LISTA 5

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CENTRO UNIVERSITÁRIO UNINOVAFAPI 
COORDENAÇÃO DOS CURSOS DE ENGENHARIAS 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL 
PROF. Dr. CLECIO DANTAS 
ALUNO: WHELVES NUREMBERG SILVA DE SOUSA 
 
 
EXERCICIO (ESTEQUIOMETRIA) 
 
1) O metal cobre pode ser extraído de uma solução de sulfato de cobre(II) por eletrólise. Se 
29,50 g de sulfato de cobre (II) penta hidratado são dissolvidos em 100 mL de água e todo o 
cobre sofre eletrodeposição, que massa de cobre pode ser recuperada? 
R= 
CuSO4.5H2O (é ponto, e não aquele x que foi colocodo lá) tem massa 
molecular de 63,5 + 32 + 4*16 + 5*18 = 249,5 g/mol. Nesses 249,5 g, existem 
63,5 g de Ku (uso Ku, pra esses medievais do YR não censurarem). Logo, 
em 29,5 g de sulfato haverá x g de Ku. E x = 29,5 * 63,5/249,5 = 7,51 g de Ku 
eletrolisados (supondo-se, como você disse, 100% de rendimento). 
 
2) Um metal M forma um óxido com a fórmula M2O3 em que a percentagem de massa do 
metal é 69,9%. Qual é a identificação do metal? Escreva o nome do composto. 
R= 
Primeiro é preciso descobrir por uma regra de 3, a porcentagem do O3 . para 
descobrir a massa do metal 
se a porcentagem do metal é 69,9 ----- a porcentagem do O3 será 100 -69,9 = 
30,1 % 
como tem 3 O e cada um 16 de massa , temos massa total 48 g 
x ------ 69,9% 
48------ 30,1 %X = 111,4 - como existem dois átomos do metal , onde será 
dividido por dois que é igual a 55,8 
agora olhe na tabela na parte dos metais ... qual elemento tem essa 
Substancia ; é o F (ferro) 
 
e nome do composto e óxido de ferro. 
 
3) O dióxido de carbono pode ser removido dos gases emitidos por um processo produtivo de 
materiais combinando-o com uma emulsão de silicato de cálcio em água: 2 CO2(g) + H2O(l) + 
CaSiO3(s) → SiO2(s) + Ca(HCO3)2 (aq). Que massa de CaSiO3 (massa molar 116,17 g.mol-1) é 
necessária para reagir completamente com 0,300 kg de dióxido de carbono? 
R= 
Considerando o CO2 e o CaSiO2....temos pela equação: 
 2mol de CO2 ---------- 1 mol de CaSiO2 
Considerando que a massa molar de CO2 é de 44 gramas por mol, temos que 
a massa de CaSiO2 para reagir com 0,2 kg = 300 gramas de CO2: 
(2 x 44) = 88 gramas CO2 ------------- 116,17 gramas CaSiO2 
 300 gramas CO2 ---------- M 
M = 396 gramas CaSiO2 
 
 
4 
4 
4) A concentração de ferro em minérios pode ser determinada por titulação de uma amostra 
com uma solução de permanganato de potássio, KMnO4. O minério é dissolvido em ácido 
clorídrico e formam-se íons ferro(II), que reagem com MnO 1-: 
Fe2+(aq) + MnO 1-(aq) → Fe3+(aq) + Mn2+(aq) 
O ponto estequiométrico é atingido quando todo o Fe2+ reagiu e a detecção é feita porque a 
cor do íon permanganato persiste. Uma amostra de massa 0,202 g de minério foi dissolvida em 
ácido clorídrico e uma solução resultante foi titulada com 16,7 mL de 0,0108 M KMnO4(aq). 
Qual é a massa de íons ferro(II) presente na amostra? Qual é a percentagem em massa de 
ferro na amostra de minério? 
R= 
 
KMnO4: 
M = n / V , sendo M a concentração, n o número de mols e V o volume (em 
litros). 
0,0108 = n / 0,02435 
n = 0,0108 x 0,02435 
n = 0,000475 
n = 4,75x10^(-4)mols de KMnO4 
 
Baseado na equação de dissociação do KMnO4: 
KMnO4 --> K+ + MnO4- 
4,75x10^(-4)mols de KMnO4 gera 1x4,75x10^(-4)mols de K+ e 1x4,75x10^(-
4)mols de MnO4- 
 
Temos a quantidade usada de MnO4- é de 4,75x10^(-4)mols. 
 
O cálculo estequiométrico vem agora desta forma: 
MnO4- Fe 
4,75x10^(-4)mols ------ X grama (proporção a ser encontrada) 
1 mol ------------------- 5x55,8 gramas (proporção estequiométrica obtida pela 
equação balanceada) 
 
4,75x10^(-4) x 5 x 55,8 = 1 x X 
X = 0,132 gramas de Fe 
 
A pergunta é a % em massa de Ferro no minério: 
0,202 ----- 100% do peso 
0,132g ----- X% do peso 
0,202 x X = 0,132 x 100 
X = 12,9 % do peso da amostra é de ferro 
 
5) Uma amostra de calcário de massa 20,750 g, para uso em cerâmica, foi analisada para 
determinação do conteúdo de ferro. O calcário foi lavado com ácido clorídrico e o ferro 
convertido em íons de Fe(II). A solução resultante foi titulada com uma solução de sulfato de 
cério(IV): 
Fe2+(aq) + Ce4+(aq) → Fe3+(aq) + Ce3+(aq) 
Na titulação foram gastos 13,45 mL de 1,340 M de CeSO4(aq) para atingir o ponto 
estequiométrico. Qual é a percentagem de massa de ferro no calcário? 
R= 
De acordo com a equação química, ferro e cério irão reagir na proporção 1:1; 
logo, temos que n(Ce) = n(Fe), e assim podemos descobrir a massa de ferro 
na amostra. 
n(Ce) = (1,34mol/L)*(13,45*10^(-3) L) = 1,8*10^(-2) mol 
Logo, n(Fe) = 1,8*10^(-2) mol 
 
m(Fe) = (1,8*10(-2) mol)*(56g/mol) = 1,008 g 
 
%Fe = 1,008g/20,75g = 0,0485 = 4,85 % 
 
6) A redução de 15 kg de óxido de ferro (III) em um alto forno produziu 8,8 kg de ferro. Qual é 
o rendimento percentual de ferro? 
R= 
A reação é Fe2O3 >>> 2Fe + 3O ( massa molar do Fe2O3= 159,7g/mol , e do 
Fe= 55,8g/mol) 
 
159,7g >>> 2*55,8 g 
15000g >>> X 
X= 10482g ( essa seria a massa produzida se a reação tivesse um rendimento 
de 100%, mas sabemos que a massa produzida foi de 8,8Kg. Então por regar 
de 3 temos: 
10482g produz 100% 
8800g produz X% 
X= 83,95% ( O resultado mudou um pouquinho do seu porque não arredondei 
as massas molares) 
 
7) Indique o reagente limitante na reação 6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s) quando 5,52 g 
de sódio são aquecidos com 5,10 g de Al2O3. Que massa de alumínio pode ser produzida? Que 
massa de reagente em excesso permanece ao final da reação? 
R= 
 
 
6Na + +Al₂O₃ -----> 2Al + 3Na₂O 
Fazendo a proporção em massa temos 
138gNa reage com 102gAl₂O₃ --------> 54gAl + 186gNa₂O 
Para sabermos quem é o reagente limitante pense o seguinte: 
Tem em estoque 5,52g de Na e 5,10g de Al₂O₃ 
 
Para descobrirmos quem é o reagente limitante basta usar a quantidade em 
estoque de um e ver quando precisaria da quantidade em estoque do outro. 
Vamos pelo Na 
Se eu usar todo o estoque de Na temos 
138g de Na ------102g de Al₂O₃ 
5,52g de Na ----xg de Al₂O₃ 
X = 102*5,52/138 
x = 4,08g de Al₂O₃, ou seja do meu estoque total de Al₂O₃ que é 5,10g eu só 
precisaria de 4,08g. 
 
Agora vamos supor que usássemos todo o estoque disponível de Al₂O₃ 
138g de Na ----102g de Al₂O₃ 
Y g de Na ---- 5,10g de Al₂O₃ 
Y = 138*5,10/102 
 
Y = 6,9g, ou seja para usar todo o estoque de Al₂O₃, eu precisaria de 6,9g de 
Na, mas só que eu não tenho essa quantidade disponível, porque no estoque 
só há 5,52g. 
Assim conclui-se que o reagente limitante é o Na e o reagente em excesso é o 
Al₂O₃, pois dos 5,52g disponíveis, só iremos utilizar 5,10g dele. 
 
