OK - Lista 01 - IME & ITA - Estequiometria e com soluções

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FÍSICO - QUÍMICA - ESTEQUIOMETRIA – IME & ITA - PROF. GRILLO 
 
 
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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
 
Questão 01 – Adicionando-se carbonato de amônio a 49 g de ácido 
fosfórico: 
a) determine a massa de sal formado; 
b) nomeie esse sal; 
c) determine o volume de gás carbônico liberado nas 
condições ambientes. 
Gabarito: 
a) 3(NH4)2CO3 + 2 H3PO4 2(NH4)3PO4 + 3 H2O + 3 CO2 
b) Fosfato de amônio; 
c) 
2 H3PO4 ...............3 CO2 
2 x 98 g ............. 3 mols 
49 g ..................... n  n = 0,75 mols 
Equação dos gases ideais - Clapeyron: 
V = 0,75 x 0,082 x 298
1
 = 18,33 Litros. 
Questão 02 – (ITA) A massa de 0,48 kg de carbonato de amônio 
reage com excesso de ácido o-fosfórico de acordo com a reação: 3 
(NH4)2CO3 + 2 H3PO4 → 2 (NH4)3PO4 + 3 CO2 + 3 H2O. O volume 
de gás carbônico liberado a 0oC e 2,0 atm é: 
a) 16,8L 
b) 22,4L 
c) 11,2L 
d) 61,1L 
e) 56,0L 
 
Questão 03 – (ITA-2012) Escreva a equação química balanceada da 
combustão completa do iso-octano com o ar atmosférico. Considere 
que o ar é seco é composto por 21% de oxigênio gasoso e 79% de 
nitrogênio gasoso. Gabarito: C8H18 + 25/2 O2 + 47,02 N2 → 47,02 
N2 + 8 CO2 + 9 H2O. 
 
Questão 04 – (ITA-SP) Uma amostra de óxido de crômio (III) 
contaminada com impureza inerte é reduzida com hidrogênio, de 
acordo com a seguinte equação: Cr2O3(s) + 3 H2(g) → 2 Cr(s) + 
H2O(g). O volume de H2(g), medido nas CNTP, necessário para 
purificar 5,0 g de óxido de crômio (III) contendo 15% de impurezas 
inertes será: 
a) ((0,15 x 5,0 x 3 x 22,4) /152) litros 
b) ((0,85 x 5,0 x 3 x 22,4) /152) litros 
c) ((0,15 x 5,0 x 3 x 22,4) /104) litros 
d) ((0,85 x 5,0 x 3 x 22,4) /104) litros 
e) ((0,15 x 5,0 x 3 x 22,4) /104) litros 
 
Questão 05 – (IME – 1986/1987) Certa massa de sódio reagiu com 
água, produzindo o composto A, o qual com ácido clorídrico forneceu 
a substância B. Quando se tratou B com excesso de nitrato de prata, 
obteve-se um precipitado que, depois de lavado e seco, apresentou 
uma massa de 14,35 gramas.Qual a massa de sódio usada? Resposta: 
2,31 gramas. 
 
Questão 06 – (IME) Foram misturados 40 gramas de hidrogênio (H2) 
com 40 gramas de oxigênio (O2), com a finalidade de produzir água, 
segundo a equação: 
a) o reagente limitante; Gabarito: O2; 
b) a massa do produto formado; Gabarito: 45 gramas de água; 
c) a massa do reagente em excesso. Gabarito: 35 gramas de 
oxigênio. 
Gabarito: 
- Reação entre a molécula de hidrogênio e de oxigênio: H2(g) + ½ 
O2(g) → H2O(g). 
- Número de mol de H2(g) = 40/2,0 = 20 mol; 
- Número de mol de O2(g) = 40/32 = 1,25 mol. 
1/2 mol de O2 ------------------- 1,25 mol 
N ----------------------------------- 1,0 mol 
NO2 = 2,50 mol. 
- Reagente limitante: O2(g); 
- Reagente em excesso: H2(g). 
Quantidade que sobra do: H2(g): 
1 mol de H2 -------------------- 1/2 mol de O2 
2,0 g --------------------------- ½ x 32 g 
Massa ---------------------------- 40,0 g 
Massa = 5,00 gramas (reagiu). 
Sobra = 40,00 – 5,00 = 35,0 gramas. 
 
Questão 07 – (IME) Determine o volume de amônia, nas CNTP, 
produzindo na reação de 140 gramas de gás nitrogênio com 
quantidade suficiente de gás hidrogênio. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g). 
Gabarito: O volume de amônia será igual a 224 litros. 
 
Questão 08 – (IME) 5 gramas de um alcano deram, pela combustão, 
9 gramas de água. Qual a fórmula molecular do hidrocarboneto? 
Resposta: C2H6 – Etano. 
 
Questão 09 – (IME – 1978/1979) A oxidação de fósforo 1,55 g 
produziu 3,55g de um de seus óxidos. Determine a fórmula mínima 
deste óxido. Resposta: P2O5. 
 
