Lista Estequiometria

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA - UEFS
Turma EXA416
Rafael Silva Santana
LISTA DE EXERCICIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA
FEIRA DE SANTANA – BA
2017
LISTA DE EXERCICIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA
Trabalho realizado como avaliação parcial da disciplina Química Aplicada (P0101), ministrada pelo professor Alanjone Azevedo Nascimento.
Rafael Silva Santana
FEIRA DE SANTANA – BA
2017
1 - (Enem 2015, modificada). Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante utilizado nesse processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de um minério denominado esfalerita (ZnS), de pureza 75%. Considere que a conversão do minério em zinco metálico tem rendimento de 80% nesta sequência de equações químicas: 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 ZnO + CO → Zn + CO2 Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfarelita?
 (a) 25
 (b) 33
 (c) 40
 (d) 50 
 (e) 54
O enunciado nos diz que temos 100 kg de esfalerita, e queremos saber qual a massa de zinco metálico que será produzida.
Ele nos diz que a esfalerita possui 75% de pureza, ou seja, apenas 75% de 100 kg é realmente ZnS.
Assim, teremos 0,75*100 = 75 kg de ZnS.
Agora precisamos analisar as reações de produção do Zinco.
2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2
2 ZnO + 2 CO 2 Zn + 2 CO2
2 ZnS + 3 O2 + 2 CO 2 Zn + 2 SO2 + 2 CO2
Esta equação vai nos dizer a partir de quanto Zinco Zn vamos conseguir a partir da esfalerita. A questão nos fala que o rendimento é de 80%. Veja que se tivéssemos 100 mols de esfalerita apenas 80 mols (100 x 80%) de Zinco Zn seriam produzidos.
Analisando os rendimentos:
2 ZnS + 3 O2 + 2 CO 2 Zn + 2 SO2 + 2 CO2
2 mols de ZnS ----------------------- 2 mols Zn (rendimento 100%) 
2 mols de ZnS ----------------------- 0,8x2 mols de Zn (rendimento 80%) 
Ou seja, 2 mols x 80% = 1,6 mols.
Agora a regra de 3:
2 x massa molar ZnS — 1,6 mols x massa molar Zn
2x97 g -------------------- 0,8x2x65 g
75 kg ---------------------- m
m = 40,2 kg
Logo, valor mais próximo é 40 g.
2- – (OBAQ 2016) Um dos métodos empregados para remover a cor escura da superfície de objetos de prata consiste em envolvê-los em folha de alumínio e mergulhar o sistema em água fervente com sabão de coco (meio básico). A equação que representa a reação é:
Aℓ(s) + Ag2S(s) Aℓ3+(aq) + S2-(aq) + Ag(s)
Logo, a soma dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies químicas, após o balanceamento da equação é:
a) 09 
b) 11 
c)16 
d)20 
e) 28
2 Al(s) + 3 Ag2S(s) 2 Al3+(aq) + 3 S2-(aq) + 6 Ag(s) 
2+3+2+3+6=16
3 – (Atkins, Princípios de Química 3ª edição). Suponha que estamos gerando gás hidrogênio a partir da água para usar como combustível e precisamos saber quanto gás hidrogênio uma dada massa de água pode fornecer. Qual é a percentagem em massa de hidrogênio na água?
As moléculas de água são capazes de sofrer uma autoionização, gerando os íons H+ (ou H3O+) e OH- :
H2O ↔ H+ + OH-
ou
2 H2O ↔ H3O+ + OH-
No entanto, a água é um eletrólito muito fraco e, apesar de possuir esses íons, ela não consegue conduzir corrente elétrica. Assim, para realizar a sua eletrólise, isto é, a sua decomposição por meio de corrente elétrica, é necessário acrescentar um eletrólito, um soluto iônico que pode ser um sal, uma base ou um ácido.
Digamos que seja realizada uma eletrólise da água com a adição do ácido sulfúrico. Nesse caso, teremos a formação dos seguintes íons no meio:
Dissociação do ácido: 1 H2SO4 → 2 H+ + 1 SO42-
Autoionização da água: H2O → H+ + OH- ou 2 H2O → H3O+ + OH-
Semirreação do cátodo: 4 H3O+ + 4 e- → H2O + H2
Semirreação do ânodo: 4 OH- → 2 H2O + 1 O2 + 4 e-
Somando todo esse processo, chegamos à equação global:
Ionização da água: 8 H2O → 4 H3O+ + 4 OH-
Semirreação do cátodo: 4 H3O+ + 4 e- → 4 H2O + 2 H2
Semirreação do ânodo: 4 OH- → 2 H2O + 1 O2 + 4 e-
Equação global: 2 H2O → 2 H2 + 1 O2
* Hidrogênio = 1g/mol 
* Oxigênio = 16 g/mol 
H20 = 2 (1) + 16 = 18 g/mol 
18 g/mol - 100 % 
2 g/mol - x 
x = 11,1 % de hidrogênio
4 - (Brown e Holme, Química Geral aplicada à engenharia, modificado). Foi encontrada uma substância na biomassa de agulhas de pinheiros e pode ser usada como precursor de medicamentos. A substância contém 52,17% de carbono, 4,38% de hidrogênio, 20,28% de nitrogênio e 23,17% de oxigênio em massa. Determine a fórmula empírica desta substância.
Inicialmente, consideremos 100 g desta substância e então teremos:
52,17 g de Carbono (C)
4,38 g de Hidrogênio (H)
20,28 g de Nitrogênio (N)
23,17 g de Oxigênio (O)
Agora vamos dividir cada uma desta massas acima pelo MOL de cada elemento químico:
52,17 g C / 12 = 4,35
4,38 g H / 1 = 4,38
20, 28 g N / 14 = 1,45
23,17 g O / 16 = 1,45
Agora dividimos cada um dos valores acima pelo menor valor, no caso 1,45:
C: 4,35/1,45 = 3
H: 4,38/1,45 = 3
N: 1,45/1,45 = 1
O: 1,45/1,45 = 1
Assim, a fórmula empírica desta substância será: C3H3NO
5- (Brown e Holme, Química Geral aplicada à engenharia, modificado). Embora o etanol possa ser o biocombustível mais conhecido, grandes esforços têm sido feito para produzir butanol, também a partir de biomassa. Qual a quantidade de matéria contido em 1 L de etanol? E em 1 L de Butanol? Compare-os.
Etanol, C2H6O, 46 g/mol.
Densidade do Etanol – 789 g/L
D = m
     V
M = n1
     V
n1 = m1
       M1
M=46 mols/L
Butanol, C4H10O, 74 g/mol.
Densidade do butanol – 810 g/L
M=74 mols/L
17,15 mol/L de C2H6O 
10,95 mol/L de C4H10O
A quantidade de matéria no etanol é maior que a no butanol, portanto o etanol se configura um melhor combustível que o butanol, pois como possui uma maior quantidade de matéria sua queima resultará em mais energia, devido ao seu número maior de partículas por litro.
6 – (Brown e Holme, Química Geral aplicada à engenharia, modificado) A hidrazina combustível pode ser produzida pela reação das soluções de hipoclorito de sódio e amônia. A equação química relevante é:
NaClO(aq) + 2NH3(aq)  N2H4(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
Se 750 mL de NaClO 0,806 mol L-1 forem misturados com excesso de amônia, que quantidade de matéria de hidrazina poderá ser formada? Se o volume final de solução resultante for 1,25 L, qual será a concentração em quantidade de matéria de hidrazina?
1000 mL ----------- 0,806 mol/L
750 mL ----------- x
x=0,6045 mol/L
0,6045 --------- 1,25
 x ---------- 1
x= 0,4816
Reposta: 0,6045 mol de N2H4
 0,4836 mol/L de N2H4
7 – (Atkins, Princípios de Química 5ª edição) A quantidade de óxido de arsênio(III) em um mineral pode ser determinada pela reação do mineral em meio ácido formando uma solução e em seguida titulando com permanganato de potássio:
 24H+ (aq) + 5As4O6(s) + 8MnO4 - + 18H2O(l) 8Mn2+(aq) + 20H3AsO4(aq) 
Uma amostra de despejo industrial foi analisada para a presença de óxido de arsênio(III) por titulação com uma solução 0,0100 mol/L de KMnO4. Foram utilizados 28,15 mL desta substância para atingir o ponto estequiométrica (situação em que todo óxido de arsênio(III) foi consumido pelo permanganato de potássio). Que massa óxido de arsênio(III) a amostra continha?
0,0100 mol --------- 1000 mL
 X---------- 27,15 mL
X= 0,0002815 mol de KMnO4
8 ----- 0,0002815 mol de KMnO4
5 ----- X mol de As4O6
X=0,0001759 mol de As4O6
Massa molar do As4O6 = 395,28 g/mol
Massa (g)= 0,0001759 x 395 = 0,069 g de As4O6