Al(OH)3 + CH4 Dados: H = 1; N = 12; Al = 27 (UFES) A decomposição térmica do carbo-63. nato de cálcio produz óxido de cálcio e dióxido de carbono. Decompondo-se 5,0 g de carbo- nato de cálcio impuro e recolhendo-se todo o dióxido de carbono produzido num recipiente contendo uma solução de hidróxido de bário, obtiveram-se 8,0 g de carbonato de bário.
    • Prof. Júlio Xavier 20,0%a) 25,0%b) 37,8%c) 42,7%d) 52,9%e) % ão a o, kg e n- Uma indústria queima diariamente 1.200 kg72. de carvão (carbono) com 90% de pureza. Supon- do que a queima fosse completa, o volume de oxigênio consumido para essa queima nas CNTP seria de: Dados: C = 12 ; volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol 22.800 La) 22.800 mb) 3 24.200 Lc) 24.200 md) 3 2.016 me) 3 Fazendo-se a combustão completa de73. 400 g de carbono puro, C(s), com um ren-
    • Na reação de 5 g de sódio com água, houve desprendimento de 2,24 L de hidrogênio nas CNTP. Qual é o grau de pureza do sódio? Prof. Júlio Xavier ATENÇÃO!!
    • O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3). Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é da ordem de: a) 100% d) 50% b) 90% e) 20% c) 75% Prof. Júlio Xavier
    • Observe a reação do mármore (CaCO3) com HCl: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O Sabendo-se que a reação de 400g de uma amostra desse mármore com HCl produziu 67,2 litros de CO2, nas CNTP, qual o grau de pureza do referido mármore? Prof. Júlio Xavier
    • 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, segundo a equação: CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(v) 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% c) 8% e) 16% b) 4% d) 10% Prof. Júlio Xavier
    • Rendimento
    • Prof. Júlio XavierDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA prática, quando realizamos uma reação química, mesmo utilizando quant métricas dos reagentes, nem sempre conseguimos obter a quantidade m dos produtos. Isso acontece por vários fatores. Assim, é comum que a om um rendimento real menor que o rendimento teórico (100%). orcentagem real de rendimento pode ser determinada desta maneira: a determinar a porcentagem de rendimento real, devemos determinar a nto teórico, a partir das quantidades estequiométricas. o endo que a formação da água ocorre segundo a equação: 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(v) ne o rendimento real de um experimento no qual 2 g de hidrogênio reagira oxigênio, produzindo 14,4 g de água. (massas molares: H2 = 2 g rendimento teórico 100% rendimento real x rendimento real · 100% rendimento teórico 123 x = Na prática, quando realizamos uma reação química, mesmo utilizando quantidades estequiométricas dos reagentes, nem sempre conseguimos obter a quantidade máxima possível dos produtos. Exercício: 1) Calcule a massa de amônia produzida a partir de 84 g de nitrogênio, sabendo que o rendimento do processo é de 40 %.