Questão 10 – (ITA) Gasolina pode ser representada pela fórmula 
C8H18. No carburador do automóvel, a gasolina é vaporizada e o 
vapor, misturado com o ar. A troca do combustível para C2H5OH 
levará a uma adaptação do carburador no sentido de alterar a 
proporção volume de ar/volume de vapor de combustível. 
Considere que o volume de ar contenha a quantidade estequiométrica 
de oxigênio necessária a combustão e que todos os volumes sejam 
medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura. Que 
relação deve existir entre o volume de ar necessário a combustão de 
um volume de vapor de gasolina e o volume de ar necessário a 
combustão de um volume de vapor de álcool? 
a) 6/25 
b) 23/57 
c) 2/1 
d) 57/23 
e) 25/6 
 
Questão 11 – Se é possível recuperar 86,30% do ferro de um minério 
que contém 43,20% de magnetita, Fe2O3, que massa de ferro poderá 
ser recuperada de 2,00 kg desse mesmo mineral? A redução de 
magnetita é um processo complexo que pode ser representado de 
forma simplificada como: Fe3O4 + 4 CO → 3 Fe + 4 CO2. 
Resposta: 540 gramas. 
 
Questão 12 – (ITA) Certa massa de nitrato de cobre (Cu(NO3)2)foi 
calcinada em um ambiente aberto até resfriar um resíduo com massa 
constante, que é sólido e preto. Formaram-se dois produtos gasosos, 
conforme a equação química: 2 Cu(NO3)2(s) → 2 CuO(s) + 4 NO2(g) + 
O2(g).Amassa do NO2 formado na reação de decomposição é igual a 
18,4g. Qual é o valor que mais se aproxima da massa inicial do nitrato 
de cobre? 
a) 9,40 g 
b) 37,50 g 
c) 57,50 g 
d) 123 g 
e) 246 g 
Gabarito: 
2 Cu(NO3)2(s) → 2 CuO(s) + 4 NO2(g) + O2(g). 
2 mol de nitrato de cobre ------------------- 4 mol de óxido de 
nitrogênio 
2 x (63,55 + 28 + 6 x 16) ------------------- 4 x (14 + 32) gramas 
Massa ------------------------------------------- 18,40 g 
Massa = 37,5 gramas de nitrato de cobre. 
 
 
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Questão 13 – (ITA) Uma amostra de 1,222 gramas de cloreto de 
bário hidratado (BaCl2.nH2O) é aquecida até a eliminação total da 
água de hidratação, resultante em uma massa de 1,042 gramas. Com 
base nas informações fornecidas e mostrando os cálculos efetuados, 
determine: 
a) O número de mol de cloreto de bário; 
b) O número de mol de água; 
c) A fórmula molecular do sal hidratado. 
 
Gabarito: 
a) Massa molecular do cloreto de bário: 138 + 71 = 209 g/mol 
Sabendo que a massa do cloreto de bário é igual a 1,042 gramas, 
então: n = 1,042/209 = 4.98 x 10-3 mol; 
b) Massa de água = massa do cloreto de bário hidratado – massa de 
cloreto de bário = 1,222 – 1,042 = 0,18 gramas. 
 nH2O = 0,18/18 = 10-2 mol; 
c) BaCl2 n.H2O 
1,222 gramas ---------------------------------- (209 + 18n) 
1,042 gramas ----------------------------------- 209 
N = 2. 
BaCl2 2.H2O 
 
Questão 14 – Tratou-se uma amostra de um sulfeto de um metal 
trivalente, pura, com H2 em excesso, a quente, obtendo-se 0,450 
gramas do metal puro e 0,850 gramas de H2S. Pede-se: 
a) A equação balanceada da redução do sulfeto metálico pelo H2; 
Resposta: 
b) A massa da amostra, em gramas; Resposta: 1,250 gramas. 
c) A massa atômica do metal. Resposta: 27 g/mol. 
 
Questão 15 - (ITA) Uma garrafa de refrigerante, com capacidade de 
2,0 litros, contém 1,0 litro de uma solução aquosa de 0,30 molar de 
HCl e é mantida na temperatura de 25oC. Introduzindo um pedaço de 
zinco metálico nesta garrafa e fechando a tampa, a pressão no interior 
da garrafa irá aumentar gradualmente. A questão é calcular a massa 
(em gramas) de zinco a ser introduzida para que a pressão aumente de 
1,0 para 2,0 atm, a temperatura sendo mantida a 25oC. Escreva a 
equação química balanceada da reação envolvida e indique os 
cálculos realizados. Para os cálculos, despreze tanto a pressão do 
vapor da solução quanto a solubilidade do gás formado. Resposta: Zn 
+ 2 HCl → ZnCl2 + H2; Massa de Zn = 2,60 gramas. 
 
Questão 16 - (ITA) Uma usina termoelétrica queima por dia 32 
toneladas de carvão 75% puro em carbono. Sabendo que a queima de 
12 gramas de carbono produz 44 gramas de dióxido de carbono, 
determine quantos metros cúbicos desse gás, medidos a 1200K, a 
usina produz por dia. Resposta: 1,97 x 105 m³. 
 
Questão 17 - (IFRJ) Foram preparados 250,0 mL de solução aquosa 
de ácido sulfúrico, a partir de 12,00 mL de ácido PA 97,0% em 
massa, de densidade 1,84 g/mL. Uma alíquota, contendo 50 mL dessa 
solução, foi usada no consumo de todocobre presente em uma 
amostra de 1,847 gramas de cobre metálico. Ao final da reação, a 
25oC e 1 atm, obtiveram-se 469 mL de gás. Dados: constante dos 
gases: R = 0,0821 atm.L/mol.K. 
Calcule: 
a) O teor de cobre na amostra; Resposta: pureza: 34,54%. 
b) O rendimento da reação; Resposta: 66%. 
c) A concentração, em mol/L, dos 250,0 mL de solução do 
ácido. Resposta: 18,28 molar. 
 
