Estequiometria_Questoes resolvidas

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ESTEQUIOMETRIA
01- (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:
enxofre (32 g) + oxigênio (32 g) → dióxido de enxofre (64 g)
dióxido de enxofre (64 g) + hidróxido de cálcio (74 g) → produto não poluidor
Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma 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.
Resolução:
Dados fornecidos pelo exercício:
1 tonelada de carvão (C)
No carvão, temos 1% de enxofre (pureza)
Qual é a massa de hidróxido de cálcio?
1o Passo: Montar uma equação só a partir das reações sucessivas fornecidas:
S + O2 → SO2
SO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2S
Cortando o que se repete, temos a seguinte reação:
S + 1/2O2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2S
OBS.: Esse passo pode ser desprezado, pois o exercício está envolvendo apenas enxofre e hidróxido de cálcio
2o Passo: Calcular a massa de enxofre presente em 1 tonelada de carvão, lembrando que 1% é enxofre, então:
1t de carvão--------100%
x enxofre------------1%
100x = 1
x = 1 
 100
x = 0,01 t ou 10 kg de enxofre
3o Passo: A partir da massa de enxofre, podemos calcular a massa de hidróxido de cálcio. Nesse cálculo estequiométrico, vamos relacionar apenas massas:
S -------- Ca(OH)2
1.32 g---------- 1.74g
10Kg----------y
32.x = 76.10
x = 760 
 32 
x = 23 kg de gás butano
02 - (Enem) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha. Um hambúrguer ecológico? E pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado).
Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de?
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) .
a) 0,25 kg. b) 0,33 kg. c) 1,0 kg. d) 1,3 kg. e) 3,0 kg.
Resolução:
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
Massa molar do CO2 = 44 g/mol
Massa molar do C4H10 = 58 g/mol
1 kg de CO2 eliminado por uma pessoa
Massa de gás butano que deixará de ser queimada em kg = ?
1o Passo: Montar e balancear a equação de combustão do butano (C4H10)
1 C4H10 + 8 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
2o Passo: Montar a regra de três do cálculo estequiométrico, que envolverá apenas as massas de butano e gás carbônico:
1 C4H10 → 4 CO2 
1.58 g---------- 4. 44g
x----------1Kg
176.x = 58
x = 58 
 176 
x = 0,33 kg de gás butano
03 - Todos os organismos necessitam de água e grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. Os processos biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem profunda influência na química das águas naturais em todo o planeta. O oxigênio é ator dominante na química e na bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa solubilidade em água (9,0 mg/l a 20 °C) a disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido para medir a quantidade de matéria orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de O2 em miligramas necessárias para realizar a oxidação total do carbono orgânico em um litro de água.
BAIRD, C. Química Ambiental. Ed. Bookmam, 2005 (adaptado).
Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16.
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima CH2O e massa molar a 30 g/mol) são dissolvidos em um litro de água; em quanto a DBO será aumentada?
A - 0,4 mg de O2/litro
B - 1,7 mg de O2/litro
C - 2,7 mg de O2/litro
D - 9,4 mg de O2/litro
E - 10,7 mg de O2/litro
A oxidação do açúcar é representada pela seguinte equação:
CH2O + O2 ---> CO2 + H2O 
Nesta equação temos a seguinte proporção 
1mol CH2O -------- 1 mol O2 então:
30 g --------- 32 g
10mg/L ----- X
x=10,7 mg/L de O2
04 - Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1). CaCO3 (s) + SO2 (g) → CaSO3 (s) + CO2 (g) (1)
Por sua vez, o sulfito de cálcio formado por ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse porque o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas. 2 CaSO3 (s) + O2 (g) → 2 CaSO4(s) (2)
As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12 g/mol, 16 g/mol, 32 g/mol e 40 g/mol, respectivamente. BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman, 2002 (adaptado).
Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de
A) 64.
B) 108.
C) 122.
D) 136.
E) 245.
RESOLUÇÃO
Observe que a quantidade de sulfito de cálcio (CaSO3) formada na primeira etapa é igual a 1 mols e a quantidade consumida de sulfito de cálcio (CaSO3) na segunda foi de 2 mols, logo precisaremos de um artifício matemático para deixar estas quantidades iguais.
Vamos multiplicar a primeira etapa por 2 e feito isso teremos a relação estequiométrica entre o gás retido, dióxido de enxofre(SO2) e o gesso, sulfato de cálcio(CaSO4), formado para continuar com os cálculos.
[CaCO3(s) + SO2(g) => CaSO3(s) + CO2(g)] . 2
Nova relação estequiométrica.
2 CaCO3(s) + 2 SO2(g) => 2 CaSO3(s) + 2 CO2(g) 
2 CaSO3(s) + O2(g) => 2 CaSO4(s)
Cálculo da massa do gesso envolvida no processo.
CaSO4 => 2 .[(1 .40) + (1 . 32) + (4 .16)] = 2 .136g = 272gramas 
Cálculo da massa de gesso obtida por mol de gás retido.
O gás retido é o dióxido de enxofre(SO2), veja primeiro parágrafo do teste.
272g (CaSO4) ................ 2 mols (SO2)
x g (CaSO4) ................... 1 mol (SO2)
x = 136gramas
Cálculo da massa de gesso obtida considerando um rendimento de 90% 
136g ............... 100%
x g ................. 90%
x = 122,4 gramas
05 - O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill, 1992. (Foto: Reprodução/Enem)
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a
A - 2,0×100 mol.
B - 2,0×10−1 mol.
C - 8,0×10−1mol.
D - 8,0×10−4 mol.
E - 5,0×10−3 mol.
O primeiro passo para resolver esta questão é calcular o número de mols de H2O2 (peróxido de hidrogênio) presente em 20ml de uma solução cuja concentração é de 0,1 mol/L. Para isso, aplicamos uma regra de três simples.
0,1mol H202_______1000ml (1L)
X mol H202________20 ml
X=0,002 mol de H202
Agora basta analisar a estequiometria da reação e ver que para cada 5 mols de H2O2são necessários 2 mols de permanganato de potássio. Novamente, você aplicará uma regra de três para sabera quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente 0,002 mols de H202
5 mols H202_______2mols KMnO4
0,002mols H202____x mols KMnO4
X=0,0008 ou 8,0×10−4mol de KMnO4
06 - (UFF-RJ) Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente.
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada:
TiCl4(g) + Mg(s) → MgCl2(l) + Ti(s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl4(g). Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:
(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.) 
a)	1,2 g
b)	2,4 g
c)	3,6 g
d)	4,8 g
e)	7,2 g
Gabarito
Calculando a massa molar do TiCl4, temos:
48 + (35,5 * 4) =190 g/mol 187 g/mol
Balanceando a equação:
TiCl4(g) + 2Mg(s) → 2MgCl2(l) + Ti(s)
190 g                                              48 g
9,5 g                                                x g
x = 2,4 g de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio. Letra B.
07 - (UFMG) 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? 
(Dados: Fe = 56 u; O = 16 u.)
a) 19,8g
b) 16,0g 
c) 9,6g 
d) 9,9g
e) 10,2g
Calculando a massa molar do Fe2O3, temos:
(2 * 56) + (3 * 16) = 160 g/mol
Reação química balanceada:
4Fe(s) + 3 O2(g) →2Fe2O3(s)
Trabalhando com o reagente Fe:
4 Fe(s) + 3 O2(g)→2 Fe2O3(s)
224 g      96 g                 320 g
15 g          x g
x = 6,42 g
Como no problema, há 4,8 g de oxigênio, e o cálculo forneceu o valor de 6,42 g ( que é o valor que reage completamente com 15 g de Fe), concluímos que o oxigênio é o reagente limitante, ou seja, irá reagir completamente na reação. Dessa forma, o ferro é o reagente em excesso, e não irá ser usado nos cálculos.
Confirmando o excesso do ferro:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g      96 g                 320 g
 x g          4,8 g
x = 11,2 g (excesso confirmado)
Trabalhando com o oxigênio:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
224 g      96 g                 320 g
                 4,8 g                x g
x = 16 g de Fe2O3 serão formados na reação. Letra B.
08 - O hipoclorito de sódio, é uma substância comercializada, em solução aquosa, com o nome de água sanitária ou água de lavadeira,possuindo propriedades bactericidas e alvejantes. Esse sal é produzido a partir de cloro e de soda cáustica, de acordo com a reação equacionada a seguir: Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Determine as massas de cloro e de soda cáustica necessárias à obtenção de 1490g de hipoclorito de sódio.(Empregue os seguintes valores de massa molar: Cl2 = 71,0g/mol . NaOH = 40,0g/mol . NaClO= 74,5g/mol )
a) 1420g e 1600g
b) 1364g e 2210g 
c) 1196g e 1449g 
d) 1330g e 2342g
e) 2102g e 2231g
resolução:
Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O
71 g de Cl2 ---------- 74,5 g de NaClO
x ------------------------ 1490 g de NaClO
x = 71 x 1490 / 74,5
x = 1420 g de Cl2
Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O
2 x 40 g de NaOH --------- 74,5 g de NaClO
x' ------------------------------- 1490 g de NaClO
x' = 2 x 40 x 1490 / 74,5
x' = 1600 g de NaOH
09 - Coletou-se água no rio Tietê, na cidade de São Paulo. Para oxidar completamente toda a matéria orgânica contida em 1,00L dessa amostra, microorganismos consumiram 48,0mg de oxigênio(O2). Admitindo que a matéria orgânica possa ser representada por C6H10O5 e sabendo que sua oxidação completa produz CO2 e H2O, qual a massa da matéria orgânica por litro da água do rio?
(Dados: H = 1, C =12 e O = 16.)
a) 20,5 mg.
b) 40,5 mg.
c) 80,0 mg.
d) 160 mg.
e) 200 mg.
RESOLUÇÃO
Reação de oxidação da matéria orgânica representada por
C6H10O5 + 6O2 => 6CO2 + 5H2O
Leitura mássica: 162 gramas de matéria orgânica(C6H10O5) reage com 192 gramas de gás oxigênio(O2) produzindo 286 gramas de gás carbônico(CO2) e 90 gramas de água(H2O).
Lembrando que 1 grama é igual a 1.000 miligramas.
Cada litro de água consome 48,0 miligramas de gás oxigênio(O2), com esse dado vamos calcular a quantidade de matéria orgânica(C6H10O5) oxidada segundo a reação.
Matéria orgânica .................... gás oxigênio
162.000 miligramas ................ 192.000 miligramas
x miligramas ........................... 48 miligramas
x = 40.500 miligramas = 40,5 gramas de matéria orgânica(C6H10O5) foi oxidada.
10 - Quantas moléculas de água, H2O(v), são obtidas na queima completa do acetileno C2H2(g), ao serem consumidas 3,0 . 1024 moléculas de gás oxigênio?
a) 120 . 1024
b) 0,12 . 1023
c) 12 . 1024
d) 1,2 . 1023
e) 1,2 . 1024
Alternativa “e”.
* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica:
2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v)
* Sabe-se que 1 mol ↔ 6. 1023 moléculas, então:
5 . 6. 1023 moléculas de O2(g)------- 2 . 6. 1023 moléculas de H2O(v)
3,0 . 1024 moléculas de O2(g)------- x
x = 3,0 . 1024 . 2 . 6. 1023
5 . 6. 1023
x = 1,2 . 1024 de H2O(v)
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