Para saber a massa de alumínio produzida, temos que fazer uma regra de 3 
entre o reagente limitante (Na) e o Alumínio, portanto tem-se que: 
138g de Na-------54g de Al 
5,52g de Na -----xg de Al 
 
Portanto: 
X = 54*5,52/138 
x = 2,16g de Al 
Então irá produzir 2,16g de alumínio 
 
O reagente em excesso já definido anteriormente é o Al₂O₃. Agora será feito 
uma regra de entre os reagentes e depois subtrairmos do estoque disponível 
de Al₂O₃, para isso temos: 
138g de Na ----102g de Al₂O₃ 
5,52g de Na ---Yg de Al₂O₃ 
Y = 102*5,52/138 
Y = 4,08g de Al₂O₃ 
 
Como temos ao todo 5,10g de Al₂O₃ e só usamos 4,08g de Al₂O₃ na reação, 
sobrará entao 5,10 - 4,08 = 1,02g de Al₂O₃. 
 
8) Uma mistura de 10,325 g de óxido de ferro(II) e 5,734 g de metal alumínio é colocada em 
um cadinho e aquecida em alta temperatura em um forno. Ocorre a redução do óxido: 3 
FeO(s) + 2 Al(l) → 3 Fe(l) + Al2O3(s). Qual é o reagente limitante? Determine a quantidade 
máxima de ferro (em mol Fe) que podem ser produzidas. Calcule a massado reagente em 
excesso que permaneceu no cadinho. 
R= 
A reação já se encontra balanceada; calculando a massa: 
3mols de FeO = 215,4g 
2mols de Al = 54g 
3mols de Fe = 167,4 g 
1mol de Al2O3 = 102g 
 
Para a quantidade dada na questão, 10,325g de FeO reagiria com: 
 215,4g de FeO reage com 54g de Al 
 10,325g x 
 x= 2,5884g Al 
 
Para a quantidade dada de Al, 5,734g, seria necessário x g de FeO 
 215,4g de FeO reage com 54g de Al 
 x 5,734g de Al 
 x=22,8722g de FeO 
 
Então, considera-se como reagente limitante o Óxido de Ferro, uma vez que 
para a quantidade dada, a quantidade necessária para que ocorresse a 
queima total de ambos, é maior. 
 
 215,4g FeO reage formando 167,4 g de Fe 
 10,325g x 
 x= 8,0241g de Fe 
 
 3 mols de Fe têm 167,4g 
 x 8,0241g 
 x=0,1438 mols de Fe 
 
 O reagente em excesso é o Al, portanto: 
 5,734g - 2,5884g= 3,1456g de Al permaneceu no cadinho. 
 
9) O aquecimento de pedra calcaria, que é principalmente CaCO3, produz dióxido de carbono e 
cal, CaO, pela reação: 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
Se a decomposição térmica de 42,73 g de CaCO3 produz 17,5 g de CO2, qual é o rendimento 
percentual da reação? 
R= 
CaCO3 ----> CaO + CO2 
100g --------------------> 44g 
30,7g -------------------> y 
y = 13,508g seria a massa de CO2 que deveria ser produzida caso o 
rendimento fosse 100%, portanto: 
13,508g ------- 100% 
11,7g --------- r % 
r = 86,6% foi o rendimento da reação 5.0 
 
10) A cal apagada, Ca(OH)2, forma-se a partir da cal viva, CaO, pela adição de água: CaO(s) + 
H2O(l) Ca(OH)2(s). Que massa de cal apagada pode ser produzida pela mistura de 30,0 g de CaO 
e 10,0 g de H2O? 
R= 
 
CaO(s) + H2O(l) -> Ca(OH)2(s). 
30,0g de CaO + 10,0g H2O =40,0g 
CaO = 56g.mol-1 e Ca(OH)2= 74g.mol-1 valore encontrados na tabela 
periódica. 
 
Então: 
56g.mol-1 -------------- 74g.mol-1 
40,0g ------------------- X 
X= 2,960g/56g = 52,855714286g 
 
Logo a massa de cal apagada pode ser produzida Pela mistura de 30,0g de 
CaO e 10,0g H2O 
é de 52,85g 
 
11) Um processo utilizado para retirar SO2 das emissões de fábricas é passar os gases 
produzidos, juntamente com o ar, por uma emulsão úmida de carbonato de cálcio, em que 
ocorre a seguinte reação: CaCO3(s) + SO2(g) + O2(g) → CaSO4(s) + CO2(g). Que massa de calcário 
é necessária para remover 50,0 kg de dióxido de enxofre dos gases produzidos, se o processo 
tiver 90% de eficiência?