Questão 18 – (ITA - 2013) Escreva a reação de combustão completa 
de um hidrocarboneto genérico (CαHβ) com ar atmosférico. Considere 
a presença do nitrogênio gasoso no balanço estequiométrico da reação 
e expresse os coeficientes estequiométricos dessa reação em função 
de α e β. 
 
 
 
 
 
Questão 19 – (ITA - 1989/1990) Num recipiente inerte, 
hermeticamente fechado, existem disponíveis 100 g de ferro, 100g de 
água e 100g de oxigênio. Suponha que ocorra a reação representada 
por 2Fe + 3H2O +3/2O2 → 2Fe(OH)3, e que a reação prossiga até o 
consumo completo do(s) reagente(s) minoritário(s), podemos prever 
que irá (irão) sobrar: 
a) Fe e H2O 
b) Fe e O2 
c) H2O e O2 
d) Apenas Fe 
e) Apenas H2O 
 
Questão 20 – (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE 
JANEIRO 2006) 2,70 gramas de alumínio são dissolvidos em 500 
mL de uma solução aquosa 1,00 mol/L em ácido clorídrico. Todo 
hidrogênio produzido é recolhido. Após a secagem, o volume de 
hidrogênio a pressão de 1 atmosferas e 25oC, é: 
a) 1,20 litro 
b) 1,60 litro 
c) 2,40 litros 
d) 3,60 litros 
e) 12 litros. 
 
Gabarito: 
Reação de simples troca do metal alumínio com a solução aquosa de 
ácido clorídrico: Al(s) + 3 HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3/2 H2(g). 
Determinação do número de moles de alumínio: n = 2,70 / 27 = 0,10 
moles. 
Determinação do número de moles de ácido clorídrico: n = 
Molaridade x volume = 1,00 x 0,50 = 0,50 moles. 
3 moles de HCl ---------------- 0,50 moles 
1 mol de HCl ---------------- X 
X = 0,16 moles. 
Como o número de moles de alumínio é menor que o de ácido 
clorídrico, então o primeiro é um regente limitante.. 
Determinação da massa de gás hidrogênio produzido: 
1 mol de Al ------------------ 3/2 moles de H2 
27 gramas -------------------- 1,50 x 2,0 gramas 
2,70 gramas ------------------ M 
Massa = 0,30 gramas. 
Determinação do volume de gás hidrogênio, considerando o gás 
hidrogênio como gás ideal: 
- Equação de Clapeyron: p.v = n.R.T 
1 x V = (0,30/2) x 0,08206 x 298 
Volume de gás hidrogênio produzido: 3,67 litros. 
 
Questão 21 – (MESTRE NELSON SANTOS) Durante a combustão 
de 6,10 gramas de uma mistura de metano e butano se formaram 
17,60 gramas de óxido de carbono (IV). Determinar as percentagens 
em massa das substâncias na mistura gasosa. 
 
Questão 22 – (MESTRE NELSON SANTOS) Durante a 
neutralização de 106,60 gramas de uma mistura de ácidos palmítico e 
esteárico foi obtida uma mistura de palmitato de sódio e estearato de 
sódio de 115,40 gramas de massa. Determinar as percentagens em 
massa dos ácidos na mistura inicial. 
 
Questão 23 – (MESTRE NELSON SANTOS) 75,60 gramas de uma 
liga de magnésio e alumínio foram dissolvidos em ácido sulfúrico, 
obtendo-se 411,60 gramas de uma mistura de sulfatos destes metais. 
Que massa de magnésio deve fundir-se com 540 gramas de alumínio 
para que obtenha liga semelhante? 
 
Questão 24 – (ITA - 2013) Escreva a reação de combustão completa 
de um hidrocarboneto genérico (CαHβ) com ar atmosférico. Considere 
a presença do nitrogênio gasoso no balanço estequiométrico da reação 
e expresse os coeficientes estequiométricos dessa reação em função 
de α e β. 
 
 
 
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Questão 25 – (IME) Aspirina é produzida pela adição de anidrido 
acético a uma solução aquosa de ácido salicílico. A equação da reação 
não-balanceada é: 
C4H6O3(l) + C7H6O3(aq) → C9H8O4(aq) + H2O. 
Se forem usados 2,0 kg de anidrido acético e 1,0 kg de ácido 
salicílico, determine: 
a) Os coeficientes para balancear a equação; 
b) O reagente limitante; 
c) O rendimento teórico da aspirina, em gramas; 
Se o rendimento percentual da reação é de 86%, quantos comprimidos 
de 0,50 g de aspirina poderiam ser preparados a partir das quantidades 
usadas nessa reação? 
Gabarito: 
a) 1,2,2,1; 
b) Ácido salicílico; 
c) 1,30 x 103 gramas; Poderiam ser preparados 2,20 x 103 
comprimidos. 
 
