PAG ESTEQUIOMETRIA RESOLVIDO

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PAGQuímica 
Exercícios de Estequiometria 
 
1. a) explique as diferencas e semelhancas entre formula empirica e formula molecular. 
b) o metiltrioxorenio (MTO) e um catalisador bastante utilizado em algumas reaç 
oes quimicas. Sua analise mostrou a seguinte composicao: H 1,21%; C 4,82%; O 19,26% Re 
74,71%. Qual e a sua formula minima? 
 
Resposta: 
 
a) 
- Formula empirica (formula minima) é a menor proporção de numeros inteiros entre os 
atomos que constituem uma determinada molécula. 
- Formula molecular é a proporção real 
b) 
Considerando 100 g de amostra: 
H = 1,21 g => 1,21 mol de H / 0,40 mol 3 H 
C = 4,82 g => 0,40 mol de C / 0,40 mol 1 C 
O = 19,26 g => 1,20 mol de O / 0,40 mol 3 O 
Re = 74,71 g => 0,40 mol de Re/ 0,40 mol 1 Re 
 
Formula minima = ReCH3O3 
 
 
2. Um complexo organometalico de vanadio(IV) bastante conhecido e o acetilacetonato de 
vanadila, VO(acac)2. Sua analise elementar mostrou a seguinte composicao percentual: V: 
19,25%; O 30,19%; C 45,28%; H 5,28%. Assuma que a formula dada coincide com a formula 
molecular e determine a formula do ligante acetilacetonato. 
 
Resposta: 
Considerando 100 g de amostra: 
V =19,25 g => 0,377 mol de V / 0,377 mol => 1 V 
O = 30,19 g => 1,887 mol de O / 0,377 mol => 5 O 
C = 45,28 g => 3,773 mol de C / 0,377 mol => 10 C 
H = 5,28 g => 5,280 mol de H / 0,377 mol => 14 H 
 
Formula molecular = VC10H14O5 
Foi fornecido VO(acac)2, portanto obtem-se VO(C5H7O2)2 
Acac = acetilacetonato = C5H7O2- 
 
 
3. Em países de clima desfavorável ao cultivo de cana-de-açúcar, o etanol (C2H6O) é sintetizado 
através da reação de eteno (C2H4) com vapor de água, a alta temperatura e alta pressão, 
segundo a reação C2H4 + H2O  C2H5OH. No Brasil, por outro lado, estima-se que 42 bilhões de 
litros de etanol (4,2 x 1010 L) podem ser produzidos anualmente a partir da cana-de-açúcar. 
a) determine quantas toneladas de eteno seriam necessárias para sintetizar igual volume de 
etanol, supondo 100% de eficiência. 
b) para percorrer uma distância de 100 km, um automóvel consome 12,5 L de etanol. Supondo 
combustão completa, calcule o número de mols de dióxido de carbono liberado para a atmosfera 
neste percurso. 
Dado: densidade do etanol = 0,8 kg/L 
 
Resposta: 
a) 
C2H4 + H2O  C2H5OH 
 
4,2 x 1010 L de etanol x 800 g/L = 3,36 x 1013 g de etanol 
3,36 x 1013 g / 46 g/mol = 7,30 x 1011 mol de etanol 
 
A partir da equação quimica C2H4 + H2O  C2H5OH obtem-se que um equivalente de C2H4 
(eteno) (MM = 28 g/mol) produz um equivalente de C2H5OH (etanol), portanto: 
 
7,30 x 1011 mol x 28 g/mol = 2,04 x 1013 = 2,04 x 107 ton de eteno 
 
b) 
12,5 L x 800 g/L = 10000 g de etanol 
10000 g / 46 g/mol = 217,4 mol de etanol 
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O 
1 equilavente de etanol produz dois equivalentes de CO2, portanto 
 
2 x 217,4 mol = 434,8 mol de CO2 
4. A purificação do ferro pode ser realizada através da redução do seu óxido com monóxido de 
carbono, obtido pela combustão incompleta do carvão. As reações envolvidas são: 
2C(s) + O2(g)  2CO(g) 
3CO(g) + Fe2O3(s)  2Fe(s) + 3CO2(g) 
Calcule que massa de ferro puro que pode ser obtida quando se dispõe de 100 kg de carvão de 
pureza igual a 72%. 
 
