Questões Estequiometria

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Questões Estequiometria 
 
1) Quando 30 mL de uma solução, contendo os íons Fe3+ e Fe2+, é titulada com 23 mL 
de uma solução 0,20 mol/L de KMnO4 (em meio ácido), todos os íons Fe
2+ são 
oxidados a íons Fe3+. Em seguida a solução é tratada com Zn metálico para converter 
os íons Fe3+ a íons Fe2+. Por fim, 45,0 mL da mesma solução de KMnO4 (em meio 
ácido) é adicionada à solução para oxidar os íons Fe2+ a íons Fe3+. A partir destas 
informações, calcule a concentração (mol/L) dos íons Fe2+ e Fe3+ na solução inicial. 
 
2) Os sulfitos são utilizados mundialmente na indústria do vinho como agentes 
antioxidantes e antimicrobianos. A análise de sulfitos no vinho utiliza o “método 
Ripper”, no qual uma solução padrão de iodo, preparada pela reação dos íons iodato e 
iodeto, é utilizada para titular uma amostra do vinho. O iodo é formado como mostrado 
na reação não balanceada a seguir: 
IO3
- + I- + H+ → I2 + H2O 
O iodo é mantido em solução pela adição de um excesso de I-, que se combina com o 
I2 para formar o I3
-. Na titulação, o SO3
2- é convertido a SO2 por acidificação e a reação 
(não balanceada) que ocorre durante a titulação é: 
SO2 + I3
- + H2O → SO4
2- + I- 
Amido é adicionado à amostra de vinho para se detectar o ponto final da reação, que é 
sinalizado pelo aparecimento de uma coloração azul-escura quando um excesso de 
iodo se liga às moléculas de amido. Em uma determinada análise, 0,0286 g de NaIO3 
foi dissolvido em ácido diluído e NaI em excesso foi adicionado à solução, que foi 
então diluída para um volume total de 100,0 mL. Uma amostra de 50,0 mL de vinho foi 
então acidificada e titulada com a solução contendo iodo. Na titulação, foram 
necessários 2,47 mL de solução de iodo. Baseado nessas informações, responda: 
 a) Qual a concentração (em mol/L) do iodo (na verdade, do I3
-) na solução padrão? 
 b) Qual a massa em gramas de SO2 estavam presentes na amostra de vinho? 
 c) Se a densidade do vinho é 0,96 g/mL, qual a porcentagem de SO2 no vinho? 
 d) Qual a concentração de sulfito no vinho, expressa em mg/L de SO2? 
 
 
3) O clorito de sódio (NaClO2) é usado nas indústrias de papel e de tecidos como 
agente branqueador. Ele é produzido em um processo em duas etapas: primeiro o 
clorato de sódio reage com dióxido de enxofre para formar óxido de cloro, um gás 
amarelo-esverdeado e, em seguida, este gás é reagido em meio básico com peróxido 
de hidrogênio, segundo as reações abaixo: 
1ª Etapa: ClO3
- + SO2 → ClO2 + HSO4
- (meio H2SO4) (não-balanceada) 
2ª Etapa: ClO2 + H2O2 → ClO2
- + O2 (meio NaOH) (não-balanceada) 
Sabendo que a primeira reação tem rendimento de 80%, que o gás ClO2 sofre 
decomposição de 10% de seu volume ao ser transportando para o segundo reator, 
que a segunda reação tem rendimento de 75% e que a indústria precisa produzir 6 ton 
do branqueador, calcule: 
a) A massa de Clorato de Sódio necessária (pureza de 95%); 
b) O volume de solução 5 mol/L de H2SO4 necessário; 
c) O volume de solução de NaOH 50%(p/p) necessário (d=1,5 g/cm3); 
d) O volume de H2O2 necessário (d=1,21kg/L) 
 
4) Um reator contém 5,77 g de fósforo branco e 5,77 g de oxigênio. A primeira reação 
que ocorre é a formação de óxido de fósforo (III), P4O6: P4(s) + 3 O2 P4O6. Se o 
oxigênio estiver em excesso, a reação prossegue, com formação de óxido de fósforo 
(V), P4O10: P4O6 + 2 O2  P4O10. 
a) Qual é o reagente limitante para a formação de P4O10? 
b) Que massa de P4O10 foi obtida? 
c) Quantos gramas de reagente em excesso permanecem no reator? 
5) Você tem um tanque de gás de 550 mL com uma pressão de 1,56 atm a 24ºC. 
Você pensou que o gás fosse monóxido de carbono puro, mas descobriu mais tarde 
que ele estava contaminado por pequenas quantidades de CO2 e O2. Uma análise 
mostrou que a pressão do tanque é 1,34 atm (a 24ºC) se o CO2 for removido. Outro 
experimento mostrou que 0,087 g de O2 podem ser quimicamente removidos. 
Responda: 
a) Qual é a massa de CO e CO2 no tanque, e qual é a pressão parcial de cada 
um dos gases a 25Cº? 
b) Sabendo que o tanque suporta uma pressão máxima de 2,6 atm, qual a 
máxima temperatura que o sistema poderia ser aquecido sem o rompimento do 
tanque? 
c) Qual a pressão parcial de cada gás nesta temperatura calculada no item (b)? 
 
 
6) O salitre do Chile é a principal fonte natural de NaNO3, porém esse mineral 
também contém uma certa quantidade de NaIO3 que pode ser usado como fonte de 
Iodo. O Iodo é usado na fabricação de pigmentos, como catalisador industrial e como 
anti-séptico e germicida. O Iodo é produzido a partir do Iodato de Sódio pelo seguinte 
processo, em duas etapas: 
1ª etapa: IO3
- + HSO3
- → I- + H+ + SO4
-2 (não-balanceada) 
2ª etapa: I- + IO3
- + H+ → I2(s) + H2O (não-balanceada) 
Imagine que 1 L de uma solução A, que contem 7,5g de NaIO3/L, é tratada com 
quantidade estequiométrica de NaHSO3 (não há excesso de nenhum dos 
reagentes). Então, em uma segunda etapa, uma quantidade extra da solução A é 
adicionada ao meio reacional para que a segunda reação ocorra. Responda: 
 
a) Quantos gramas de NaHSO3 são necessários na primeira etapa? 
b) Qual o volume extra da solução inicial deve ser adicionado na etapa 2? 
c) O I2 formado foi seco e pesado dando exatos 4,4529g, calcule o rendimento da 
reação. 
d) Supondo que a solução A seja uma amostra preparada a partir da dissolução de 
100g de salitre do Chile em água, calcule quanto Iodo pode ser produzido a partir de 
uma jazida com 500 m3 desse mineral. (densidade = 3,45g/cm3)