Resolução: 
C7H6O3(s) + C4H6O3(l) → C9H8O4(s) + H2O(l). 
MM (C7H6O3) = 138 g/mol (Ac. salicilico) 
MM (C4H6O3) = 102 g/mol (Anidrido acético) 
 
138g de C7H6O3 ------ 102g de C4H6O3 
1 kg de C7H6O3 ------- x 
 
138 . x = 1 . 102 
x = 0,74 kg de C4H6O3 
 
Utilizando 1 kg de ácido salicílico vemos que se torna necessário o 
uso de apenas 0,74kg de anidrido acético, no entanto, foram usados 
2,0 kg de anidrido (uma quantidade muito maior). Então anidrido 
acético é o reagente em excesso. 
Consequentemente: 
a) O reagente limitante é o Ácido salicílico. 
 
b) Todas as contas devem ser feitas com base no reagente limite, pois 
ele quem determina o fim da reação. 
MM (C7H6O3) = (12.7) + (1.6) + (16.3) = 138 g/mol (Ac. salicilico) 
MM (C9H8O4) = (12.9) + (1.8) + (16.4) = 180 g/mol (Aspirina) 
1 kg de Ácido salicilico ----- 1000g de Ac. salicílico 
138g de C7H6O3 ------- 180g de C9H8O4 
1000g de C7H6O3 ----- x 
x . 138 = 1000 . 180 
x = 1304,3g de C9H8O4 
A reação, porém não se processa com rendimento de 100%. 
1304,3g de C9H8O4 ---- 100% de reação 
 x -------------------------- 86% de reação 
x . 100 = 1304,3 . 86 
x = 1121,7g de aspirina. 
1 comprimido ---- 0,5g 
x ------------------- 1122g 
x . 0,5 = 1122 
x = 1122 / 0,5 
x = 2244 comprimidos (2 anos atrás). 
 
Questão 26 – (RUMO AO ITA) O resíduo da calcinação de uma 
mistura de carbonato de cálcio e hidróxido de cálcio pesou 3,164 g e 
o volume de gás carbônico obtido foi de 705,6 cm³ nas CNTP. Dê as 
porcentagens dos componentes da mistura. 
 
Questão 27 – (RUMO AO ITA) Tratando-se 16 g de uma soda 
comercial (Na2CO3) pelo HCl houve desprendimento de um gás que, 
medido na pressão de 1,5 atm acusou 2,2 litros na temperatura de 30 
ºC. Qual o grau de pureza da soda? Gabarito: 87,83%. 
 
 
 
 
 
Questão 28 – (ITA) O hidrogênio produzido na reação de 5,59 g de 
ferro metálico com excesso de solução de ácido clorídrico reduziria a 
seguinte massa de óxido cuproso: 
a) 5,6 g 
b) 7,9 g 
c) 9,5 g 
d) 14,2 g 
e) 28,4 g 
Gabarito: 
São duas reações químicas: 
Primeira reação: 
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2 
1 mol de Fe ------------------- 1 mol de H2 
55,90 g -------------------- 2,0 g de H2 
5,59 g ----------------------- Massa de H2(g) 
Massa de H2(g) produzido = 0,20 gramas. 
Segunda reação: 
Cu2O + H2 → 2Cu(s) + H2O 
1 mol -------------- 1 mol de H2 
(63,50 x 2 + 16) g ------------------------- 2,0 g 
Massa ----------------------------- 0,20 g 
Massa de Cu2O = 14,30 gramas. 
 
Questão 29 – (ITA - 1979) Qual a massa de nitrato de potássio que 
deve ser decomposta termicamente em nitrito de potássio para que o 
volume de oxigênio, medido a 77°C e pressão de 700 mmHg, seja de 
1m³? 
a) 3,80 kg 
b) 5,10 kg 
c) 6,00 kg 
d) 6,50 kg 
e) 7,60 kg 
 
Questão 30 – (ITA) Calcule o máximo de massa de água que se pode 
obter partindo de 8,0 gramas de hidrogênio e 32,0 gramas de 
oxigênio. Indique qual o reagente em excesso e quanto sobra do 
mesmo. 
 
Questão 31 – (IME) Mistura-se um fluxo de ar seco com vapor 
d’água, para se obter ar úmido com 2,0% em volume de umidade. 
Admitindo o comportamento ideal dos gases e a massa molecular 
média do ar seco igual a 28,96 g.mol–1, calcule a massa específica do 
ar úmido a 14,25°C e 1,00 x 105 Pa. Dado: R = 8,314 J. K –1.mol –1. 
 
Questão 32 – (ITA-87) Uma amostra de óxido de crômio (III) 
contaminada com impurezas inertes é reduzida com hidrogênio de 
acordo com a equação: Cr2O3 + 3H2 2Cr + 3H2O. O volume de 
hidrogênio medido nas C.N.T.P., necessário para purificar 5 gramas 
de óxido de crômio (III) contendo 15% de impurezas inertes é igual a: 
a) [(0,15 x 5,0 x 3 x 22,4) / 152] litros 
b) [(0,85 x 5,0 x3 x 22,4) / 152] litros 
c) [(0,15 x 5,0 x 3 x 22,4) / 104] litros 
d) [(0,85 x 5,0 x 3 x 22,4) / 104] litros 
e) [(0,15 x 5,0 x 22,4) / 104] litros 
 
Gabarito: ALTERNATIVA B. 
Impurezas não reagem, portanto, devemos determinar a massa pura 
que reagiu para o óxido de cromo III. 
Massa (pura) = 0,85 x 5g = 4,25g 
Cr2O3 + 3 H2 2 Cr + 3 H2O 
 152g 3x2g 
 4,25g y 
y = 0,167 g de H2 
n(H2) = m / mol = 0,167 / 2 = 0,083 
1 mol de H2 nas CNTP ocupa 22,4 L 
0,083 mols nas CNTP ocupa Y 
Y= [(0,85 x 5,0 x 3 x 22,4 ) / 152] litros 
Y = 1,87 L. 
 