Resposta: 
 
100 kg de carvão impuro => 72 kg de carvão 
72000 g / 12 g/mol = 6000 mol de C 
 
Um equivalente de C produz um equivalente de CO e 3 equivalentes de CO produzem 2 
equivalentes de Fe (MM = 55,85 g/mol), portanto: 
 
C = CO 
3CO = 2Fe 
6000 CO = x x = 4000 mol de Fe 
 
4000 mol x 55,85 g/mol = 223400 g = 223,4 kg de Fe
5. Uma liga metalica de Cu e Ni pesando 10,0 g foi finamente pulverizada e totalmente oxidada a 
13,4 g de CuO e Ni2O3. 
 a) Escreva as reaçoes quimicas balanceadas para o processo. 
 b) Qual a composição, em percentagem em massa, da liga original? 
 c) Qual o volume de oxigenio minimo necessario para a oxidação, a pressão de 1 atm e 
temperatura de 25 ºC? 
 
Resposta: 
 
a) 
Cu(s) + 1/2O2(g)  CuO(s) 
2Ni(s) + 3/2O2(g)  Ni2O3(s) 
 
b) 
mCu + mNi = 10,0 g (1) 
mCuO + mNi2O = 13,4 g (2) 
 
mCu = nCu.MMCu 
mCuO = nCuO.MMCuO 
mNi = nNi.MMNi 
mNi2O3 = nNi2O3.MMNi2O3 
nCu = nCuO 
nNi = 2nNi2O3 
 
nCu.MMCu + nNi.MMNi = 10,0 g (3) 
nCu.MMCuO + 1/2nNi.MMNi2O3 = 13,4 g (4) 
rearranjando (3): 
nCu = (10,0 - nNi.MMNi) / MMCu (5) 
 
substituindo (5) em (4) obtem-se: 
((10,0 - nNi.MMNi) / MMCu).MMCuO + 1/2nNi.MMNi2O3 = 13,4 (6) 
((10,0 - nNi.58,693) / 63,546).79,545 + 1/2nNi.165,39 = 13,4 
12,517 – 73,470nNi + 82,695nNi = 13,4 
9,225nNi = 0,883 
nNi = 0,0957 mol => mNi = 5,62 g 
mCu + mNi = 10,0 g 
mCu = 4,38 g = 0,0689 mol de Cu 
 
Composição da liga original: 
Ni = 56,2 % 
Cu = 43,8 % 
 
c) 
Cu(s) + 1/2O2(g)  CuO(s) 
2Ni(s) + 3/2O2(g)  Ni2O3(s) 
 
(0,5 x 0,0689) + (0,75 x 0,0957) = nO2 
nO2 = 0,1062 mol 
Considerando O2 um gas ideal: 
PV = nRT => 1.V = 0,1062 x 0,082 x 298 
V = 2,56 L 
 
or 
3,4 g de O = 0,2125 mol de O = 0,1062 mol de O2 
Considerando O2 um gas ideal: 
PV = nRT => 1.V = 0,1062 x 0,082 x 298 
V = 2,56 L 
 
 
6. Duzentos miligramas de uma amostra pura de um cloreto de metal alcalino (MCl) foram 
dissolvidos em 150 mL de água. Adicionou-se então uma solução 0,1 mol/L de AgNO3 até 
completa precipitação de AgCl. O precipitado foi filtrado, lavado e seco. Após, o mesmo foi 
pesado, obtendo-se 490 mg. Qual o metal alcalino M? 
 