    • 28 g 84 g x (em gramas) x = 102 g N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g) 2 x 17 g Prof. Júlio Xavier
    • x = 102 g Esse é o valor esperado para o rendimento de 100% !! "...sabendo que o rendimento do processo é de 40 %." 102 g 100 % rendimento 40 % rendimentoy y = 40,8 g Prof. Júlio Xavier
    • Prof. Júlio Xavier de 85%. (massas molares: Al = 27 g mol–1 , Al2O3 = 102 g mol–1 ) 2. (PUC-MG) Em um tubo, 16,8 g de bicarbona- to de sódio são decompostos, pela ação do calor, em carbonato de sódio sólido, gás car- bônico e água vapor. O volume de gás car- bônico, em litros, obtido nas CNTP, supondo o rendimento da reação igual a 90%, é igual a: (massa molar do NaHCO3 = 84 g/mol) a) 2,02. b) 2,48. c) 4,48. d) 4,03. e) 8,96. 3. (Cesgranrio-RJ) O gás hidrogênio pode ser
    • Prof. Júlio Xavier 1. (FMU-FIAM-SP) O número de toneladas de H2SO4 que poderia ser produzido por dia, através de um processo que usa 3,2 toneladas por dia de SO2, com uma eficiência de conversão de 70%, é aproximadamente: (massas molares: SO2 = 64 g mol–1 ; H2SO4 = = 98 g mol–1 ) SO2 + 1/2 O2 + H2O H2SO4 a) 4,9 t/dia. b) 49 t/dia. c) 3,4 t/dia. d) 34 t/dia. e) 9,8 t/dia. 2 Fe2O3 Calcule o ção de fer com 80 to obtidas 5 molares: F 4. (Cesgranr usado co industrialm se, repre Exercícios de classe minério d ferro
    • N2 + 3H2 2NH3 1 mol 3 mol 2 mol 15 mol 45 mol Qual o rendimento da reação?? 20 mol Prof. Júlio Xavier
    • Prof. Júlio XavierRendimento (UFMG) 65 kg de zinco em pó foram ataca- dos por ácido clorídrico, produzindo um sal e liberando gás hidrogênio. Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Determine o rendimento desta reação, saben- do que a massa de hidrogênio obtida foi de 1,5 kg. (massas atômicas: Zn = 65, H = 1) (UFV-MG) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a for-
    • Fazendo-se reagir 158 g de Na2S2O3 com quantidade suficiente de I2, segundo a reação abaixo: Na2S2O3 + I2 à NaI + Na2S4O6 Obtiveram-se 108g de Na2S4O6. O rendimento desta reação foi de aproximadamente: a) 100% d) 40% b) 80% e) 30% c) 60% Prof. Júlio Xavier
    • O elemento boro pode ser preparado pela redução do B2O3, segundo a equação abaixo. Partindo-se de 262,5 g do óxido de boro em excesso de magnésio, obteve-se 33 g de boro, o que significa que o rendimento percentual (%) da reação foi mais próximo de: a) 30 b) 35 c) 40 d) 45 e) 50 Prof. Júlio Xavier B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO
    • Reagente em excesso
    • Prof. Júlio Xavier Para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em excesso, seguir as etapas abaixo: a) considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de produto Unidade 9 — Estequiometria Reagente limitante e reagente em excesso Imagine tenhamos montar o número po de conjunt mados po parafuso e porcas, e isso disp mos de parafusos porcas. O a figura ao Perceba que, nesse caso, os parafusos são o reagente limitante e as porcas são o re em excesso. Para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em ex seguir as etapas abaixo: a) considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de p Unidade 9 — Estequiometria Reagente limitante e reagente em excesso te m nú de m pa po is m pa po a Perceba que, nesse caso, os parafusos são o reagente limitante e as porcas em excesso. Conceitos: Reagente em excesso x Reagente limitante
    • 1) Obtém-se óxido de magnésio pela reação entre magnésio e oxigênio, segundo a equação: Qual a quantidade máxima de MgO obtida quando a mistura reagente é constituída por 48 g de magnésio e 48 g de oxigênio? Mg(s) + 1/2 O2(g) MgO(s) Prof. Júlio Xavier
    • Mg(s) + 1/2 O2(g) MgO(s) 24,0 g 16,0 g 40,0 g X48,0g48,0g Dobrou Deveria ter apenas 32 g Prof. Júlio Xavier
    • Mg(s) + 1/2 O2(g) MgO(s) 24,0 g 16,0 g 40,0 g X48,0 g48,0 g X48 g 40g24 g X = 80g Prof. Júlio Xavier
    • Prof. Júlio Xavier a massa de cloreto ferroso formado.b) Dados: Fe = 56; Cl = 35; H = 1. (Fuvest-SP) Qual a quantidade máxima de50. carbonato de cálcio que pode ser preparada a partir da mistura de 2 mols de carbonato de sódio e 3 mols de cloreto de cálcio? Dado: massa de um mol de carbonato de cálcio = 100 g 100 ga) 200 gb) 300 gc) 400 gd) 500 ge) (Vunesp) Considere a reação em fase gasosa:51. N2 + 3 H2 2 NH3 Fazendo-se reagir 4 litros de N2 com 9 li- tros de H2 em condições de pressão e tempera- o en em de 5 55. H2(g mov a) em b) c) duz
    • Prof. Júlio Xavier e e - - - Indique os cálculos. Dado: S = 32,0 Misturam-se 10 gramas de hidrogênio,55. H2(g), com 200 gramas de flúor, F2(g) e pro- move-se a reação. Determine: o reagente em excesso. Indique sua massaa) em excesso; a massa do reagente limitante;b) a massa de ácido fluorídrico, HF(g), pro-c) duzido. Dadas as massas molares: H = 1g/mol e F = 19 g/mol. (UFU-MG) O sal de cozinha pode ser pro-56.