 
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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO COM SOLUÇÕES 
 
Questão 01 – (ITA) Calcular quantos mL de uma solução 0,20 
mol.L-1 de ácido sulfúrico são necessários para neutralizar 2,0 g de 
hidróxido de magnésio. 
 
Questão 02 – (ITA) Faz-se reagir 5 mL de ácido sulfúrico 0,1M com 
NaOH. O ácido estará completamente neutralizado se forem 
empregados: 
a) 5 mL de NaOH 0,05 mol.L-1 
b) 5 mL de NaOH 0,005 mol.L-1 
c) 10 mL de NaOH 0,1 mol.L-1 
d) 10 mL de NaOH 0,2 mol.L-1 
e) 15ml de NaOH 0,2 mol.L-1 
 
Questão 03 – (ITA) Deseja-se preparar 100 mL de solução 0,1M de 
Na2HPO4. Dispõe-se de NaOH 1 mol.L-1, H3PO4 1/3 mol.L-1 e água. 
São necessários respectivamente os seguintes volumes: 
a) 30 mL de NaOH, 10 mL de H3PO4 e 60 mL de H2O 
b) 20 mL de NaOH, 40 mL de H3PO4 e 40 mL de H2O 
c) 20 mL de NaOH, 30 mL de H3PO4 e 50 mL de H2O 
d) 20 mL de NaOH, 10 mL de H3PO4 e 70 mL de H2O 
e) nenhuma das respostas anteriores. 
 
Questão 04 – (ITA) Adicionou-se um excesso de carbonato de 
amônio a 50 mL de uma solução de acetato de bário, tendo-se 
formando um precipitado de carbonato de bário de massa igual a 
1,233 g. A molaridade da solução de acetato de bário era: 
a) 0,125 mol.L-1 
b) 0,0625 mol.L-1 
c) 0,0247 mol.L-1 
d) 0,00625 mol.L-1 
e) 0,00135 mol.L-1 
 
Questão 05 – (IME) Uma solução aquosa de NaOH possui as 
seguintes características: 
- Fração molar de NaOH igual a 0,01. 
- Massa específica da solução igual a 1,04 g.ml-1 e 
- Um litro dessa solução neutraliza 2 litros de solução aquosa de ácido 
ortofosfórico. 
Calcule para a solução de H3PO4 
a) Molaridade, 
b) Normalidade, 
c) Concentração em g.L-1, e 
d) Molalidade. 
 
Questão 06 – (ITA-1987) Num equipamento adequado para permitir 
adição de solução, assim como coleta e medida de volume de gases, 
fez-se seguinte experiência: Após colocar neste equipamento 100 cm3 
de uma solução aquosa contendo 1,06 g de carbonato de sódio por 
litro de solução, adiciona-se um excesso de solução de ácido 
clorídrico. Admitindo que, nesta experiência, todo o gás que pudesse 
ser produzido pela reação entre as duas soluções foi de fato coletado, 
qual o volume medido, em cm3, sabendo-se que a experiência foi 
realizada na temperatura de 27°C e pressão de 750 mmHg? 
a) 0,10 x 22,4 
b) 1,10 x 24,9 
c) 100 x 0,0827 
d) 0,20 x 62,3 
e) 0,40 x 62,3 
Gabarito: 
Na2CO3 + 2 HCl ↦ 2 NaCl + H2O + CO2 
Em 1 litro de solução de carbonato de sódio,temos 1,06g de sal 
dissolvido,logo, em 100cm3 teremos 0,106g. O número de mols do sal 
pode ser calculado: 
 
De acordo com a equação acima, 1 mol de carbonato de sódio produz 
1 mol de CO2, portanto 0,001 mols de sal forma 0,001 mols de CO2. 
Usando a equação de Clapeyron PV = n.R.T, podemos escrever: 
 
 
 
Questão 07 – (IME) Determinar o volume máximo de ácido nítrico 
0,50 mol.L-1, que pode ser obtido pela oxidação de 17 g de amônia. 
 
Questão 08 – (ITA) 1,7 toneladas de amônia vazaram e se 
espalharam uniformemente em certo volume da atmosfera terrestre, a 
27ºC e 760 mmHg. Medidas mostraram que a concentração de amônia 
neste volume da atmosfera era de 25 partes, em volume, do gás 
amônia, em um milhão de partes, em volume, de ar. O volume da 
atmosfera contaminado por esta quantidade de amônia foi: 
a) 0,9 x 102 m3 
b) 1,0 x 102 m3 
c) 9 x 107 m3 
d) 1 x 108 m3 
e) 25 x 108 m3 
 
Questão 09 – (ITA) Adicionou-se um excesso de solução de sulfato 
de sódio a 500 ml de uma solução de nitrato de chumbo II, tendo-se 
formado um precipitado de sulfato de chumbo II, de massa igual a 
3,0g. Qual era a concentração inicial do sal de chumbo na solução? 
 
