10 - Exercícios

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Rafael N 
1. (Fuvest) Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos res-
ponsáveis pela chuva ácida seja liberado para a atmosfera é 
trata-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, 
como equacionado a seguir: 
MgO(S) + SO2(g) + ½ O2(g) → MgSO4(s) 
 
Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tra-
tamento de 9,6 . 103 toneladas de SO2? 
Dados: massas molares SO2 = 64 g/mol, MgO = 40g/mol. 
(a) 1,5 . 102 (b) 3,0 . 102 (c) 1,0 . 103 
(d) 6,0 . 103 (e) 2,5 . 104 
 
2. (Fuvest) Resíduos industriais que contêm sulfetos não devem 
ser jogados nos rios. Pode-se trata-los com peróxido de hidrogê-
nio (H2O2), que oxida os sulfetos a sulfatos e se reduz a água. 
Quantos quilos de peróxido de hidrogênio são necessários para 
oxidar 117 kg de sulfeto de sódio (Na2S) contidos em dado resí-
duo? 
Dados: massas molares (g/mol) H = 1, O = 16, Na = 23, S = 32. 
(a) 25 (b) 51 (c) 102 (d) 204 (e) 306 
 
3. (Fuvest) Em um acidente, um caminhão carregado de solução 
aquosa de ácido fosfórico tombou derramando cerca de 24,5 to-
neladas dessa solução no asfalto. Quantas toneladas de óxido de 
cálcio seriam necessárias para reagir toralmente com essa quan-
tidade de ácido? 
Dados: porcentagem em massa do H3PO4 na solução = 80%; 
massas molares (g/mol) H3PO4 = 98, CaO = 56. 
(a) 7,5 (b) 11,2 (c) 16,8 (d) 21,0 (e) 22,9 
 
4. (Vunesp) O gás sulfeto de hidrogênio é uma substância que 
dá aos ovos podres o nauseabundo odor que exalam. Esse gás 
é formado na reação de um ácido forte, como o ácido clorídrico, 
HCl(aq), com sulfeto de sódio, Na2S. Considerando que a reação 
química se processa até consumir todo o reagente limitante, 
quando são transferidos para um recipiente 195g de sulfeto de 
sódio, 584g de ácido clorídrico a 25% em massa e água desti-
lada, a quantidade produzida de sulfeto de hidrogênio, em gra-
mas, é igual a: 
Dados: massas molares (g/mol) H = 1, Na = 23, S = 32, Cl = 35,5. 
(a) 779 (b) 683 (c) 234 (d) 85 (e) 67 
 
5. (Vunesp) A aspirina (ácido acetilsalicílico) pode ser preparada 
pela reação do ácido salicílico com o anidrido acético, segundo 
a reação representada pela equação: 
2 C7H6O3(aq) + C4H6O3(l) → 2 C9H8O4(s) + H2O(l) 
 ácido salicílico anidrido acético aspirina água 
Considerando-se que a reação entre 138g de ácido salicílico com 
25,5g de anidrido acético ocorre com rendimento de 60%, e sa-
bendo-se que as massas molares desses compostos, em g/mol, 
são C7H6O3 = 138, C4H6O3 = 102, C9H8O4 = 180, a massa de as-
pirina obtida será igual a: 
(a) 180 g (b) 108 g (c) 90 g (d) 54 g (e) 45 g 
 
6. (PUC-SP) A reação entre o gás nitrogênio e o gás hidrogênio 
produz o gás amônia (NH3). Em um recipiente fechado de 10 L, 
a 800 K, foram colocados 5 mols de N2 e 20 mols de H2. Consi-
derando que o rendimento dessa reação nessas condições é de 
40% e que não houve variação de temperatura, a relação entre 
a pressão final e inicial do sistema é: 
(a)pf = 0,84pi (b) pf = pi (c) pf = 1,19pi 
(d) pf = 0,4pi (e) pf = 0,6pi 
7. (Fuvest) Misturando-se soluções aquosas de nitrato de prata 
(AgNO3) e de cromato de potássio (K2CrO4), forma-se um preci-
pitado de cromato de prata (Ag2CrO4), de cor vermelho-tijolo, em 
uma reação completa. A solução sobrenadante pode se apresen-
tar incolor ou amarela, dependendo de o excesso ser do primeiro 
ou do segundo reagente, respectivamente. Na mistura de 20 mL 
de solução 0,1 mol/L de AgNO3 com 10 mL de solução 0,2 mol/L 
de K2CrO4, a quantidade em mol do sólido que se forma e a cor 
da solução sobrenadante, ao final da reação, são, respectiva-
mente: 
(a) 1 . 10-3 e amarela (b) 1 . 10-3 e incolor (c) 1 e amarela 
(d) 2 . 10-3 e amarela (e) 2 . 10-3 e incolor 
 
