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① Reações Inorgânicas; ② Relação de Massa; ③ Estudo dos Gases; ④ Estequiometria. ........................................................................................................................................................................... ① REAÇÕES INORGÂNICAS Tipos de rações Síntese ou adição aA + Bb AB Decomposição ou análise AB A + B Deslocamento AB + C AC + B (reatividade C>B) AB + C CB + A (reatividade C>A) Metais com a água: metais alcalinos fazem reação muito violenta com água, mesmo a frio; metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio; o magnésio faz reação muito lenta com a água fria, com água quente é mais rápida, porém branda; os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com vapor de água a alta temperatura; os metais menos reativos que o H não reagem com água em nenhuma condição. Reação de dupla-troca AB + CD AD + CB A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou CB for: menos solúvel, eletrólito mais fraco, mais volátil que AB e/ou CD. Solubilidade em água Regras de solubilidade em água: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis Os nitratos e os acetatos são solúveis Os cloretos, brometos e os iodetos em sua maioria são solúveis (exceções Pb, Ag, Cu, Hg) Os sulfatos em sua maioria são solúveis na água (exceções Ca, Sr, Ba e Pb) Os sulfetos e hidróxidos, em sua maioria são insolúveis na água (exceções metais alcalinos e amônio e alcalino-terrosos) Os carbonatos, os fosfatos e os sais dos outros ânions não mencionados em sua maior parte, são insolúveis. Volatilidade Todo composto iônico é não volátil, portanto os sais e os hidróxidos metálicos são não voláteis. Indícios de ocorrência de uma reação Mudança de coloração no sistema e/ou Liberação de gás (efervescência) e/ou Precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou Liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente). Exercícios 01) Considere as equações: I . Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 II . P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 III. AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 IV. CaO + CO2 CaCO3 V. 2 H2O 2 H2 + O2 AULA 5 - 2 - É considerada uma reação de decomposição: a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V. 02) A sequência que representa, respectivamente, reações de síntese, análise, simples troca e dupla troca são: I. Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb II. FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S III. 2 NaNO3 2NaNO2 + O2 IV. N2 + 3 H2 2 NH3 a) I, II, III e IV. b) III, IV, I e II. c) IV, III, I e II. d) I, III, II e IV. e) II, I, IV e III. 03) No filme fotográfico, quando exposto à luz, ocorre à reação: 2 AgBr 2 Ag + Br2 Essa reação pode ser classificada como: a) pirólise. b) eletrólise. c) fotólise. d) síntese. e) simples troca. 04) Dadas as equações: I - CuCl2 + H2SO4 CuSO4 + 2 HCl II - CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4 III - Cu(OH)2 CuO + H2O A classificação da reação equacionada e o nome do composto assinalado em negrito são: a) Em I - dupla troca e sulfato de cobre I. b) Em III - síntese e óxido cúprico. c) Em II - dupla troca e hidróxido cúprico. d) Em III - análise e óxido cuproso. e) Em I - simples troca e sulfato de cobre II. 05) “Na reação de sódio metálico com água ocorre.......................e forma-se ............ .". A alternativa que preenche corretamente à frase é: a) libertação de oxigênio, hidróxido de sódio. b) fusão do sódio, óxido de sódio. c) eletrólise, hidreto de sódio. d) hidrólise, íons hidrônio. e) libertação de hidrogênio, hidróxido de sódio. 06) Ao se misturar solução de ácido sulfúrico com bicarbonato de sódio em pó, obtém-se uma substância gasosa que geralmente é empregada como: a) combustível. b) agente de limpeza. c) fertilizante. d) extintor de chamas. e) anestésico. Gabarito 1.e 2.c 3.c 4.c 5.e 6.d ② RELAÇÃO DE MASSA É muito importante saber antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de produtos. Muitas vezes é necessário determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos. Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem pesadas, foi estabelecido um padrão para comparar suas massas. Unidade de Massa Atômica Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se - 3 - convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. Uma unidade de massa atômica (1u) corresponde a 1/12 de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono. Massa Atômica (A) Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. Exemplo: O oxigênio tem massa atômica de 16u, portanto é mais pesado 16 vezes em relação à 1/12 de um átomo de carbono-12. Observação: Os elementos químicos consistem em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas atômicas dos elementos que vemos nas tabelas periódicas são médias ponderadas das massas dos seus respectivos isótopos. Massa Molecular (MM) É o valor obtido a partir da soma das massas atômicas dos átomos que formam a molécula. É expressa em unidade de massa atômica (u). Ex: Para a molécula de sacarose C12H22O11, a massa molecular será: (Dados: MAH = 1u; MAC = 12u; MAO = 16u) Solução: 12 átomos de carbono x 12u = 144u 22 átomos de hidrogênio x 1u = 22u 11 átomos de oxigênio x 16u = 176u MM sacarose = 144u + 22u + 176u = 342u. Número do Avogadro Amedeo Avogadro foi o primeiro cientista a conceber a ideia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas igual à sua massa atômica, apresenta sempre o mesmo número de átomos. Esse número foi denominado Número de Avogadro e seu valor é aproximadamente igual a 6,02 x 1023. Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 1023 desta substância. Mol O mol é definido como a quantidade de matéria de um sistema que contém 6,02 x 1023 unidades elementares. Pela definição, qualquer quantidade de matéria que contenha 6,02 x 1023 entidades é 1 mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons etc. Massa Molar (M) É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x 1023 entidades) de determinada espécie química. Sua unidade é g/mol. Exemplo: A massa atômica do carbono é 12u, portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja, a massa molar de C é 12g/mol. A massa molar nada mais é que a massa da substância por unidade de quantidade de matéria (número de mol – n): Exercícios: 1. (ENEM) A água pesada D2O, utilizada como moderador em reatores nucleares, apresenta na sua molécula um isótopo do hidrogênio, o deutério (D), que contém no seu núcleo 1 nêutron. A massa molecular da água pesada é: a) 17,0 b) 18,0 c) 19,0 d) 20,0 e) 21,0 2. (ENEM) Para a prevenção de cárie dentária recomenda-se a adição de - 4 - fluoreto à água potável ou a fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade de se acrescentar cerca de 1,8 x 10-3 g de fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons, em mol, há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa molardo íon fluoreto = 19g/mol) a) 1 x 10-2 b) 1 x 10-3 c) 1 x 10-4 d) 1 x 10-5 e) 1 x 10-6 3. (ENEM) Admitindo-se que um diamante contenha apenas átomos de carbono e que cada quilate corresponda a 200mg, determine o número de quilates em um diamante que contenha 2,0 x 1022 átomos. a) 0,25 b) 0,5 c) 1,0 d) 1,5 e) 2 4. (ENEM) Para atrair machos para acasalamento, muitas espécies fêmeas de insetos secretam compostos químicos chamados feromônios. Aproximadamente 10-12g de tal composto de fórmula C19H38O devem estar presentes para que seja eficaz. Quantas moléculas isso representa? (Massas molares: C= 12g/mol; H= 1g/mol; O= 16g/mol) a) 2 x 109 moléculas b) 3 x 109 moléculas c) 1010 moléculas d) 4 x 109 moléculas e) 8 x 109 moléculas 5. (ENEM) Um químico possui uma amostra de cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa amostra, sabendo-se que ela é constituída por 3,01 x 1023 átomos? (Massa atômica: Cu = 64) a) 0,32.1023g b)0,29.1023g c)1,60.1023g d)64,00g e)32,00g 6. (ENEM) Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. Era um ferrenho defensor das propriedades terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1 . 10-2 mol dessa vitamina. (Dose diária recomendada de vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada? (Dados: H = 1, C = 12, O= 16) a) 10 b) 60 c) 1,0 . 10² d) 1,0 . 10³ e) 6,0 . 