Questão 10 – (ITA) Em um copo de 500 mL são misturados 100 mL 
de ácido clorídrico 1,00 mol.L-1 em 100 mL de NaOH 0,50 mol.L-1? 
A solução resultante no copo é: 
a) 1,0 x 10-7 mol.L-1 de OH- 
b) 1,0 x 10-7 mol.L-1 de H+ 
c) 0,05 mol.L-1 de H+ 
d) 0,25 mol.L-1 de H+ 
e) 0,50 mol.L-1 de H+ 
 
Questão 11 – (ITA-1958) Determinar a porcentagem, em volume de 
álcool etílico em octano, sabendo-se que 10 mL da mistura gasosa 
queimados completamente fornecem 56 mL de gás carbônico. Todos 
os volumes gasosos foram medidos nas mesmas condições de 
temperatura e pressão. 
 
Álcool etílico: C2H6O 
Octano: C8H18 
Reações de combustão completa: 
 
C2H6O + 3 O2 --> 2 CO2 + 3 H2O 
C8H18 + 25/2 O2 --> 8 CO2 + 9 H2O 
 
Seja V1 o volume inicial de álcool e V2 o volume inicial de octano 
(ambos em mL). Usando a lei da proporção volumétrica de Gay-
Lussac: 
 
2V1 + 8V2 = 56 => V1 = 28 - 4V2 
V1 + V2 = 10=> 28 - 3V2 = 10 
V1 = 4mL e V2 = 6mL 
 
A porcentagem em volume do álcool etílico é 4,100/ 10 = 40%. 
 
Questão 12 – (IME) Na produção contínua de sulfato de amônio, 
atomiza-se ácido sulfúrico 100% no interior de uma câmara fechada 
contendo amoníaco e nitrogênio a 50% em volume. Devido a 
problemas operacionais, apenas 50% do ácido introduzido são 
consumidos. O sal produzido, juntamente com o ácido não reagido, 
são continuamente retirados da câmara. Supondo uma adição de 49 
g.min-1 de ácido sulfúrico, calcular o tempo para haver uma queda de 
pressão de 5% no interior da câmara. 
Dados: 
 Pressão inicial = 1 atm; 
 Volume da câmara = 10000 litros; 
 Temperatura suposta constante = 31oC. 
 
 
 5 
Questão 13 – (ITA) Acrescentando-se um volume V2 (em mL) de 
uma solução aquosa 1,0 mol.L-1 de nitrato de chumbo a um volume 
V1 (em mL) 1,0 mol.L-1 em sulfato de potássio e supondo que a 
reação representada pela equação: Pb+2(aq) + SO4-2(aq) → PbSO4 (c) 
seja completa, em qual das alternativas a seguir seria formada a maior 
quantidade de PbSO4(c)? 
a) V1 = 5; V2 = 25; 
b) V1 = 10; V2 = 20; 
c) V1 = 15; V2 = 15; 
d) V1 = 20; V2 = 10; 
e) V1 = 25; V2 = 5. 
 
Questão 14 – (IME – 1970) Foram neutralizados 25,0 ml de solução 
aquosa saturada de hidróxido de cálcio com igual volume de solução 
M/40 de ácido sulfúrico. Determinar a solubilidade do hidróxido de 
cálcio nestas condições, expressando o resultado em gramas por litro 
de solução. 
SOLUÇÃO: 
P.M. Ca(OH)2 . 40 + 34 = 74 
Eq. Grama Ca(OH)2 g37
2
74
 
Solução de H2SO4 M/40 = N/20 
VN = VN' N' = N 
Em 1 litro de solução N/20 de Ca(OH)2 há 
20
37
g = 1,85g. 
Questão 15 – (IME - 1995) A água, que não forma espuma 
facilmente, é denominada “dura” e aquela que a forma com facilidade 
é chamada de “mole”. A origem principal da dureza da água é a 
presença de pequenas quantidades de sais dissolvidos, tais como 
bicarbonato e sulfato de cálcio. Estes sais reagem com o sabão, 
evitando a formação de espuma com a água. O bicarbonato de cálcio, 
responsável pela dureza temporária, é previamente eliminando por um 
processo físico. A dureza permanente, devida ao sulfato de cálcio, 
pode ser eliminada pela adição de carbonato de sódio. Se a 
concentração usual de sulfato de cálcio, na água dos rios, é de 1,8 x 
10-3 g/l , qual a massa de carbonato de sódio que deve ser adicionada 
a 6,8 x 109 litros desta água para torná-la mole ? Considere a água 
mole isenta de sais de cálcio. 
 
Questão 16 – (RUMO AO ITA) A neutralização de 40 mL de uma 
solução alcalina requer 25 mL de uma solução de H2SO4. Qual é a 
normalidade da solução alcalina? Que volume de uma solução 0,5 N 
de HCl seria necessário para o mesmo propósito? 
 
Questão 17 – (OBQ - 2010) Calcule quantos mililitros de uma 
solução de HCl0,250 mol.L-1, são necessários para: 
a) preparar 100 mL de uma solução de HCl 0,100 mol.L-1; 
b) neutralizar 50 mL de uma solução de Ba(OH)2 0,200 mol.L-
1; 
c) dissolver 0,200 g de CaCO3(s), de acordo com a reação: 
CaCO3(s) + 2H+ → Ca+2 + H2O + CO2. 
 