8. (Enem) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indús-
tria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bas-
tante 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: 
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2 
ZnO + CO → Zn + CO2 
Considere as massas molares: ZnS (97 g/mol); O2 (32 g/mol); 
ZnO (81 g/mol); SO2 (64 g/mol); CO (28 g/mol); CO2 (44 g/mol); 
e Zn (65 g/mol). 
Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilo-
gramas, será produzido a partir de 100 kg de esfalerita? 
(a) 25 (b) 33 (c) 40 (d) 50 (e) 54 
 
9. (Enem) 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 des-
ses 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 sulfite de cálcio formado pode 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 inte-
resse 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, res-
pectivamente. 
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. 
 
10. (Enem) A produção de aço envolve o aquecimento do minério 
de ferro, junto com carvão (carbono) e ar atmosférico em uma 
série de reações de oxirredução. O produto é chamado de ferro-
gusa e contém cerca de 3,3% de carbono. Uma forma de elimi-
nar o excesso de carbono é a oxidação a partir do aquecimento 
do ferro-gusa com gás oxigênio puro. Os dois principais produtos 
formados são aço doce (liga de ferro com teor de 0,3% de car-
bono restante) e gás carbônico. As massas molares aproximadas 
dos elementos carbono e oxigênio são, respectivamente, 12 
g/mol e 16 g/mol. 
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. São Paulo: Edgard Blucher, 1999 (Adapt.). 
Considerando que um forno foi alimentado com 2,5 toneladas de 
ferro-gusa, a massa de gás carbônico formada, em quilogramas, 
na produção de aço doce, é mais próxima de 
(a) 28. (b) 75. (c) 175. (d) 275. (e) 303. 
 
11. (Enem) No Japão, um movimento nacional para a promoção 
da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 
Rafael N 
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 hamburguer ecológico? É pra já! Disponível em: <http://lqes.iqm.unicamp.br>. 
Acesso em: 24 fev. 2012. (Adapt.). 
Considerando um processo de combustão completa de um gás 
de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mí-
nima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de quei-
mar 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. 
 
12. (Unifor) Numa chapa de raios X, após revelada, há em média, 
5 x 10–4 g de prata metálica (Ag) por cm2. Assim sendo, o número 
de átomos de prataexistente em uma radiografia dentária que 
mede cerca de 2,5 cm x 4,0 cm é, aproximadamente, igual a: 
Dados: Massa molar da prata = 1 x 102g mol–1. Constante de 
Avogadro = 6 x 1023 mol–1 
(a) 3 x 1019 (b) 3 x 1023 (c) 3 x 1027 
(d) 6 x 1019 (e) 6 x 1027 
 
13. (Ufscar) A massa de dióxido de carbono liberada na queima 
de 80 g de metano, quando utilizado como combustível, é: 
(Massas molares, em g/mol: H = 1; C = 12; O = 16.) 
(a) 22 g. (b) 44 g. (c) 80 g. (d) 120 g. (e) 220 g. 
 
14. (UFJF) Nitroglicerina é uma substância explosiva, sendo a re-
ação química que representa sua explosão dada a seguir. 
C3H5(NO3)3(l) → 3/2 N2(g) + 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 1/4 O2(g) 
Dados: Volume molar: 22,4 L/mol. Massa molar: C3H5(NO3)3 = 
227 g/mol; N2 = 28 g/mol 
A explosão de 2 mols de nitroglicerina produz: 
(a) 12 mols de gases. 
(b) 42 g de gás nitrogênio. 
(c) 67,2 L de dióxido de carbono, nas CNTP (P = 1 atm e t = 0ºC). 
(d) 3 × 1023 moléculas de O2(g). 
 