104 7. (UFJF) O gás fosgênio (COCl2), utilizado como arma química na Primeira Guerra Mundial, ao reagir com água produz dióxido de carbono e ácido clorídrico: COCl2 + H2O → 2HCl + CO2 Qual seria a massa molar do gás fosgênio (COCl2)? a)103g/mol b)87g/mol c)99g/mol d)110g/mol e)18g/mol 8. Uma pastilha contendo 500mg de ácido ascórbico (vitamina C) foi dissolvida em um copo contendo 200mL de água. Dadas as massas molares C 12g.mol–1 , H = 1g . mol–1 e O = 16g . mol–1 e a fórmula molecular da vitamina C, C6H8O6, a concentração da solução obtida é: a) 0,0042 mol · L–1 b) 0,0142 mol · L–1 c) 2,5 mol · L–1 d) 0,5g · L–1 e) 5,0g · L–1 9. Qual a massa, em gramas, de uma única molécula de açúcar comum (sacarose C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1) a) 6,32x10-23 b) 5,68x10-22 c) 4,25x10-22 d) 6,68x10-22 e) 7,00x10-22 - 5 - 10. (UEPG) O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque inibe certas enzimas. Uma amostra de 25g de atum de uma grande remessa foi analisada e constatou-se que continha 2,1 x 10-7 mol de Hg+2. Considerando-se que os alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3 g por quilograma de alimento não podem ser comercializados, demonstre se a remessa de atum deve ou não ser confiscada. (MAHg = 200) 11. (UFPR) Um dos possíveis meios de se remover CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua contribuição para o “efeito estufa”, envolve a fixação do gás por organismos microscópicos presentes em rios, lagos e, principalmente oceanos. Dados publicados em 2003 na revista Química Nova na Escola indicam que o reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a quantidade de CO2, expressa em mol/dia, absorvida pelo reservatório. (Massa molar CO2= 44g/mol) Gabarito 1. D 2. C 3. E 4. A 5. E 6. B 7. C 8. B 9. B 10. 1,68 x 10-3 g/Kg; a remessa deve ser confiscada. 11. 1,6 x 107 mol/dia ③ ESTUDO DOS GASES O conhecimento das propriedades dos gases é de grande importância uma vez que estão muito presentes em nosso cotidiano. A maioria dos gases são compostos moleculares, com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados. Características Gerais dos Gases Os gases não têm forma nem volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. As partículas constituintes de um gás encontram-se muito afastadas umas das outras e praticamente não ocorre interação entre elas. Isso explica por que os gases têm densidades baixas, podem ser facilmente comprimidos e se misturam com muita facilidade. Além disso, as partículas movimentam-se de maneira contínua e desordenada em todas as direções e sentidos. Chocam-se entre si e contra a parede do recipiente sem perder energia. Variáveis de Estado Pressão Em um frasco fechado, a pressão exercida por um gás resulta dos choques entre as partículas desse gás contra as paredes internas do recipiente que o contém. Em 1643, Torricelli determinou experimentalmente que a pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 760mm: 1atm = 760 mmHg = 101325Pa = 1,0bar Volume O volume de uma amostra gasosa é igual ao volume interno do recipiente que a contém. As unidades de volume mais usadas são: 1L = 1dm3 = 1000cm3 = 1000mL = 0,001m3 Temperatura A temperatura de um gás está relacionada com o grau de agitação das suas moléculas. - 6 - Existem várias escalas termométricas, entretanto no estudo dos gases usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K). No Brasil as temperaturas são medidas na escala centesimal ou Celsius (°C), portanto devemos converter os valores de temperatura para Kelvin: Transformações Gasosas Isotérmica Mantendo-se a temperatura constante, a pressão e o volume de uma amostra de gás variam de modo inversamente proporcional, fato conhecido como Lei de Boyle. Matematicamente podemos expressar essa lei da seguinte maneira: P . V = constante Podemos também dizer que: Isobárica À pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás, fato conhecido como Lei de Charles/Gay-Lussac. Um aumento na temperatura acarreta um aumento do volume ocupado pelo gás. Temos: Equação Geral dos Gases A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay-Lussac podem ser reunidas em uma única expressão conhecida como equação geral dos gases: Volume Molar O volume ocupado por 1 mol de um gás a uma determinada pressão e temperatura. O volume molar foi determinado experimentalmente considerando-se as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, à pressão de 1 atm e temperatura de 273K, o que corresponde a 22,4L. - 7 - Lei do Avogadro Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm igual número de moléculas. Equação de Clapeyron Para uma massa constante de um mesmo gás, vale sempre a relação: O valor da constante depende da quantidade do gás em mol. Pra 1 mol de qualquer gás: O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol. Dependendo das unidades empregadas para indicar as outras grandezas teremos valores diferentes de R, como por exemplo, 62,3mmHg.L/mol.K. Para um número de mol qualquer, temos: Essa equação também é conhecida como equação geral dos gases ideais. Densidade dos Gases Densidade absoluta de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e o volume do gás. Como: Exercícios ENEM 1. Um vendedor de balões de gás na Praia de Boa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro de 60L de Hélio a 5 atm de pressão, para encher os balões. A temperaturado ar é 3ºC e o cilindro está em um local bem ventilado na sombra. No momento em que o vendedor não conseguir mais encher nenhum balão, qual o volume e a pressão do gás Hélio restante no cilindro? a) V = 0 L; P = 0 atm b) V = 22,4 L; P = 1 atm c) V = 60 L; P = 1 atm d) V = 10 L; P = 5 atm e) V = 60 L e P = 0 atm 2. Ao subir do fundo de um lago para a superfície, o volume de uma bolha triplica. Supondo que a temperatura da água no fundo do lago seja igual à temperatura na superfície, e considerando que a pressão exercida por uma coluna de água de 10 m de altura corresponde, praticamente, à pressão de uma atmosfera, podemos concluir que a profundidade do lago é, aproximadamente. a) 2 m. b) 5 m. c) 10 m. d) 20 m. e) 30 m. 3. Uma estudante está interessada em verificar as propriedades do hidrogênio gasoso a baixas temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura ambiente (25°C) e 1atm de pressão, e resfriou o gás, à pressão constante, a uma temperatura de – 200°C. Que volume desse gás a estudante encontrou no final do experimento? a) 0,73 mL. - 8 - b) 7,30 mL. c) 73,0 mL. d) 730 mL. e) 7300 mL. 4. Imediatamente acima da superfície da Terra localiza-se uma região da atmosfera conhecida como troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os ventos e a chuva. A temperatura no seu topo é de – 50°C e sua pressão é de 0,25 atm. Se um balão resistente a altas pressões, cheio com gás hélio até um volume de 10 litros, a 1,00 atm e 27°C for solto, qual o volume, em mL, deste balão quando chegar ao topo da troposfera? a) 40,0L b) 74,1L c) 36,3L d) 29,7L e) 52,5L 5. A pressão total do ar no interior de um pneu era de 2,30 atm quando a temperatura do pneu era de 27 °C. Depois de ter rodado um certo tempo, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que esta era agora de 2,53 atm. Supondo a variação de volume do pneu desprezível, a nova temperatura será: a) 29,7 °C. b) 57,0 °C. c) 33,0 °C. d) 330 °C. e) n.d.a. 6. Um cilindro de gás industrial com capacidade para 100L, contém 44 Kg de gás propano a 27°C. Considerando que em uma semana seja consumido gás suficiente para que a pressão seja reduzida à metade e supondo que a temperatura permaneça constante, a pressão inicial no cilindro e número de mols de gás utilizado serão respectivamente: (Dado: C=12 g/mol, H=1 g/mol) a) 246 atm e 500 mols b) 246 atm e 22 mols c) 123 atm e 1000 mols d) 123 atm e 500 mols e) 123 atm e 44 mols 7. A massa de oxigênio necessária para encher um cilindro de capacidade igual a 25 litros, sob pressão de 10 atm e a 25 °C é de: (Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25 L/mol) a) 960 g. b) 320 g. c) 48 g. d) 32 g. e) 16 g. 8. Um tanque, contendo gás butano a 227°C com capacidade de 4,10 m3, sofre um vazamento ocasionado por defeito em uma das válvulas de segurança. Procedimentos posteriores confirmaram uma variação de pressão na ordem de 1,5 atm. Admitindo-se que a temperatura do tanque não variou, pode-se afirmar que a massa perdida de butano, em kg, foi: (Dados: C = 12 u; H = 1 u; R = 0,082 atm x L /mol x K.) a) 8,7 kg. b) 2,9 kg. c) 15,0 kg. d) 0,33 kg. e) 30,3 kg. 9. Considere um balão de aniversário contendo 2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um volume de 23 L, a 25 °C e sob a pressão de 1 atm. O número aproximado de moléculas de oxigênio presentes no balão será: a) 6,0 · 1022 moléculas. b) 6,0 · 1023 moléculas. c) 1,2 · 1022 moléculas. d) 23 moléculas. e) 0,46 moléculas. 10. É possível fazer um vulcão, em miniatura, no laboratório, usando o dicromato de amônio (NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido, se decompõe vigorosamente, liberando, dentre outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se forem recolhidos os gases de reação num balão de 2,0 L a 27 °C, a pressão - 9 - total do gás, neste balão, em atmosferas, será igual a: (Dados: massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr = 52 u; R = 0,082 atm L K–1 mol–1) (NH4)2Cr2O7(s) →N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s) a) 0,11 b) 1,00 c) 1,11 d) 1,23 e) 12,3 11. Um frasco completamente vazio tem massa 820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio se encontra nas CNTP, é: Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; volume molar na CNTP = 22,4 L. a) 16,8 L. b) 18,3 L. c) 33,6 L. d) 36,6 L. e) 54,1 L. 12. Considere o diagrama: Qual o nome das transformações gasosas verificadas quando passamos de I para II, de II para III e de III para I respectivamente: a) isobárica, isotérmica, isocórica b) isocórica, isobárica, isotérmica c) isobárica, isocórica, isotérmica d) isotérmica, isobárica, isocórica e) isotérmica, isocórica, isobárica 14. Uma garrafa de 1,5L, indeformável e seca, foi fechada com uma tampa plástica. A pressão ambiente era de 1,0 atm e a temperatura de 27°C. Em seguida, essa garrafa foi colocada ao sole, após certo tempo, a temperatura em seu interior subiu para 57°C e a tampa foi arremessada pelo efeito da pressão interna. Qual era a pressão no interior da garrafa no instante imediatamente anterior à expulsão da tampa? a)1,3atm b) 1,5atm c) 2,0atm d) 1,1atm e) 2,5atm 15. Um balão meteorológico foi preenchido com gás hidrogênio, H2, que está a 1,5 atm e 20°C e ocupa 8m3. Sabendo que, nessas condições de pressão e temperatura, o volume molar dos gases é 16L, determine: a quantidade em mols de hidrogênio dentro do balão. a) 200mol b) 300mol c) 450mol d) 500mol e) 550mol 16. Um protótipo de carro movido a hidrogênio foi submetido a um teste em uma pista de provas. Sabe-se que o protótipo tem um tanque de combustível com capacidade igual a 164L e percorre 22 metros para cada mol de H2 consumido. No início do teste, a pressão no tanque era de 600 atm e a temperatura, igual a 300K. Sabendo que no final do teste a pressão no tanque era de 150 atm e a temperatura igual a 300K, calcule a distância, em km, percorrida pelo protótipo. a) 60Km b) 62Km c) 63Km d) 64Km e) 66km 17. Um balão meteorológico de cor escura, no instante de seu lançamento, contém 100mol de gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 15 km, a pressão do gás se reduziu a 100 mm Hg e a temperatura, devido à irradiação solar, aumentou para 77 °C nestas condições, qual seria o volume do balão meteorológico: a) 21700L b) 20300L - 10 - c) 22000L d) 21320L e) 22500L Gabarito 1. C 2. D 3. D 4. D 5. B 6. A 7. B 8. A 9. C 10. D 11. A 12. A 13. C 14. D 15. D 16. E 17.A ④ ESTEQUIOMETRIA Nas reações químicas, é importante se prever a quantidade de produtos que podem ser obtidos a partir de certa quantidade de reagente consumidos. Os cálculos que possibilitam prever essa quantidade são chamados de cálculos estequiométricos. Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras: massa, volume, quantidade de matéria (mol), número de moléculas. Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação. Leis ponderais Lei de Lavoisier: Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. Essa lei também pode ser enunciada pela famosa frase: "Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma". Lei de Proust: Toda substância apresenta uma proporção constanteem massa, na sua composição, e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. Lei de Avogadro: Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão. Para melhor entender a Lei de Gay-Lussac, Avogadro introduziu o conceito de moléculas, explicando por que a relação dos volumes é dada por números inteiros. Dessa forma foi estabelecido o enunciado do volume molar. Tipos de Cálculos Estequiométricos Os dados do problema podem vir expressos das mais diversas maneiras: quantidade de matéria (mol), massa, número de moléculas, volume, etc. Em todos esses tipos de cálculo vamos nos basear nos coeficientes da equação que, como vimos, dão a proporção em mols dos componentes da reação. Regras para a realização dos cálculos estequiométricos: 1. Escreva corretamente a equação química mencionada no problema. 2. As reações devem ser balanceadas corretamente, lembrando que os coeficientes indicam as proporções em mols dos reagentes e produtos. 3. Caso o problema envolva pureza de reagentes, fazer a correção dos valores, trabalhando somente com a parte pura que efetivamente irá reagir. 4. Caso o problema envolva reagentes em excesso-e isso percebemos quando são citados dados relativos a mais de um reagente - devemos verificar qual deles está correto. O outro, que está em excesso, deve ser descartado para efeito de cálculos. 5. Relacione por meio de uma regra de três, s dados e a pergunta do problema, escrevendo corretamente as informações em massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. Lembre-se: 1mol= g =22,4L = 6,02 x 1023 6. Se o problema citar o rendimento da reação, devemos proceder à correção dos valores obtidos. - 11 - Quando são dadas as quantidades de dois reagentes é importante lembrar que as substâncias não reagem na proporção que queremos, mas na proporção que a equação nos obriga. Quando o problema dá as quantidades de dois participantes, provavelmente um deles está em excesso, pois em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e a quantidade do outro seria calculada. Para fazer o cálculo estequiométrico, baseamo-nos no reagente que não está em excesso (denominado reagente limitante). Nesse caso segue-se às etapas: 1. Considere um dos reagentes o limitante e determine o quanto de produto seria formado. 2. Repita o procedimento com o outro reagente. 3. A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto formada. Exercícios 1. Quantas moléculas existem em 88g de dióxido de carbono? (C=12; O=16 cte de Avogadro=6,02 x 1023) a) 2,1x1024 b) 1,5x1024 c) 1,2x1024 d) 1,2x1023 e) 1,5x1025 2. A equação química: 2 Mg(OH)2 + x HCl 2 MgCl2 + 4 H2O fica estequiometricamente correta se x for igual a: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. A quantos gramas correspondem 3 .1024 átomos de alumínio? a) 100g b) 130g c) 110g d) 0135g e) 150g 4. De acordo com a Lei de Lavoisier, quando fizermos reagir completamente, em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de enxofre, a massa, em gramas, de sulfeto de ferro obtido será de: Dados: Fe=56u; S=32u a) 2,76 b) 2,24 c) 1,76 d) 1,28 e) 0,48 5. Qual é a massa correspondente a 5 mols de alumínio? (Al = 27) a) 140g b) 135g c) 130g d) 145g e) 125g 6. (Enem) Na reação dada pela equação A + B → C A razão entre as massas de A e B é 0,4. Se 8g de A forem adicionados a 25g de B, após a reação, verificar-se-á: a) a formação de 20g de C, havendo excesso de 13g de B. b) um excesso de 5g de B e consumo total da massa de A colocada. c) o consumo total das massas de A e B colocadas. d) a formação de 18g de C, havendo excesso de 5g de A. e) um excesso de 4,8g de A e consumo total da massa de B colocada. 7. A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação: Cl2 + NH3 N2H4 + NH4Cl a) 4 b) 15 c) 21 - 12 - d) 8 e) 6 8. (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro é tratado com um banho de “licor de cromo”, preparado através da reação representada pela equação: Na2Cr2O7 + xSO2 + H2O yCr(OH)SO4+ Na2SO4 Depois de balanceada com os menores coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta: x y a) 3 2 b) 2 3 c) 2 2 d) 3 3 e) 2 1 9. A composição em volume do ar atmosférico é de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio e 1% de argônio. A massa em grama de argônio (Ar=40) em 224L de ar (CNTP) será: a) 0,082 b) 40 c) 2,24 d) 1 e) 4 10. (Enem) Uma mistura contém 24 g de carbono e 8g de hidrogênio e se transforma completamente em metano. Qual é a composição centesimal