    • Prof. Júlio Xavier oxigênio: 0,005 mol de moléculas.d) oxigênio: 0,008 mol de moléculas.e) (UFTM-MG) Juntam-se 11,70 g de cloreto59. de sódio (NaCl) e 27,20 g de nitrato de prata (AgNO3), ambos em solução aquosa. Dados: N = 14; O = 16; Na = 23; Cl = 35,5 e Ag = 108 Pede-se: o reagente em excesso;a) a massa do reagente em excesso;b) a massa do precipitado (AgCl) obtido.c) Considere a reação de produção do meta-60. nol (álcool metílico): CO(g) + 2 H (g) CH OH(l) D64. bono calci 80% rio n M (65. ção d part envo A
    • Prof. Júlio Xavier a massa do reagente em excesso;b) a massa do precipitado (AgCl) obtido.c) Considere a reação de produção do meta-60. nol (álcool metílico): CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(l) Se 48,0 g de H2(g) são adicionados a 140 g de CO(g) e o rendimento da reação é 100%, pede- se: a massa do reagente em excesso que restaa) no final; a massa de álcool metílico obtida.b) Dados: H = 1; C = 12; O = 16 Calcule o volume, nas CNTP, de gás amô-61. 65 ção par en gra he a) b) 66 é r
    • Prof. Júlio Xavier 1) A galena é um dos principais minérios de chumbo, no qual este elemento se paresenta sob a forma de sulfeto de chumbo, PbS. Calcular a massa de chumbo, em kg, que se pode obter a partir de 3,5 t de galena, se esta contém 52,5% (em massa) de PbS, sendo o restante de impurezas inaproveitáveis.
    • Prof. Júlio Xavier 2) Uma mistura gasosa de hidrogênio e metano é queimada completamente com excesso de oxigênio. Após a eliminação do excesso de oxigênio, a mistura H2O(g) e CO2(g) ocupa um volume igual a 28,0 mililitros. Após a eliminação do vapor de água, o CO2(g) restante ocupa um volume igual a 4,0 mililitros. Qual era a concentração (em porcentagem em volume) de metano na mistura gasosa original? a) 4% b) 14,3% c) 20% d) 28% e) 50%
    • Prof. Júlio Xavier 3) 1,31g de uma mistura de limalha de cobre e zinco reagiram com excesso de solução de ácido clorídrico, numa aparelhagem adequada, produzindo gás hidrogênio. Este gás, depois de seco, ocupou um volume de 269 mL sob pressão de 0,9 atm e a 300K. A fração de zinco nesta mistura é: a) 0,13 b) 0,25 c) 0,5 d) 0,75 e) 0,1
    • Prof. Júlio Xavier 4) Num laboratório de análise, 4,82 mg de clorofila A foram calcinados na presença do ar, destruindo-se assim totalmente a molécula orgânica. Restou uma matéria branca que em seguida foi dissolvida em ácido sulfúrico diluído; evaporada a água e o excesso de ácido, o resíduo seco pesou 0,650 mg e era constituído de sulfato de magnésio. Admitindo-se que a molécula de clorofila A contém um único átomo de magnésio, calcula-se que o peso molecular dessa clorofila é igual a: a) 16,2 b) 19,5 c) 869 d) 893 e) 1073