Resposta: 
 
MCl(aq)  M+(aq) + Cl-(aq) 
Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s) 
 
490 mg de AgCl (143,32 g/mol) foram obtidos, portanto 
0,490 g / 143,32 g/mol = 0,00342 mol de AgCl 
 
Um equivalente de AgCl é produzido a partir de um equivalente de MCl, portanto a massa molar 
de MCl é: 
 
0,200 g / 0,00342 mol = 58,48 g/mol 
 
MMMCl = MMM + MMCl => MMM = 23,02 g/mol => M = Na+ (sódio)
7. Simoni e colaboradores descrevem em um artigo publicado em Química Nova no ano de 2002 
a preparação e a caracterização do composto trisoxalatoferrato de potássio hidratado, de fórmula 
KaFeb(C2O4)c(H2O)d. No mesmo artigo, são propostas técnicas que permitem determinar o valor 
de a, b, c e d. Suponha que você disponha de várias amostras de 10 g do composto, e em cada 
uma efetue as seguintes modificações: 
a) aquecer moderadamente em estufa, para eliminação da água. A massa de produto seco obtida 
é de 8,899 g. 
b) titular com KMnO4 em meio ácido segundo a reação 
16 H+ + 5 C2O42- + 2 MnO4-  10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O gastando 24.44 mL de uma solução 1 
mol/L de KMnO4. 
c) solubilizar em água e reagir o Fe3+ com OH-, formando Fe(OH)3 e aquecendo-o até a 
decomposição em Fe2O3, obtendo 1.632 g deste óxido. 
Se para cada teste foram utilizados exatamente 10.000 g do produto, calcule os valores de a, b, c 
e d. 
 
Resposta: 
 
 H2O 
Massa de água = 1,101 g (0,0611 mol) 
 
 C2O42- 
24,44 mL de uma solução 1 mol/L de KMnO4 foram gastos, totalizando 0,02444 mol de 
KMnO4. De acordo com a equação: 
16H+ + 5C2O42- + 2MnO4-  10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O 
Cinco equivalentes de C2O42- reagem com dois equivalentes de MnO4-, portanto a 
quantidade de reagida C2O42- é de 0,0611 mol. 
 
0,0611 mol de C2O42- = 5,377 g de C2O42- 
 
 
 
 Fe3+ 
Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3 
2Fe(OH)3 + 3/2O2  Fe2O3 + 3H2O 
 
1,632 g de Fe2O3 (159.69 g/mol) foram obtidos 
1,632 g / 159.69 g/mol = 0,0102 mol de Fe2O3 
 
1 Fe2O3 = 2 Fe(OH)3 
1Fe(OH)3 = 1 Fe3+ 
 
portanto 0,0204 mol de Fe3+ (55,85 g/mol) foram consumidos = 1,1415 g de Fe3+. 
 
 K+ 
10,000 – (1,101 + 5,377 + 1,1415) = 2,3805 gde K+ = 0,0608 mol de K+. 
 
 
H2O = 0,0611 mol / 0,0204 mol = 3 H2O 
C2O42- = 0,0611 mol / 0,0204 mol = 3 C2O42- 
Fe3+ = 0,0204 mol / 0,0204 mol = 1 Fe3+ 
K+ = 0,0608 mol / 0,0204 mol = 3 K+ 
 
Portanto: 
a = 3; b = 1; c = 3; d = 3 
K3Fe(C2O4)3(H2O)3 
8. Um composto de K, Al, S e O, contendo águas de cristalização, foi submetido a análise 
quantitativa e sua fórmula mínima determinada, de acordo com o procedimento descrito a seguir: 
 a) uma amostra de 0,474 g foi aquecida a 100o C, de maneira a eliminar toda a água de 
cristalização. A massa de produto anidro obtido foi de 0,258 g. 
 b) uma amostra de 0,948 g foi calcinada ao ar, precipitando todo o potássio e o alumínio em 
uma mistura 1:1 em mol de K2O e Al2O3, pesando 0,196 g. 
 c) uma amostra de 0,516 g de produto anidro foi dissolvida em água e reagida com excesso de 
solução de BaCl2, precipitando 0,932 g de BaSO4. 
 Determine a fórmula mínima do composto em questão. 
 
Resposta: 
 
 H2O 
 
0,216 g (0,012 mol) de H2O em 0,474 g de amostra 
 
 K+ + Al3+ 
 
K2O + Al2O3 = 0,196 g 
94.2 + 101,96 = 196,16 g/mol 
Como a mistura contem K2O e Al2O3 em uma proporção molar 1:1, obtem-se: 
K2O + Al2O3 = 0,196 g 
94,2 + 101,96 = 196,16 g 
 
Portanto: 
K2O = 0,094 g = 0,001 mol de K2O em 0,948 g de amostra = 0,02 mol de K+ em 0,948 g de 
amostra 
Al2O3 = 0,102 g = 0,001 mol de Al2O3 em 0,948 g de amostra = 0,02 mol de Al3+ em 0,948 g de 
amostra 
 
 
 SO42- 
SO42-(aq) + Ba2+(aq)  BaSO4(s) 
 
0,932 g de BaSO4 = 0,00399 mol de SO42- em 0,516 g de amostra anidra. 
 0,00399 mol de SO42- em 0,948 g de amostra. 
 
 Normalizando para 0,948 g de amostra 
 
0,024 mol de H2O em 0,948 g de amostra; 
0,002 mol de K+ em 0,948 g de amostra; 
0,002 mol de Al3+ em 0,948 g de amostra; 
0,004 mol de SO42- em 0,948 g de amostra; 
 
H2O = 0,024 / 0,002 => 12 H2O 
K+ = 0,002 / 0,002 => 1 K+ 
Al3+ = 0,002 / 0,002 => 1 Al3+ 
SO42- = 0,004 / 0,002 => 2 SO42- 
 
KAl(SO4)2.12H2O 
9. O primeiro composto organometálico contendo um metal de transição a ser reconhecido como 
tal foi o sal de Zeise. Este produto contém K, Pt, Cl, C e H em sua estrutura. Visando determinar 
a sua fórmula, e trabalhando sempre com amostras de 0,1000 g, um químico fez os seguintes 
experimentos: 
a) dissolveu a amostra 1 em 10 mL de um solvente e determinou o teor de platina por 
espectrometria de absorção atômica. A análise revelou que na solução preparada havia 5,29 
mg/mL de platina; 
b) tratou uma solução da amostra 2 com excesso de AgNO3, obtendo um precipitado de AgCl. 
Esse precipitado foi seco e pesado, constatando-se a obtenção de 0,1168 g de AgCl; 
c) tratou a amostra 3 com um oxidante poderoso, que converteu todo o carbono em CO2 e todo o 
hidrogênio em água. Obteve um volume de gás CO2 de 13,35 mL (medido a 27 o C e 1 atm) e 
9,769 mg de H2O. 
Com base nesses resultados, determine a fórmula mínima do sal de Zeise, explicitando-a na 
forma KaPtbClcCdHe. 
 
Resposta: 
 
 Pt2+ (MM = 195,08 g/mol) 
 
5,29 mg/mL = 0,0529 g em 10 mL = 0,00027 mol de Pt2+; 
 
 Cl- 
0,1168 g de AgCl (MM = 143,32 g/mol) = 0,00081 mol de AgCl = 0,00081 mol de Cl- = 0,0287 de 
Cl- 
 
 C 
13,35 mL de CO2 
Considerando CO2 um gas ideal: 
PV = nRT => 1 x 0,01335 = n x 0,082 x 300 
 0,00054 mol de CO2 = 0,00054 mol de C = 0,00648 g de C 
 
 H 
9,769 mg de H2O = 0,00054 mol de H2O = 0,00108 mol de H = 0,00108 g de H 
 
 K+ 
 
0,1000 – (0,0529 + 0,0287 + 0,00648 + 0,00108) = 0,01084 g de K = 0,00028 mol de K+ 
 
 
0,00108 mol de H / 0,00027 mol = 4 H 
0,00054 mol de C / 0,00027 mol = 2 C 
0,00081 mol de Cl- / 0,00027 mol = 3 Cl- 
 0,00027 mol de Pt / 0,00027 mol = 1 Pt2+ 
0,00028 mol de K / 0,00027 mol = 1 K+ 
 
KPtCl3(C2H4) 
10. O catalisador de Wilkinson (publicado por F.H. Jardine, J.A Osborn,. G. Wilkinson e G. F. 
Young, Chem. Ind., London, 1965, 560) é um dos mais ativos catalisadores utilizados para a 
hidrogenação de ligações duplas carbono-carbono. Pode ser utilizado, por exemplo, para a 
hidrogenação de óleo de soja à margarina. Sua fórmula é RhuClvPw(CxHy)z. Sobre ele são 
apresentados os seguintes dados: 
a) uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é 400,5 g/mol; 
b) uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 53,93% de 
carbono e 3,75% de hidrogênio; 
c) uma amostra de 0,8010 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 254,0 mg de 
Rh2O3; 
d) uma amostra de 400,5 mg foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi tratada com 
excesso de AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl. 
A partir destes dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva sua fórmula mínima. 
 
Resposta: 
 
MM = 400,5 g/mol 
 
C = 53,93 % 
H = 3,75 % 
 
 Rh+ 
0,254 g de Rh2O3 = 0,001 mol de Rh2O3 = 0,002 mol de Rh = 0,206 g de Rh 
Portanto: 
Rh = 25,72 % 
 
 Cl- 
0,1435 g de AgCl = 0,001 mol de AgCl = 0,001 mol de Cl = 0,0355 g de Cl 
Portanto: 
Cl = 8,86 % 
 
 P 
100 – (53,93 + 3,35 + 25,72 + 8,86) = 17 
P = 8,14 % 
 
 Em 100 g de amostra: 
 
C = 53,93 g = 4,49 mol de C / 0,25 mol = 18 C 
H = 3,75 g = 3,75 mol de H / 0,25 mol = 15 H 
Rh = 25,72 g = 0,25 mol de Rh / 0,25 mol = 1 Rh 
Cl = 8,86 g = 0,25 mol de Cl / 0,25 mol = 1 Cl 
P = 8,14 g = 0,263 mol de P / 0,25 mol = 1 P 
 
RhClPC18H15 => RhClP(C6H5)3 (MM= 400,33 g/mol) 
11. Em condições de temperatura controlada, é possivel decompor o bicarbonato de potassio 
(KHCO3) originando carbonato de potasio solido, dioxido de carbono gasoso e vapor de agua. 
 a) Equacione a reação de decomposição do bicarbonado de potassio. 
 Uma amostra de 6,80 gramas de bicarbonato de potassio foi aquecida na temperatura 
adequada para decompor o bicarbonato. No entanto, o tempo foi insuficiente e a decomposição 
do bicarbonato de potassio foi parcial, tendo sido obtido no final uma mistura de bicarbonato nao 
decomposto e carbonato formado. 
 b) Se a massa da mistura obtida foi de 5,20 gramas, qual a percentagem de bicarbonato 
de potassio decomposto? 
 Agua é adicionada a mistura bicarbonato/carbonato de potassio, havendo solubilização 
apenas do carbonato de potassio. Apos filtrar a mistura, cloreto de bario é adicionado ao filtrado, 
ocorrendo a precipitação do carbonato de bario. 
 c) Equacione a reação de precipitação. 
 d) Que volume de solução de BaCl2 0,280 mol/L deve ser adicionada ao filtrado para 
promover a precipitação completa do carbonato de bario? 
 
Resposta: 
 
a) 
2KHCO3(s) K2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 
b) 
Dois equivalentes de KHCO3 decompostos geram um equivalente de CO2 e um 
equivalente de H2O: 
 
mCO2 + mH2O = 1,6 g 
44 + 18 = 62 g/mol 
 
 
mCO2 = 1,135 g = 0,0258 mol de CO2 
mH2O = 0,464 g = 0,0258 mol de H2O 
 
Portanto foram decompostos 0,0516 mol de KHCO3 (MM = 100,115 g/mol), restando 
0,0163 mol de KHCO3 nao reagido = 75,9 % de KHCO3 reagiram. 
 
KHCO3 nao reagido = 0,0163 mol = 1,632 g = 31,4 % 
K2CO3 formado = 0,0258 mol = 3,566 g = 68,6 % 
 
c) 
CO32+(aq) + Ba2+(aq)  BaCO3(s) 
 
d) 
0,0258 mol de CO32+ = 0,0258 mol de Ba2+ = 0,0258 mol de BaCl2 
0,0258 mol / (0,280 mol/L) = 0,09214 L = 92,14 mL