do metano? a) 13% de C e 36% de H b) 6,5% de C e 3,5% de H c) 25% de C e 75% de H d) 75% de C e 25% de H e) 80% de C e 20% de H 11. Sabe-se que 6g de carbono reagem exatamente com 2g de hidrogênio. Se colocarmos 15g de carbono para reagir com 6 g de hidrogênio, qual a massa de metano a ser formada? a) 21 g b) 32 g c) 8 g d) 9 g e) 20g 12. As águas poluídas do Rio Tietê liberam, entre outros poluentes, o gás sulfídrico. Um dos maiores problemas causados por esse gás é o ataque corrosivo aos fios de cobre das instalações elétricas existentes junto a esse rio. O gás sulfídrico é mais denso do que o ar e, assim, concentra-se mais próximo do solo. Considerando a massa molar média do ar igual a 28,9, a densidade de H2S em reação ao ar, nas mesmas condições de temperatura e pressão, será aproximadamente; a) 1,6 b) 2,2 c) 2,3 d) 1,5 e) 1,2 13. Considerando a reação N2 + 3H2 2NH3 Quantos litros de amônia são obtidos a partir de 3L de nitrogênio. Considere todos os gases nas CNTP a) 8L b) 9L c) 12L d) 6L e) 7L 14. Dada a equação química Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O A massa de carbonato de sódio que reage completamente com 0,25 mol de HCl é: a) 13,00g b) 13,5g c) 14,25g d) 13,25g e) 14,00g 15. Ao mergulharmos uma placa de prata metálica em uma solução de ácido nítrico ocorrerá a seguinte reação: Ag + HNO3 AgNO3 + NO + H2O Ajustando a equação química acima, pode-se calcular que a massa de água - 13 - produzida, quando é consumido 1 mol de prata, é, em gramas: a) 10 b) 12 c) 16 d) 14 e) 15 16. O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do tipo cola e possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir da equação: Ca3(PO4)2 + H2SO4 H3PO4 + CaSO4 Partindo-se de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se quantidade suficiente de H2SO4, qual, em gramas, a massa aproximada de H3PO4 obtida? a) 39,2g b) 46,6g c) 22,3g d) 29,3g e) 34,5g 17. Carbonato de sódio reage com água de cal formando carbonato de cálcio, material pouco solúvel em água. Na reação de 106 Kg de carbonato de sódio com excesso de água de cal a massa de carbonato de cálcio produzida é igual a: a)120Kg b)90Kg c)100Kg d)110Kg e)105Kg 18. O efeito altamente tóxico do cianeto, ao ser ingerido por via oral, deve-se à sua reação com o ácido clorídrico, um veneno fatal em quantidades superiores a 0,062g. A massa mínima, em gramas, de cianeto de potássio capaz de produzir a quantidade de ácido cianídrico no valor citado acima é igual a: a) 0,21 b) 0,36 c) 0,32 d) 0,15 e) 0,09 19. (Enem) Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos orgânicos saturados, o hidrogêniopode ser obtido pela reação: NaH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2(g) Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0g de hidreto de sódio? Dados: Volume molar, nas CNTP= 24,5L/mol Massa molar do NaH = 24g/mol a) 61,2 b) 49,0 c) 44,8 d) 36,8 e) 33,6 20. O CO2 produzido pela decomposição térmica de 320g de carbonato de cálcio teve seu volume medido a 27°C e 0,8atm. O valor, em litros, encontrado foi: (R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1) a) 100L b) 96,46L c) 92,23L d) 94,56L e) 98,88L 21. Numa estação espacial, emprega-se óxido de lítio para remover o CO2 no processo de renovação do ar de respiração, seguindo a equação: Li2O + CO2 Li2CO3 Sabendo-se que são utilizadas unidades de absorção contendo 1,8Kg de Li2O, o volume máximo de CO2, medidos na CNTP, que cada uma delas pode absorver, é: a) 1322L b) 1330L c) 1344L d) 1320L e) 1340L 22. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não balanceada que representa o processo global é: Al2O3 + C CO2 + Al - 14 - Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, são produzidos esse processo? a) 3 e 2 c) 2 e 3 e) 3 e 4 b) 1 e 4 d) 2 e 1 23. Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, formada após um deles ter sido completamente consumido? (Fe = 56; O = 16) a) 19,8g b) 16,0g c) 9,6g d) 9,9g e) 10,2g 24. (Enem) A soma dos coeficientes da equação abaixo é igual a Br2 + KOH KBrO3 + KBr + H2O a) 13 b) 20 c) 19 d) 15 e) 18 25. (Enem) Duas das reações que ocorrem na produção do ferro são representadas por: 2C + O2 2CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando apenas essas duas etapas do processo, calcule a massa aproximada, em Kg, de carvão consumido na produção de 1t de ferro (Fe = 56) a) 318Kg b) 321Kg c) 319Kg d) 320Kg e) 317Kg 26. Em 2,8Kg de óxido de cálcio, também conhecido com cal virgem, foi adicionada água, formando hidróxido de cálcio, usado para pintar uma parede. Após a sua aplicação, transformou-se numa camada dura, pela reação química com gás carbônico existente no ar, formando carbonato de cálcio. A massa de sal obtida é, aproximadamente, igual a: a) 5Kg b) 7Kg c) 8Kg d) 4Kg e) 6Kg 27. (Enem) Na sequência de reações Na2O + H2O 2NaOH H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O Se partirmos de 10 mols de Na2O, obteremos: a) 9 mols b) 10 mols c) 11mols d) 12 mols e) 8 mols 28. A combustão do gás metano, CH4, dá como produtos CO2 e H2O, ambos na fase gasosa. Se 1L de metano for queimado na presença de 10L de O2, qual o volume final da mistura resultante? a) 11L b) 12l c) 13L d) 10L e) 9L 29. Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, segundo a equação: CaCO3 CaO + CO2 Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? a) 359,3g b) 356,5g c) 358,4g d) 360,2g e) 361,8g 30. (Enem) Oitenta gramas de calcário (grau de pureza é de 90% em CaCO3) reagem com ácido sulfúrico segundo a equação química: - 15 - CaCO3+ H2SO4 CaSO4+ H2O+ CO2 Qual o volume de gás carbônico formado nas CNTP, na reação acima? a) 16,3L b) 17,92L c) 1,61L d) 16,13L e) 2,4L 31. Deseja-se obter 180L de dióxido de carbono, medidos nas condições normais, pela calcinação de um calcário de 90% de pureza. Qual é a massa necessária de calcário? a) 900,0g b) 803,57g c) 798,56g d) 793,32g e) 810,23g 32. (ACAFE) Calcule a massa de CaCO3 com 80% de pureza, necessária para produzir 1,2 L de CO2 nas CNTP, no processo: Dados: Ca = 40; C = 12; O = 16 CaCO3 CaO + CO2 a) 125g b) 80g c) 40g d) 50g e) 62,5g 33. O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio. Se de 4,0g do sal obtivermos 2,0g do gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é da ordem de: a)90,9% b)87,3% c)80,6% d)78,9% e)101,3% 34. (Enem) Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação: Fe2O3 + C Fe + CO Utilizando-se 4,8t de minério e admitindo um rendimento de 80% da reação, a quantidade de ferro produzida será de: a) 2,322t b) 1,688t c) 3,675t d) 3,212t e) 2,688t 35. (Enem) Em um tubo, 16,8g de bicarbonato de sódio são decompostos, pela ação do calor, em carbonato de sódio sólido, gás carbônico, em litros, obtidos nas CNTP, supondo o rendimento da reação igual a 90%, é igual a: a) 2,00 b) 2,1 c) 2,02 d) 2,3 e) 2,4 36. 32,70g de zinco metálico reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, produzindo 64,53g de zincato de sódio (Na2ZnO2). Qual é o rendimento dessa reação? a) 88% b) 92% c) 86% d) 90% e) 95% 38. (Enem) Atualmente, sistemas de purificação de emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei em um número cada vez maior de países. O controle das emissões de dióxido de enxofre gasoso, provenientes da queima de carvão que contém enxofre, pode ser feito pela reação desse gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio em água, sendo formado um produto não poluidor do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como as massas de algumas das substâncias envolvidas nessas reações, podem ser assim representadas: S (32g) + O2 (32g) SO2 (64g) SO2(64g) + Ca(OH)2(74g) produto não poluidor Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma - 16 - tonelada de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio de, aproximadamente, a) 23 kg. b) 43 kg. c) 64 kg. d) 74 kg. e) 138 kg 39. (Enem 2006) Para se obter 1,5 kg do dióxido de urânio puro, matéria-prima para a produção de combustível nuclear, é necessário extrair-se e tratar-se 1,0 tonelada de minério. Assim, o rendimento (dado em % em massa) do tratamento do minério até chegar ao dióxido de urânio puro é de: a) 0,10 %. b) 0,15 %. c) 0,20 %. d) 1,5 %. e) 2,0% Gabarito: 1.c 2.d 3.d 4.c 5.b 6.b 7.d 8.a 9.e 10.d 11.e 12.e 13.d 14.d 15.b 16.a 17.c 18.d 19.a 20.b 21.c 22.e 23.b 24.e 25.b 26.a 27.b 28.d 29.a 30.c 31.d 32.b 33.e 34.a 35.e 36.c 37.d 38.a 39.e
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