Questão 18 - (IME) Determine o menor volume de solução de ácido 
clorídrico 0,250 molar necessário para dissolver completamente 13,50 
gramas de alumínio metálico granulado. 
Gabarito: 
Reação de simples troca do metal alumínio com a solução aquosa de 
ácido clorídrico: 
Al(s) + 3 HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3/2 H2(g). 
Estequiometria básica, entre o metal e a solução aquosa de ácido: 
1 mol de Al ------ 3 moles de HCl 
nAl ------ nHCl 
3 x nAl = nHCl. 
Determinação da massa de alumínio metálico: 
3 x (massa/MM) = Molaridade x volume 
3 x (13,50/27,0) = 0,250 x volume 
Volume de ácido clorídrico reagido: 6,0 litros. 
 
 
Questão 19 – (OBQ) Hipoclorito de sódio pode ser obtido através da 
seguinte reação: Cl2(g) + 2 NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaOCl(aq) + 
H2O(l). Considerando a existência de cloro gasoso em excesso, qual o 
volume de uma solução de NaOH de concentração 2 mol/L necessário 
para produzir hipoclorito em quantidade suficiente para preparar 2,0 
L de uma solução 0,50 mol/L de NaOCl? 
a) 1,0 L 
b) 2,0 L 
c) 3,0 L 
d) 4,0 L 
e) 5,0 L 
Gabarito: 
Cl2(g) + 2 NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaOCl(aq) + H2O(l) 
Estequiometria básica, entre o metal e a solução aquosa de ácido: 
2 moles de NaOH ------ 1 mol de NaOCl 
nNaOH ------ nNaOCl 
2 x nNaOCl = nNaOH 
Determinação do volume de hidróxido de sódio: 
2 x (M x v) = Molaridade x volume 
2 x (0,50 x 2,0) = 2,0 x volume 
Volume de NaOH: 1,0 litro. 
 
Questão 20 – (ITA) O volume de SO2 gasoso, medido nas CNTP, 
necessário para transformar completamente 250 cm³ de solução 
aquosa 0,100 molar de NaOH em solução de Na2SO3, é: 
a) 0,14 L 
b) 0,28 L 
c) 0,56 L 
d) 1,12 L 
e) 2,24 L 
 
Questão 21 – Quantos mL de solução 0,200 Molar de ácido sulfúrico 
são necessários para neutralizar 0,200 gramas de hidróxido de 
magnésio? Resposta: 17,24 mL. 
 
Questão 22 – Uma amostra de hidróxido de cálcio impuro, pesando 
2,00 gramas, foi neutralizada por 50mL de ácido sulfúrico 0,500 
molar. Qual a pureza da amostra? Resposta: 92,50%. 
 
Questão 23 – (ITA) O volume de HCl gasoso, medido na pressão de 
624 mmHg e temperatura igual a 27oC, necessário para neutralizar 
completamente 500 cm³ de uma solução aquosa 0,200 molar de 
NaOH é: 
a) 0,27L 
b) 1,5L 
c) 3,0L 
d) 6,0L 
e) 27L 
Gabarito: A reação de neutralização é dada a partir da reação 
química de um ácido com uma base. Reação: HCl + NaOH  NaCl + 
H2O. Observa-se na referida reação química que a proporção de ácido 
é igual a da base, ou seja: 1mol : 1mol 
Determinação do número de moles de NaOH: 
M = n/V  n = M x V  n = 0,200 mol/L x 0,500L = 0,100 moles. 
Nessa reação de neutralização, a proporção entre os números de mol 
de NaOH e HCl é de 1:1, logo teremos a seguinte relação 
estequiométrica: 
Nº de mols de HCl(g) = 0,100mol. Admitindo-se que para o HCl(g) 
apresente um comportamento ideal, utilizaremos a equação de 
clapeyron: 
p x v = n x R x T. 
.0,3
624
300.....4,62.100,0 11
litros
mmHg
KmolKLmmHgmol
P
nRT
V 

 
 
 
 6 
Questão 24 – (IME) A um excesso de bicarbonato de potássio 
adicionou-se 125 mL de solução de ácido sulfúrico. O volume do gás 
liberado, medido a 20oC e 765 mmHg, foi de 2,50 litros. Calcular a 
concentração do ácido expressa em número de mol por litro. 
Gabarito: 
- Bicarbonato de potássio = KHCO3 
- Ácido sulfúrico = H2SO4 
- Reação química: KHCO3 + H2SO4 → K2CO4 + ácido carbônico. 
OBS: Como este ácido é muito instável, decompõe-se em água e gás 
carbônico. Logo, a equação química ficará da seguinte forma: 
2 KHCO3 + H2SO4 → K2CO4 + 2 H2O + 2 CO2 
1 mol de H2SO4 ------------------------ 2 mol de CO2 
NH2SO4 ------------------------ NCO2 
2 x NH2SO4 = NCO2 
2 x M x V = {p x V/R x T} 
2 x M x 0,125 = {765/760 x 2,50 /0,08206 x 293} 
Molaridade do ácido = 0,42 Molar. 
Resposta: 0,42 molar. 
 