    • Prof. Júlio Xavier 5) Certa massa de nitrato de cobre foi calcinada em ambiente aberto até restar um resíduo com massa constante, que é sólido e preto. Formam-se dois produtos gasosos, conforme a equação: 2Cu(NO3)2(s) 2CuO(s) + 4NO2(g) + O2(g) A massa do NO2 formado na reação de decomposição é igual a 18,4g. Qual o valor que mais se aproxima da massa inicial do nitrato de cobre: Dados: Cu(NO3)2 = 187 g/mol; NO2 = 46 g/mol a)  9,4 b)  37,4 c)  57,5 d)  123 e)  246
    • Prof. Júlio Xavier As reações químicas abaixo representam um dos processos de obtenção de ferro. I) 2C(s) + O2(g) à 2CO(g) II) Fe2O3(S) + 3CO(g) à 2Fe(s) + 3CO2(g) Com base nessas reações, calcule a massa de carbono necessária à obtenção de 111,6 g de ferro, expressando o resultado com dois algarismos significativos.
    • Prof. Júlio Xavier 0,5 mol de Ca3P2 reage com água, produzindo Ca(OH)2 e desprendendo PH3. Este último reage completamente com oxigênio atmosférico, formando H3PO4. Quantos mols de água e quantos mols de oxigênio são gastos? a) 3 e 1 d) 6 e 4 b) 3 e 2 e) 6 e 8 c) 6 e 2
    • Prof. Júlio Xavier (FBDC – 04.1) O cobre é metal de grande importância econômica. A maior parte do cobre é extraída de sulfetos, por ustulação (aquecimento em corrente de ar). O processo envolve duas etapas I) 2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g) Calcosita cuprita II) Cu2S(s) + 2 Cu2O(s) → 6 Cu(s) + SO2(g) Considerando a equação global da transformação e rendimento de 100 %, pode-se afirmar que a massa de cobre, em toneladas, que se obtém a partir de 158 toneladas de calcosita é A) 3 D) 252 B) 126 E) 378 C) 189
    • Prof. Júlio Xavier(FBDC-08.1) A amônia, NH3, é a principal matéria-prima para a produção de fertilizantes nitrogenados, como por exemplo, o sulfato de amônio, (NH4)2SO4. As equações químicas, representam um dos processos de obtenção do sulfato de amônio: N2 + 3 H2 → 2 NH3 2 NH3 + CO2 + H2O → (NH4)2CO3 (NH4)2CO3 + CaSO4 → (NH4)2SO4 + CaCO3 Volume molar nas condições ambientes = 25L Considerando que, nas condições ambientes, 125m3 de nitrogênio gasoso produzem 396 kg de sulfato de amônio, pode-se afirmar que o rendimento desse processo é: a) 100%. d) 70%. b) 90%. e) 60%. c) 80%
    • Prof. Júlio Xavier (FDC-05/2) Casos envolvendo acidentes de caminhão que transportam produtos químicos, não são raros nos dias atuais. Tais acidentes podem resultar em impac-tos ambientais, como na contaminação de solos, rios, chegando às vezes a contaminar a água de abasteci-mento. Em um desses casos, um caminhão transportava 1050 kg de solução de ácido sulfúrico e 600 kg de hidróxido de sódio. Considerando que nesse aci-dente todo o H2SO4 reagiu com todo o NaOH, o teor em massa do ácido sulfúrico na solução transportada era igual a a) 30 %. b) 35 %. c) 50 %. d) 70 %. e) 75 %