15. (UFRN) Uma lei química expressa regularidade dos proces-
sos químicos, permitindo explica-los e também fazer previsões 
de comportamentos de fenômenos que pertencem ao contexto 
de aplicação dessa lei. Por exemplo, a Lei das Proporções Cons-
tantes de Proust expressa uma das mais importantes regulari-
dade da natureza. Segundo essa lei: 
(a) a composição química das substâncias compostas é sempre 
constante, não importando qual a sua origem, mas depende do 
método utilizado, na indústria ou no laboratório, para obtê-las. 
(b) a composição química das misturas é sempre constante, não 
importando qual sua origem, mas depende do método utilizado, 
na indústria ou no laboratório, para obtê-las. 
(c) a composição química das misturas é sempre constante, não 
importando qual sua origem ou o método para obtê-las. 
(d) a composição química das substâncias compostas é sempre 
constante, não importando qual a sua origem ou o método para 
obtê-las. 
 
16. (Fuvest) Uma moeda antiga de cobre estava recoberta com 
uma camada de óxido de cobre (II). Para restaurar seu brilho ori-
ginal, a moeda foi aquecida ao mesmo tempo em que se passou 
sobre ela gás hidrogênio. Nesse processo, formou-se vapor de 
água e ocorreu a redução completa do cátion metálico. As mas-
sas da moeda, antes e depois do processo descrito, eram, res-
pectivamente, 0,795 g e 0,779 g. Assim sendo, a porcentagem 
em massa do óxido de cobre (II) presente na moeda, antes do 
processo de restauração, era: 
Dados: massas molares (g/mol) H= 1, O = 16, Cu = 63,5. 
(a) 2% (b) 4% (c) 8% (d) 10% (e) 16% 
 
17. (UEG) Uma amostra de 25 g de carbonato de cálcio impuro 
foi submetida à decomposição por aquecimento e verificou-se a 
produção de 5L de gás carbônico que foi medido a 30ºC e 1 atm. 
O porcentual de carbonato de cálcio presente na amostra é apro-
ximadamente: 
Dados: M(CaCO3) = 100g/mol, R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 
(a) 20% (b) 60% (c) 80% (d) 90% 
 
18. (UEMS) O deslustre de metais é uma reação química comum. 
A prata perde o lustre ao reagir com enxofre para formar um re-
vestimento escuro de sulfeto de prata, Ag2S. 
No processo, o alumínio reage com o Ag2S formando sulfeto de 
alumínio (Al2S3), deixando a Ag novamente lustrada. Supondo 
que uma peça de prata tenha 0,65 gramas de Ag2S em sua su-
perfície, a quantidade de alumínio necessária para sua completa 
limpeza é: 
(a) 0,071 g (b) 8,96 g (c) 0,65 g 
(d) 5,97 g (e) 0,047 g 
 
19. (FEI) Na decomposição térmica de 60 Kg de sulfito de cálcio 
segundo a equação: 
CaSO3 → CaO + SO2 
Foram produzidos 24 Kg de gás sulfuroso. O rendimento da rea-
ção foi de aproximadamente: 
Dados: Ca = 40; S = 32; O = 16 
(a) 38% (b) 40% (c) 60% (d) 75% (e) 86% 
 
20. (U. Alfenas) O processo de obtenção do ferro envolve a re-
dução da hematita, Fe2O3, nos altos-fornos das usinas siderúrgi-
cas. A reação que ocorre é: 
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 
Admitindo que a reação tenha um rendimento de 90%, a massa 
de hematita necessária para a produção de 7,56 toneladas de 
ferro é: (Massas atômicas: Fe = 56u; O = 16u; C = 12u) 
(a) 1,2 ton (b) 6,0 ton (c) 10,8 ton (d) 12,0 ton (e) 15,0 ton 
 
21. (Unifor) O aquecimento de uma mistura constituída por 100 
g de óxido de cobre (II) e 100 g de carbono produziu 80 g de 
cobre e 28 g de dióxido de carbono. Logo, sobraram sem reagir: 
(a) 11 g de óxido de cobre (II). (b) 20 g de óxido de cobre (II) 
(c) 83 g de carbono. (d) 92 g de óxido de cobre (II). 
(e) 92 g de carbono. 
 
22. (Cesgranrio) O efeito altamente tóxico do cianeto, ao ser in-
gerido por via oral, deve-se à sua reação com o ácido clorídrico 
produzido pelo suco gástrico e que dá origem ao ácido cianídrico, 
um veneno fatal em quantidades superiores a 0,062 g. A massa 
mínima, em gramas, de cianeto de potássio (KCN) capaz de pro-
duzir a quantidade de ácido cianídrico no valor citado acima é 
igual a: 
(a) 0,30 (b) 0,25 (c) 0,20 (d) 0,15 (e) 0,10 
 
23. (Vunesp) O clorato de potássio (KClO3) pode ser utilizado 
para a produção de oxigênio em laboratório. Quando aquecido 
na presença de um catalisador, o clorato se decompõe produ-
zindo, além do gás desejado, cloreto de potássio (KCl). O volume 
de oxigênio, medido nas CNTP (T = 273 K e P = 1 atm, com R = 
0,082 L · atm.K-1 · mol-1), produzido quando um mol do clorato 
é consumido, é de: 
(a) 67,2 L (b) 56,0 L (c) 44,8 L (d) 39,2 L (e) 33,6 L 
 
 
24. O hidreto de cálcio é usado para encher balões, pois fornece 
muito hidrogênio em relação ao seu peso. Com base na equação: 
Rafael N 
CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + 2 H2 
1 kg de CaH2 produz de hidrogênio nas CNTP: 
Dados: H = 1 ; Ca = 40 ; volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol 
(a) 4.035 L (b) 44,8 L (c) 22.400 L 
(d) 1.067 L (e) 407 L 
 
25. (PUC-SP) O papel sulfite é assim chamado porque na sua 
classificação emprega-se o sulfito de sódio. Quando este sal re-
age com ácido clorídrico tem-se a equação não balanceada: 
Na2SO3 + HCl → NaCl + H2O + SO2 
Juntamente com 22,4 L de gás sulfuroso medidos nas CNTP 
deve(m)-se formar, de NaCl: 
(a) 0,585 g (b) 5,85 g (c) 11,7 g (d) 58,5 g (e) 117 g 
 
26. (UFES) O número de moléculas de NO formadas, juntamente 
com água, na reação da amônia (NH3) com 3,60 · 1021 moléculas 
de oxigênio é: (Dado: constante de Avogadro: 6,02 · 1023) 
(a) 3,60 · 1021 (b) 2,88 · 1021 c) 2,40 · 1021 
(d) 1,80 · 1021 (e) 6,02 · 1021 
 
27. (Mackenzie) Sabendo que 
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O, 
então o volume de ar, medido a 27°C e 1 atm, necessário para a 
combustão de 23,2g de gás butano, é: (Dados: considerar a 
composição do ar (em volume): 80% de N2 e 20% de O2; cons-
tante universal dos gases = 0,082 atm · litro / mol · K; massa mo-
lar do butano = 58 g/mol) 
(a) 319,8 litros. (b) 116,4 litros. (c) 302,8 litros. 
(d) 127,9 litros. (e) 80,0 litros. 
 
28. (UFF) Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte rea-
ção balanceada: 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s) 
Se 112,0 g de óxido de cálcio e 224,0 g de cloreto de amônia 
forem misturados, então a quantidade máxima, em gramas, de 
amônia produzida será, aproximadamente: 
Dados: massas molares → CaO = 56 g/mol ; NH4Cl = 53 g/mol ; 
NH3 = 17 g /mol 
(a) 68,0 (b) 34,0 (c) 71,0 (d) 36,0 (e) 32,0 
 
29. (UFF) O cloreto de alumínio é um reagente muito utilizado em 
processos industriais que pode ser obtidopor meio da reação 
entre alumínio metálico e cloro gasoso. Se 2,70 g de alumínio são 
misturados a 4,0 g de cloro, a massa produzida, em gramas, de 
cloreto de alumínio é: 
(a) 5,01 (b) 5,52 (c) 9,80 
(d) 13,35 (e) 15,04 
 
30. O dióxido de nitrogênio contribui para a formação de chuva 
ácida como resultado de sua reação com água na atmosfera, de 
acordo com a equação abaixo. (H = 1; N = 14; O = 16) 
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO 
Na reação entre 2,76 g de NO2 e 0,54 g de água, ocorre: 
(a) excesso de 0,18 g de água. 
(b) produção de 1,26 g de ácido nítrico. 
(c) formação de 0,90 g de óxido nítrico, NO. 
(d) formação de uma massa total de produtos (HNO3 + NO) igual 
a 3,30 g. 
(e) consumo de 1,38 g de dióxido de nitrogênio. 
 
31. (Mackenzie) Conforme a reação abaixo equacionada: 
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 
misturam-se 11,7g de cloreto de sódio e 34 g de nitrato de prata, 
resultando em 1 litro, após adição de água. A massa que se ob-
tém do precipitado branco vale: 
Dados: Ag = 108; Na = 23; Cl = 35,5; O = 16; N = 14 
(a) 2,87 g (b) 28,7 g (c) 17,0 g 
(d) 45,7 g (e) 34,0 g 
 
32. (PUC-PR) 32,9 g de ácido sulfúrico reagem com quantidade 
suficiente de hidróxido de cálcio produzindo quantos gramas de 
sulfato de cálcio, sabendo que o rendimento desta reação é de 
90%? Dados: H = 1,00 g/mol; O = 16,00 g/mol; S = 32,00 g/mol 
Ca = 40,0 g/mol 
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O 
(a) 61,44 g (b) 54,40 g (c) 59,84 g 
(d) 48,96 g (e) 41,09 g 
 
33. (PUC-SP) O clorato de potássio (KClO3) pode ser decom-
posto por aquecimento, segundo a equação: 
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) 
A decomposição de 2,45 g de uma amostra contendo KClO3 pro-
duziu 0,72 g de O2. Considerando que a reação foi completa e 
que somente o KClO3 reagiu sob o aquecimento, essa amostra 
contém: 
(a) 100% de KClO3. (b) 90% de KClO3. (c) 75% de KClO3. 
(d) 60% de KClO3. (e) 20% de KClO3. 
 
 
34. (Mackenzie) Uma amostra de 340,0 g de salitre do Chile, cujo 
teor em nitrato de sódio é de 75%, reage com ácido sulfúrico 
concentrado, produzindo bissulfato de sódio (NaHSO4) e ácido 
nítrico. A massa mínima de ácido, necessária para reagir com 
todo o nitrato de sódio, é igual: Dadas as massas molares 
(g/mol): H = 1, N = 14, O = 16, Na = 23 e S = 32 
(a) 392,0g (b) 147,0g (c) 522,7g 
(d) 73,5g (e) 294,0g 
 
35. (PUC-SP) Querendo verificar a lei da Conservação das Mas-
sas (lei de Lavoisier), um estudante realizou a experiência esque-
matizada abaixo: 
Terminada a reação, o estudante verificou que a massa final era 
menor que a massa inicial. Assinale a alternativa que explica o 
ocorrido. 
(a) A lei de Lavoisier só é válida nas condições normais de tem-
peratura e pressão. 
(b) A lei de Lavoisier não é válida para reações em solução 
aquosa. 
(c) De acordo com a lei de Lavoisier, a massa dos produtos é 
igual à massa dos reagentes, quando estes se encontram na 
mesma fase de agregação. 
(d) Para que se verifique a lei de Lavoisier, é necessário que o 
sistema seja fechado, o que não ocorreu na experiência reali-
zada. 
(e) Houve excesso de um dos reagentes, o que invalida a Lei de 
Lavoisier.