Questão 25 – (OLIMPÍADA DE PORTUGAL) Quantos mL de 
solução de NaOH 1,00 mol/L são necessários para neutralizar 100,0 
mL de solução 0,100 mol/L de H3PO4? 
a) 10,0 
b) 3,3 
c) 30,0 
d) 300,0 
Gabarito: 
3 NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3 H2O 
Lembrando que o número de mols de uma solução é dado pelo 
produto V × M, e levando em conta a proporção estequiométrica: 
3 mols NaOH - 1 mol H3PO4 
V × 1 - 100 × 0,1 
V = 30 mL. 
 
Questão 26 – (ITA) O volume, em litros, de NH3 gasoso medido nas 
condições normais de temperatura e pressão necessário para 
transformar completamente, em solução de (NH4)2SO4, 250 cm3 de 
uma solução aquosa 0,100 molar de H2SO4 é: 
a) 0,56 
b) 1,12 
c) 2,24 
d) 3,36 
e) 4,48 
Gabarito: 
Na adição de NH3(g) à solução de H2SO4 ocorre: 2NH3 + H2SO4 
(NH4)2SO4 
2mol de amônia -------------------- 1mol de ácido sulfúrico 
O número de mols de H2SO4 no sistema vale:n = M . V = 0,100mol/L 
. 0,250L = 0,0250mol. 
Logo, a relação estequiométrica ficará da seguinte maneira: 
2NH3 ............... 1 H2SO4 
2mols ---------- 1mol 
X --------------- 0,0250mol 
x = 0,0500 mol 
Nas CNTP, o volume de NH3 (g) correspondente a este número de 
mols será: V = 0,0500mol x 22,4 L.mol-1 = 1,12 litros. 
 
Questão 27 – (OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) A 
20.00 mL sample of a Ba(OH)2 solution is titrated with 0.245 M HCl. 
If 27.15 mL of HCl is required, what is the molarity of the Ba(OH)2 
solution? 
a) 0.166 M 
b) 0.180 M 
c) 0.333 M 
d) 0.666 M 
 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 
Reação de neutralização do ácido clorídrico com hidróxido de bário: 
2 HCl(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaCl2(s) + 2 H2O(l). 
2 mols de ácido -------- 1 mol de base 
nác -------- nb 
nác = 2.nb 
(M.volume)ác = 2 (M. volume)b 
(0,245 x 27,15) = 2 x M x 20 
Molaridade da base igual a 0,166 Molar. 
 
Questão 28 – (OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) What 
is the concentration of the solution that results from mixing 40.0 mL 
of 0.200 M HCl with 60.0 mL of 0.100 M NaOH? (You may assume 
the volumes are additive.) 
a) 0.150 M NaCl 
b) 0.0200 M NaCl and 0.0200 M HCl 
c) 0.0200 M NaCl and 0.0600 M HCl 
d) 0.0600 M NaCl and 0.0200 M HCl 
 
Questão 29 – (ITA) Adicionou-se um excesso de solução de sulfato 
de sódio a 500 mL de uma solução de nitrato de chumbo, tendo se 
tornado um precipitado de sulfato de chumbo de massa igual a 3,0g. 
A concentração molar inicial do sal de chumbo na solução era: 
a) 2,0 x 10-3 
b) 1,0 x 10-2 
c) 2,0 x 10-2 
d) 5,0 x 10-2 
e) 2,0 x 10-1 
 
Questão 30 – (OLIMPÍADA PORTUGUESA DE QUÍMICA) O 
ácido clorídrico é altamente corrosivo e quando ingerido corrói as 
mucosas, esôfago e estômago, causa disfagia, náuseas, falha 
circulatória e morte. O hidróxido de sódio é cáustico e se ingerido 
provoca vômito, prostação e colapso. Um condenado a morte foi 
obrigado a beber soluções concentradas destes dois venenos, mas 
conseguiu fazê-lo sem sofrer qualquer problema. Como? 
Resposta: Observa-se que quando ocorre a reação de um ácido com 
uma base, haverá a formação de um sal e uma quantidade de água. O 
condenado conseguiu sobreviver, colocando uma quantidade 
estequiométrica de ambos os reagentes na medida certa.Trata-se de 
uma pessoa com muita sorte. 
 
Questão 31 – (OLIMPÍADA PORTUGUESA/GRÉCIA DE 
QUÍMICA) Quantos mL de solução de NaOH 1,00 mol/L são 
necessários para neutralizar 100 mL de solução 0,100 mol/L de 
H3PO4? 
a) 10,0 
b) 3,30 
c) 30,0 
d) 300,0 
 
Questão 32 – (OLIMPÍADA NORTE/NORDESTE DE 
QUÍMICA) Ácido clorídrico concentrado é uma solução de 
densidade igual a 1,182 g/mL e na qual a fração molar de HCl é igual 
a 0,221. A partir destas informações, calcule: 
a) A porcentagem em massa de HCl no ácido clorídrico 
concentrado; Resposta: 36,50%. 
b) Que volume de HCl concentrado é necessário para preparar 
500mL de uma solução de concentração 0,124 mol/L; Resposta: 
5,24 mL. 
c) Que volume de hidróxido de bário, contendo 4,89 gramas 
de hidróxido de bário octa-hidratado, em 500 mL de solução, será 
necessário para neutralizar 25,0 mL da solução preparada no item 
anterior. Resposta: