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ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS-f

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1 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
1. ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 Todo processo químico que se preze pode ser descrito do ponto de vista das 
transformações a nível químico como uma equação que iguala um certo somatório de 
espécies moleculares reagentes a um somatório das espécies moleculares de 
produtos. Tanto moléculas de produtos, quanto reagentes, são constituídas por átomos 
em proporção característica de cada molécula. Logo, uma vez excluindo-se a 
possibilidade de reações nucleares, em que parte da matéria pode ser convertida em 
energia, deve-se atender à conservação do número de mols de todos os elementos 
envolvidos, ou seja, garantir que o número de mols de átomos de certo elemento 
presente nos reagentes seja o mesmo para os produtos formados. Para tanto, cada 
espécie participante da reação é acompanhada na equação química por um número, 
seu coeficiente estequiométrico, e a equação é dita balanceada. 
 Contemplemos, como exemplo, processo de síntese do metano a partir do CO2, 
que pode ser descrito pela reação química abaixo. 
 
CO2(g) + 4H2(g) → CH4(g) + 2H2O(g) 
 
Calculando-se o número de mols de cada elemento, vê-se que o mesmo número é 
encontrado para produtos (𝑛𝑒
𝑝
) e reagentes (𝑛𝑒
𝑟), evidenciando que a equação está 
balanceada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Coeficientes estequiométricos são muito úteis na previsão da quantidade de certo 
reagente consumido ou produto formado a partir do conhecimento da mesma variação 
para algum outro reagente participante do processo. No exemplo considerado, se um 
mol de CO2 são consumidos, com base em regras de três simples considerando os 
coeficientes estequiométricos de cada espécie, se torna possível determinar o 
consumo em mols de H2, bem como as quantidades dos produtos formados. 
De acordo com a estequiometria da reação, para cada mol de CO2 consumido, quatro 
mol de H2 são requeridos. Logo: 
 
∆𝑛𝐶𝑂2
∆𝑛𝐻2
=
1
4
→ ∆𝑛𝐻2 = 4. ∆𝑛𝐶𝑂2 = 4.1 = 4 mol 
 
Portanto, quatro mol de H2 são consumidos. Realizando-se o mesmo raciocínio para 
cada produto formado, tem-se: 
 
∆𝑛𝐶𝑂2
∆𝑛𝐻2𝑂
=
1
2
→ ∆𝑛𝐻2𝑂 = 2. ∆𝑛𝐶𝑂2 = 2.1 = 2 mol 
∆𝑛𝐶𝑂2
∆𝑛𝐶𝐻4
=
1
1
→ ∆𝑛𝐶𝐻4 = 1. ∆𝑛𝐶𝑂2 = 1.1 = 1 mol 
 
Elemento 𝑛𝑒
𝑝
 (mol) 𝑛𝑒
𝑟 (mol) 
C 1 1 
O 2 2 
H 8 8 
 
2 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Portanto, cada mol de CO2 consumidos leva à produção de um mol de metano e dois 
mol de moléculas de água. 
 
1.2. Reação global e reações parciais 
 
Toda reação global pode ser definida através da combinação linear de reações 
parciais, somando-se ou subtraindo-se os coeficientes estequiométricos das espécies 
envolvidas em cada uma delas. As equações químicas são, neste contexto, somadas 
ou subtraídas como se fossem equações matemáticas. De forma a ilustrar este ponto, 
consideremos a famosa reação de Bourdouix. 
 
C(s) + CO2(g) → 2CO(g) 
 
A reação de Bourdouix pode ser obtida a partir da combinação linear de duas reações 
parciais, representando a formação do CO e CO2 a partir da oxidação do carbono 
sólido. 
 
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) 
C(s) + O2(g) → CO2(g) 
 
Ao realizar a combinação, devemos observar que muitas vezes é necessário multiplicar 
todos os coeficientes estequiométricos de uma ou mais reações parciais por algum 
fator constante, de maneira que ao final da combinação a reação global de interesse 
seja obtida. Desta forma, observando-se as reações parciais consideradas, vê-se que a 
reação de formação do CO deve ser multiplicada por +2 e a de formação do CO2 
multiplicada por -1. Multiplicar uma equação por um número negativo significa, em 
verdade, reescrevê-la no sentido oposto. No presente caso, tem-se: 
 
2C(s) + 2.(1/2) O2(g) → 2 CO(g) 
CO2(g) → C(s) + O2(g) 
 
As reações parciais agora podem ser somadas, como se fossem duas equações 
matemáticas. 
 
2C(s) + 2.(1/2) O2(g) → 2 CO(g) 
CO2(g) → C(s) + O2(g) + 
 
C(s) + O2(g) + CO2(g) = 2 CO(g) + C(s) + O2(g) 
 
Na equação final o oxigênio pode ser eliminado, obtendo-se finalmente a 
estequiometria desejada. Da mesma forma, como há dois mol de carbono no lado dos 
reagentes e um mol no lado dos produtos, tem-se: 
 
2C(s) + CO2(g) → 2 CO(g) + C(s) 
 
C(s) + CO2(g) → 2 CO(g) 
 
1.3. Algumas definições relevantes 
 No que se refere à resolução de problemas de análise estequiométrica, algumas 
definições importantes devem ser apresentadas. 
 
 
 
3 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
1.3.1. Reagente limitante 
 Entende-se por reagente limitante aquele que se encontra presente em menor 
quantidade dentre todos os reagentes presentes, quantidade esta inferior à quantidade 
mínima definida pela estequiometria da reação química característica do processo. Tal 
conceito é importante, uma vez que no momento em que o reagente limitante for 
totalmente consumido, o processo de interesse cessa. Neste modo de pensar, o 
reagente limitante de fato limita a ocorrência da reação, daí seu nome. O reagente que 
se encontra em quantidade superior ao mínimo requerido pela estequiomemtria do 
processo se encontra em excesso. 
 Como exemplo considere a reação de neutralização do ácido clorídrico pelo 
hidróxido de sódio, onde, para cada mol de NaOH, um mol de HCl são requeridos. 
 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
Convém considerar dois experimentos. No primeiro, misturam-se 80 g de NaOH com 
70 g de HCl. No segundo, 80 g de NaOH são misturados com 75 g de HCl. Sabendo 
que os pesos moleculares do NaOH e HCl são respectivamente iguais a 40 g/mol 36,5 
g/mol, a definição do reagente limitante em cada situação passa pela determinação do 
número de mols de NaOH e HCl envolvidos, conforme apresentado na tabela abaixo. 
 
 
 
 
 Como em ambos os experimentos 2 mol de NaOH se encontram presentes, 2 
mol de HCl são requeridos, no mínimo, para que a reação seja conduzida até que todo 
o ácido seja neutralizado. Logo, no caso do primeiro experimento o regente HCl é 
limitante, estando o NaOH em excesso. No segundo, o inverso ocorre, sendo o NaOH 
limitante e o HCl o reagente em excesso. 
 
1.3.2. Grau de pureza 
 Entende-se por grau de pureza a razão entre a massa/mol da substância em 
questão na sua forma pura e a massa/mol total. Esta informação é importante, pois a 
pureza limitará a quantidade de produtos de interesse formados. Adicionalmente, uma 
baixa pureza se reflete no risco de moléculas interferentes serem introduzidas no meio 
reacional, levando à produção de subprodutos, na maioria das vezes, indesejáveis. 
 
1.3.3. Conversão e rendimento 
 A conversão em relação a um reagente específico é definida como a razão entre 
a quantidade (massa ou mols) de reagente consumido pelo consumo máximo 
associado ao mesmo, condizente com a estequiometria da reação em que este 
participa. No caso de um produto, a conversão é calculada a partir da razão da 
quantidade de produto obtida de fato (massa ou mols) pela quantidade esperada de 
acordo com a alimentação do reator e a estequiometria do processo. No caso de um 
produto a conversão e rendimento podem ser considerados sinônimos. 
 
 
 
Experimento 𝒎𝑵𝒂𝑶𝑯 (𝐠) 𝒎𝑯𝑪𝒍 (𝐠) 𝒎𝑵𝒂𝑶𝑯 (𝐠) 𝒏𝑯𝑪𝒍 (𝐠) 
1 80 70 2,0 1,91 
2 80 75 2,0 2,05 
 
4 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Questão 01 Considere a reação de combustão completa do octano, definida pela 
seguinte equação química: 
 
C8H18(l) + 25/2O2(g) → 8 CO2(g) + 9H2O(l) 
 
Determine o volume de dióxido de carbono gasoso, medido a 27°C e 720 mmHg, 
produzido a partir da combustão de 150 g de C8H18 com 150 g de O2? 
 
Resolução 
 
 Primeiramente será necessário determinar o reagente limitante, que, por 
definição, é aquele que se encontra em quantidade inferior à exigida pela 
estequiometria do processo. Desta forma, os números de mols de cada reagente 
devem ser determinados. 
 
 𝑛𝐶8𝐻18 = 
150 𝑔
114 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 1,31 mol 
 
 𝑛𝑂2 = 
150 𝑔
32 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 4,69 mol 
 
Supondo que 1,31 mol de C8H8 reagem completamente, o número de mols de O2 a 
serem consumidospodem ser determinados facilmente. 
 
∆𝑛𝑂2 = 1,31. (
25
2
) = 16,375 mol 
 
Portanto, são necessários, de acordo com a estequiometria do processo, uma 
quantidade em mols de O2 superior à disponível. Logo, este é o reagente limitante. 
Como forma alternativa para a identificação do reagente limitante, divide-se o número 
de mols disponível de cada reagente pelo seu coeficiente estequiométrico. 
 
𝑛𝑂2 = 
4,69 
25/2
= 0,375 mol 
 
𝑛𝐶8𝐻18 =
1,31
1
= 1,31 mol 
 
Comparando o número de mols final, observa-se que o oxigênio é o reagente limitante, 
uma vez que 𝑛𝑂2 < 𝑛𝐶8𝐻18 . 
 
O volume de CO2 pode ser facilmente encontrado a partir do número de mols do 
reagente limitante. De acordo com a estequiometria do processo, para cada 12 mol de 
O2 consumidos, 8 mol CO2 são produzidos. Logo: 
 
𝑛CO2 = (
8
12,5
) . 4,69 = 3,0 mol 
 
Assumindo-se que o CO2 apresenta comportamento ideal, tem-se: 
 
𝑃. 𝑉CO2 = 𝑛CO2 . 𝑅. 𝑇 
 
 
5 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
𝑉CO2 =
𝑛CO2 . 𝑅. 𝑇
𝑃
=
3. (0,08206). (27 + 273)
(
720
760
)
= 77,96 L 
 
Questão 02 Considere a reação entre o carbeto de cálcio com a água, formando 
acetileno e hidróxido de cálcio, descrita pela equação química abaixo. 
 
CaC2(s) + 2 H2O(l) → C2H2(g) + Ca(OH)2(s) 
 
a) Calcule a massa de hidróxido de cálcio formado a partir de 5,0 g de carbeto de 
 cálcio, sendo o grau de pureza deste igual a 95%. 
b) Calcule a massa de água necessária ao processo, sabendo que se deve 
 trabalhar com um excesso de 10% em massa em relação à condição 
 estequiométrica. 
c) Calcule o número de mols de acetileno produzido. 
 
Resolução 
 
a) Cálculo da massa de carbeto de cálcio (mCaC2): 
 
𝑚𝐶𝑎𝐶2 = 5,0. (
95
100
) = 4,75 g 
 
 De acordo com a estequiometria do processo, para cada mol de hidróxido de 
cálcio produzido, um mol de CaC2 são consumidos, portanto: 
 
nCaC2 = nCa(OH)2 
 
𝑚𝐶𝑎𝐶2
< 𝑀𝑀𝐶𝑎𝐶2 >
= 
𝑚𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
< 𝑀𝑀𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 >
 
 
4,75 𝑔
(40 + 24)
= 
𝑚𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
(40 + 32 + 2)
 
 
𝑚𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 = 5,49 g 
 
 
b) 
 
 Primeiro, convém determinar a massa de água requerida para reagir com 5 g de 
CaC2. Para cada mol de CaC2 que reagem, 2 mol de água são consumidos. Sabendo 
que a massa molar do CaC2 é igual a 64,01 g.mol-1, tem-se: 
 
𝑛𝐻2𝑂 = 2. (
5
64,01
) = 0,156 mol 
 
 A massa de água em excesso pode então ser diretamente calculada, uma vez 
que sua massa molar é conhecida (18 g.mol-1), e o excesso também. 
 
𝑚𝐻2𝑂 = 1,1. (0,156). 18 = 3,09 g 
 
 
6 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
c) 
 Observando a reação que descreve o processo, percebe-se que o acetileno (28 
g.mol-1) é o único produto gasoso formado. 
 
CaC2(s) + 2 H2O(l) → C2H2(g) + Ca(OH)2(s) 
 
Considerando a estequiometria do processo, percebe-se que para cada mol de carbeto 
de cálcio reagidos, um mol de acetileno é produzido. Logo: 
 
𝑛𝐶2𝐻2 = 𝑛𝐶𝑎𝐶2 =
5
64
= 0,078 mol 
 
Questão 03 Os professores Navarro e Grillo resolveram preparar uma aula de 
estequiometria para seus alunos de engenharia do ciclo básico, com o foco em 
conceitos e relações básicas da estequiometria, e realizaram um experimento com 
seus eternos amigos técnicos e parceiros, Charles, Jorjão e Maurício Dupim. A reação 
em estudo envolvia o ataque do carbonato de amônio com 1490 g mediante reação 
com o ácido fosfórico. 
 
3(NH4)2CO3(aq) + 2 H3PO4(aq)→ 2 (NH4)3PO4(aq) + 3 H2O(l) + 3 CO2(g) 
 
a) Calcule a massa de fosfato de amônio obtida, assumindo-se uma conversão de 
 100%. 
b) Calcule o volume de CO2 produzido nas CNTP. 
 
Resolução 
 
a) 
 
A partir da estequiometria da reação é possível correlacionar a quantidade em mols de 
H3PO4 e a mesma quantidade de (NH4)3PO4 gerada. Com base nas massas 
moleculares dos referidos compostos, a massa de sal produzida pode ser obtida 
mediante uma regra de três simples. 
 
2 mol de H3PO4 ----------------------- 2 mol de (NH4)3PO4 
2 x 98 g.mol-1 -------------------------------- 2 x (149) g.mol-1 
1490 g ---------------------------------- msal 
 
msal = 2265,41 g 
 
b) 
 
 Para o cálculo do volume de dióxido de carbono, será necessário calcular 
primeiramente o número de mol de CO2 formado a partir de 1490 g de ácido fosfórico 
consumidos durante o processo. 
 
2 mol de H3PO4 --------------------------------------- 3 mol de CO2 
(1490 g/98 g.mol-1) ----------------------------------- ngás 
ngás = 22,81 mol. 
 
 
7 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Finamente, nas CNTP (0oC, 1atm), o volume de CO2 gerado pode ser obtido, uma vez 
considerando-se que o mesmo se comporta como um gás ideal. 
 
𝑃. 𝑉𝐶𝑂2 = 𝑛𝑔á𝑠. 𝑅𝑇 → 𝑉𝐶𝑂2 =
𝑛𝑔á𝑠. 𝑅𝑇
𝑃
 
 
𝑉𝐶𝑂2 =
22,81. (0,08206). (0 + 273)
1
= 510,99 L 
 
Questão 04 Considere um composto molecular que apresenta a seguinte composição 
química elementar em base mássica: 46,6% de C; 4,4% de H; 31,1% de N e 17,7% de 
O. Deseja-se estudar a combustão completa de 1000 g do referido material, tendo-se 
como únicos produtos, dióxido de carbono (CO2), vapor d´água (H2O) e dióxido de 
nitrogênio (NO2). Determine o volume total de gás gerado, para uma combustão 
controlada realizada a 1 atm e 227oC. 
 
Resolução 
 
 Primeiramente será necessário determinar a formula molecular do composto 
orgânico de interesse. Considerando como base de cálculo 100 g do composto, a 
massa total de cada elemento presente pode ser diretamente determinada. 
 
𝑚𝐶 = (
46,6
100
) . 100 𝑔 = 46,6 𝑔 
𝑚𝐻 = (
4,4
100
) . 100 𝑔 = 4,4 𝑔 
𝑚𝑁 = (
31,1
100
) . 100 𝑔 = 31,1 𝑔 
𝑚𝑂 = (
17,7
100
) . 100 𝑔 = 17,7 𝑔 
 
 Em seguida, com base nas massas atômicas de cada elemento e na massa 
calculada acima, o número de mols de cada elemento presente em 100 g do material 
orgânico pode ser prontamente calculado 
 
𝑛𝐶 = (
46,6
12
) = 3,88 𝑚𝑜𝑙. 
 
𝑛𝐻 = (
4,4
1
) = 4,4 𝑚𝑜𝑙. 
 
𝑛𝑁 = (
31,1
14
) = 2,22 𝑚𝑜𝑙. 
 
𝑛𝑂 = (
17,7
1162
) = 1,11 𝑚𝑜𝑙. 
 
 Como o oxigênio consiste no elemento presente em menor quantidade em 
termos molares, a fórmula molecular do composto pode ser obtida dividindo-se os 
números de mols encontrados pelo número de mols de O. Como resultado, tem-se o 
número de mols de um certo elemento para cada mol de O presente. 
 
𝑁𝐶 = (
3,88
1,11
) ≅ 3,5. 
 
 
8 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
𝑁𝐻 = (
4,4
1,11
) = 4. 
 
𝑁𝑁 = (
2,22
1,11
) = 2. 
 
𝑁𝑂 = (
1,11
1,11
) = 1. 
 
 Finalmente, como o número de mols de C por mol de O não se apresenta como 
um número inteiro, todos os números de mols encontrados devem ser multiplicados por 
dois. Logo, o composto orgânico de interesse deve apresentar a seguinte formula 
molecular, C7H8N4O2. 
 De acordo com o enunciado, os únicos produtos da combustão do material 
orgânico são: CO2, H2O e NO2. Logo, o processo de combustão pode ser representado 
pela seguinte equação química balanceada. 
 
C7H8N4O2(s) + 12 O2(g) → 7 CO2(g) + 4 NO2(g) + 4 H2O(g) 
 
 Sabendo que 1000 g de material foram utilizados no experimento, e que esta 
massa sofre combustão com 100% de conversão, o número de mols de material que 
serão consumidos pode ser diretamente determinado. 
 
𝑛𝐶7𝐻8𝑁4𝑂2 = 
1000 𝑔
180 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 5,56 𝑚𝑜𝑙. 
 
 Com base na estequiometria, cada mol de composto que reagem com O2 gera 
15 mol de gases (7 mol de CO2, 4 mol de NO2, 4 mol de H2O). Logo, através de uma 
regra de três simples com base no número de mols de C7H8N4O2 consumido, tem-se: 
 
1 mol de C7H8N4O2 -------------- 15 mol 
5,56 mol de C7H8N4O2 ---------- ngases 
ngases = 83,4 mol. 
 
 Considerando que a mistura de gases se comporta como ideal, o volume total de 
gás gerado durante a combustão a 227oC e 1atm pode ser facilmente calculado: 
 
𝑃. 𝑉𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠 = 𝑛𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠. 𝑅. 𝑇 → 𝑉𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠 =
𝑛𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠. 𝑅. 𝑇
𝑃
 
 
𝑉𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠 =
(83,4). (0,08206). (227 + 273)
1
= 3421,90 L 
 
Questão 05 
 
a) O sulfeto de cádmio é um composto inorgânico muito utilizado como 
 semicondutor,cuja síntese pode ser representada pela equação química abaixo. 
 
 Na2S(s) + Cd(BO3)2(s) → CdS(s) + 2 NaNO3(s) 
 
 Considere que o rendimento da reação em relação à massa de CdS obtida é de 
 80% em, e calcule a massa de Na2S necessária para obter-se 75 g de CdS. 
 
9 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
b) Calcule as massa de Fe2O3 de 80% de pureza e de ácido sulfúrico de 74,0% de 
 pureza necessários à obtenção de 640,0 g de Fe2(SO4)3, sabendo-se que o 
 rendimento da reação em relação à massa de sulfato obtida é igual a 85%. 
 
Fe2O3(s) + 3 H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + 3 H2O(l) 
 
Resolução 
 
a) 
 
 De acordo com a estequiometria do processo, para cada mol de Na2S que 
reagem, 1 mol de CdS é produzido. Como a massa molecular de CdS é conhecida 
(144,4.mol-1), a massa requerida de Na2S pode ser obtida por uma regra de três 
simples. 
 
Na2S(s) + Cd(BO3)2(s) → CdS(s) + 2 NaNO3(s) 
 
1 mol de Na2S --------------- 1 mol de CdS 
(46 + 32) g ------------------- (112,4 + 32) g x (0,80) 
mNa2S -------------------------- 75 g 
 
mNa2S = 
5850 
115,52
= 50,64 𝑔. 
 
b) 
 
 Com base na estequiometria do processo, cada mol de Fe2O3 consumido resulta 
em 1 mol de Fe2SO4. Logo, a massa requerida de Fe2O3 pode ser calculada mediante 
uma regra de três simples. 
 
Fe2O3(s) + 3 H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + 3 H2O(l) 
 
1 mol de Fe2O3 -------------- 1 mol de Fe2(SO4)3 
(56 x 2 + 3 x 16) g ---------- (2 x 56 + 32 x 3 + 12 x 16)g 
160 g -------------------------- 400 g x 0,85 
0,80.m1 ----------------------- 640 g 
 
 De acordo com a estequiometria do processo, cada mol de sulfato produzido 
requer o consumo de três mol de H2SO4. Logo, a massa de ácido necessária pode ser 
obtida através de uma regra de três simples. 
 
3 mol de H2SO4 ---------- 1 mol de Fe2(SO4)3 
(3 x 98) g ----------------- (2 x 56 + 32 x 3 + 12 x 16) g 
294 g ------------------------ 400 g x 0,85 
0,74.m2 --------------------- 640 g 
 
mFe2O3 = 376,47 g. 
mH2SO4 = 747,85 g. 
 
 Convém observar que as massas calculadas foram multiplicadas pelas 
respectivas purezas, pois, desta forma, se está levando em consideração a massa de 
cada composto que efetivamente se encontra disponível para o processo. 
 
10 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Questão 06 Os aromatizantes em sua grande maioria são cadeias carbônicas 
oxigenadas da família dos ésteres. O butanoato de metila pode ser formado pela 
reação de esterificação entre um ácido carboxílico e um álcool, conforme representado 
pela equação química balanceada a seguir: 
 
CH3CH2CH2COOH + CH3OH → CH3CH2CH2COOCH3 + H2O. 
 
Calcule o número de mols de butanoato de metila que pode ser obtido a partir de 4,75 
g de ácido butírico e 2,75 g de metanol, levando em consideração que há o consumo 
total do reagente limitante. 
 
Resolução 
 
 Considerando-se as massas de ácido butírico e metanol informadas no 
enunciado, o número de mols de cada reagente a ser consumido pode ser diretamente 
determinado. 
 
 𝑛1 =
𝑚1
<𝑀𝑀>1
=
4,75 𝑔
(48+32+8)𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
=
4,75 𝑔
88 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 0,054 𝑚𝑜𝑙. 
 
 𝑛2 =
𝑚2
<𝑀𝑀>2
=
2,75 𝑔
(12+16+4)𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
=
2,75 𝑔
32 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 0,086 𝑚𝑜𝑙. 
 
Onde 𝑛1 representa o número de mols de ácido butírico, e 𝑛2 o número de mols de 
metanol. Como para cada mol de ácido butírico, um mol de metanol são requeridos 
pela estequiometria do processo, 0,054 mol de ácido requerem a mesma quantidade 
em mols do álcool. Como esta quantidade é inferior à quantidade de metanol 
inicialmente presente, este pode ser dito em excesso, sendo, portanto, o reagente 
limitante definido pelo ácido butírico. 
 Portanto, a massa de éster formado deverá ser determinada com base no 
número de mols do reagente limitante (ácido butírico) consumido. Considerando-se as 
massas moleculares de cada espécie, tal cálculo pode ser executado através de uma 
regra de três simples. 
 
CH3CH2CH2COOH + CH3OH → CH3CH2CH2COOCH3 + H2O 
 
1 mol de CH3CH2CH2COOH ------------ 1 mol de CH3CH2CH2COOCH3 
88 g de ácido ------------------------------- 102 g de éster 
4,75 g de ácido ----------------------------- méster 
méster = 5,50 g de éster (butanoato de etila). 
 
 Finalmente, o número de mols de éster pode ser facilmente determinado: 
 
𝑛é𝑠𝑡𝑒𝑟 =
𝑚é𝑠𝑡𝑒𝑟
< 𝑀𝑀 >é𝑠𝑡𝑒𝑟
=
5,50 𝑔
102𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,054 mol 
 
Questão 07 A produção de cloreto de potássio e de cloreto de manganês, ambos em 
fase aquosa, pode ser representada pela seguinte equação química balanceada: 
 
2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + 6 HCl(aq) → 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 5 O2(g) + 8 H2O(l). 
 
 
11 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Considere que no experimento foram utilizados 45,0 g de permanganato de potássio, 
30 g de peróxido de hidrogênio e 160 g de ácido clorídrico. 
 
a) Identifique o reagente limitante, justificando sua resposta. 
b) Calcule a massa dos dois cloretos de interesse formados. 
 
Resolução 
 
a) 
 
 A identificação do reagente limitante requer a determinação do número de mols 
de cada reagente considerado. 
 
𝑛1 =
𝑚1
< 𝑀𝑀 >1
=
45,0 𝑔
(39 + 55 + 64)𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
=
45,0 𝑔
158 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,28 𝑚𝑜𝑙. 
 
𝑛2 =
𝑚2
< 𝑀𝑀 >2
=
30,0 𝑔
(2 + 32)𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,88 𝑚𝑜𝑙. 
 
𝑛3 =
𝑚3
< 𝑀𝑀 >3
=
160,0 𝑔
(1 + 35,5)𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 4,38 𝑚𝑜𝑙. 
 
 
Onde n1, n2 e n3 representam, respectivamente, o número de mols de K2MnO4, H2O2 e 
HCl inicialmente presentes. Dividindo-se os números de mols encontrados pelo 
coeficiente estequiométrico de cada reagente, pode-se identificar o reagente limitante, 
como sendo aquele cujo número de mols final apresenta a menor magnitude. 
 
𝑛1
′ =
0,28𝑚𝑜𝑙
2
= 0,14 𝑚𝑜𝑙 
 
𝑛2
′ =
0,88 𝑚𝑜𝑙
5
= 0,176 𝑚𝑜𝑙 
 
𝑛3
′ =
4,38 𝑚𝑜𝑙
6
= 0,73 𝑚𝑜𝑙 
 
Logo, o permanganato de potássio é o reagente limitante. 
 
b) 
 
 Uma vez identificado o reagente limitante, as massas de cada cloreto produzido 
podem ser diretamente determinadas mediante regras de três simples, com base na 
estequiometria do processo. Para o MnCl2, tem-se: 
 
2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + 6 HCl(aq) → 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 5 O2(g) + 8 H2O(l) 
 
2 mol de KMnO4(aq) ------------------------ 2 mol de MnCl2(aq) 
2 mol x (39 + 55 + 64) g ----------------- 2 mol x (55 + 71) g 
45 g ------------------------------------------ mMnCl2 
 
 
12 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
158 x mMnCl2 = 5670 
mMnCl2 = 5670/158 = 35,89 g 
 
 Empregando-se o mesmo raciocínio para o cloreto de potássio, tem-se: 
 
2 mol de KMnO4(aq) ------------------------2 mol de KCl(aq) 
2 mol x (39 + 55 + 64) g ----------------- 2 mol x (39 + 35,5) g 
45 g ------------------------------------------- mKCl 
 
158 x mKCl = 3352,5 
mKCl = 3352,5/158 = 21,22 g de cloreto de potássio. 
 
Questão 08 A hematita (Fe2O3), matéria-prima para a produção do aço, pode ser 
produzida a partir da oxidação da pirita (FeS2) na presença de O2, de acordo com a 
equação química abaixo: 
 
4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) 
 
Calcule o volume de ar necessário para reagir com 125 kg de pirita a 2,55 atm e 225C. 
Considere que o ar se comporta como um gás ideal, e que apresenta 21% em volume 
de O2, e que este é alimentado em proporção estequiométrica. 
 
Resolução 
 
 Considerando com base de cálculo 11 mols de O2, dado que esta é a quantidade 
estequiométrica de O2 que deve ser alimentada ao sistema reacional para consumir 
completamente 4 mol de Fe2S, o número de mols de N2 pode ser determinado 
mediante uma regra de três simples. Neste cálculo, basta considerar que 21% em 
volume de ar se referem ao O2 disponível, que se encontra em quantidade 
estequiométrica. 
 
11 mol de O2 ------------ 21% de O2 
nN2 ------------------------ 79% de N2 
nN2 = 41,38 mol de N2. 
 
Logo, para consumir 4 mol de FeS2 são requeridos 11 (O2) + 41,38 (N2) mol de ar. 
Como a massa de pirita total a ser consumida foi dada no enunciado (125 Kg), a 
quantidade total de ar requerida pela reação pode ser facilmente calculada medianteuma regra de três simples. 
 
4 mol de FeS2(s) ----------------------------------------- (11 + 41,38) mol de ar atmosférico 
nFeS2=[
125000
(56+64)
] = 1041,67 mol ------------------------ nar 
 
𝑛𝐴𝑟 =
52,38.1041,7
4
= 13640,7 𝑚𝑜𝑙 
 
 Assumindo-se que o ar se comporta como um gás ideal, tem-se: 
 
𝑃. 𝑉𝐴𝑟 = 𝑛𝐴𝑟 . 𝑅𝑇 → 𝑉𝐴𝑟 =
𝑛𝐴𝑟 . 𝑅𝑇
𝑃
 
 
13 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
𝑉𝐴𝑟 =
𝑛𝐴𝑟 . 𝑅𝑇
𝑃
=
13640,7. (0,08206). (225 + 273)
2,55
= 2,186. 105 𝐿 = 218,6 𝑚3 
 
Questão 9 Metanol é um composto orgânico, classificado como um álcool. Trata-se de 
um combustível muito importante para a sociedade atual, que pode produzido pela 
seguinte reação química: 
 
CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(l). 
 
 Suponha que o processo apresenta um rendimento de 75% em relação a massa 
de CH3OH obtida, quando se adicionam 226 g de monóxido de carbono (com pureza 
de 80%) e 75 g de gás hidrogênio (com pureza de 90%). Determine o reagente em 
excesso e a quantidade de massa em gramas, de metanol produzido. 
 
Resolução 
 
 A identificação do reagente limitante requer a determinação dos números de 
mols de cada reagente participante do processo, e a posterior divisão dos valores 
encontrados pelos respectivos coeficientes estequiométricos. O reagente que ao final 
deste procedimento apresentar o menor número de mols será o reagente limitante. No 
entanto, antes é necessário determinar as massas de CO e H2 que são alimentadas no 
reator. Considerando-se as purezas informadas, tem-se: 
 
𝑚𝐶𝑂 = 226 . 0,80 = 180,80 g 
 
𝑚𝐻2 = 75 . 0,9 = 67,5 g 
 
 
Logo, os números de mols de CO e H2 disponíveis para o processo podem ser 
prontamente determinados. 
 
𝑛𝐶𝑂 = (
𝑚𝐶𝑂
< 𝑀𝑀 >𝐶𝑂
) =
226 𝑔
28 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 8,07 𝑚𝑜𝑙 
 
𝑛𝐻2 = (
𝑚𝐻2
<𝑀𝑀>𝐻2
) =
67,5
2 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 33,75 𝑚𝑜𝑙 
 
Dividindo-se cada número de mols pelo respectivo coeficiente estequiométrico, tem-se: 
 
𝑛𝐻2
′ =
33,5 
2 
= 16,88 mol 
 
𝑛𝐶𝑂
′ =
8,07
1
= 8,07 mol 
 
 Observando-se o número de mol de cada reagente, conclui-se que o monóxido 
de carbono é o reagente limitante, uma vez que 𝑛𝐶𝑂 < 𝑛𝐻2 . Desta forma, o cálculo da 
quantidade de álcool produzida deve levar em conta a quantidade de CO disponível 
para a reação, que será totalmente consumido. Para tal, deve-se considerar a 
estequiometria do processo e o número de mols de CO presente inicialmente. O 
número de mols de CH3OH é então determinado através de uma regra de três simples. 
 
14 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(l) 
1 mol de CO(g) ------------- 1 mol de CH3OH(l) 
28 g---------------------------- 32 g x 0,8 
180,80 g --------------------- mCH3OH(l) 
 
𝑚𝐶𝐻3𝑂𝐻 =
(32). (0,8). (180,8)
28
= 165, 3 g 
 
Questão 10 O sulfato de cálcio (CaSO4) é o mineral constituinte do giz. Este sal pode 
ser obtido de forma artificial através da reação entre o cloreto de cálcio e o sulfato de 
sódio (reação 1), ou através da reação entre o ácido sulfúrico e o hidróxido de cálcio, 
designado pela (reação 2). 
 
a) Escreva as equações químicas balanceadas, que descrevem cada um dos 
 mencionados processos. 
b) Calcule a massa de sulfato de cálcio em ambas as reações, a partir de 2,50 mol 
 de cloreto de cálcio e de 3,50 mol de hidróxido de cálcio, considerando que o 
 rendimento das reações, definido com base no número de mols de sulfato 
 produzido, é igual a 69%. 
 
Resolução 
 
a) 
 
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) → CaSO4(aq) + 2 NaCl(aq) 
 
H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaSO4(aq) + 2 H2O(l) 
 
b) 
 
 Considerando inicialmente a reação 1, observa-se que para cada mol de CaCl2 
que reagem, um mol de CaSO4 é produzido. Portanto, o número de mols de CaSO4 
esperado a partir da quantidade de CaCl2 ofertada inicialmente pode ser calculado 
através de uma regra de três simples. 
 
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) → CaSO4(aq) + 2 NaCl(aq) 
 
1 mol de CaCl2(aq) -------------------- 1 mol de CaSO4(aq) x 0,69 
2,50 mol de CaCl2(aq) ---------------- nCaSO4(aq) 
 
𝑛𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 0,69.2,5 = 1,725 mol 
 
 A massa de CaSO4 pode então ser determinada com base no número de mols 
calculado. 
 
𝑛𝐶𝑎𝑆𝑂4 = (
𝑚𝐶𝑎𝑆𝑂4
< 𝑀𝑀 >𝐶𝑎𝑆𝑂4
) 
𝑚𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 𝑛𝐶𝑎𝑆𝑂4 𝑥 < 𝑀𝑀 >𝐶𝑎𝑆𝑂4 
 
15 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
𝑚𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 1,725 𝑚𝑜𝑙 𝑥 (40 + 32 + 64)𝑔. 𝑚𝑜𝑙
−1 = 234,6 g 
 
 O mesmo raciocínio pode ser empregado no caso da reação 2. 
 
H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaSO4(aq) + 2 H2O(l) 
 
1 mol de Ca(OH)2(aq) -------------------- 1 mol de CaSO4(aq) x 0,69 
3,50 mol de CaCl2(aq) ------------------- nCaSO4(aq) 
 
𝑛𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 0,69.3,5 = 2,415 mol 
 
 A massa de CaSO4 pode então ser determinada com base no número de mols 
calculado. 
 
𝑛𝐶𝑎𝑆𝑂4 = (
𝑚𝐶𝑎𝑆𝑂4
< 𝑀𝑀 >𝐶𝑎𝑆𝑂4
) 
 
𝑚𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 𝑛𝐶𝑎𝑆𝑂4 𝑥 < 𝑀𝑀 >𝐶𝑎𝑆𝑂4 
 
𝑚𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 1,725 𝑚𝑜𝑙 𝑥 (40 + 32 + 64)𝑔. 𝑚𝑜𝑙
−1 = 328,44 𝑔 
 
Questão 11 Considere a seguinte reação para a síntese do bromo em fase líquida a 
partir do dióxido de titânio. 
 
3 TiO2(s) + 4 BrF3(l) → 3 TiF4(s) + 2 Br2(l) + 3 O2(g) 
 
Se 12,0 g do óxido produz 0,056 g de oxigênio, determine o grau de pureza do TiO2 
utilizado. 
 
Resolução 
 
 Analisando-se a estequiometria da reação, percebe-se que cada três mol de 
TiO2 consumidos produzem um total de três mols de oxigênio. Portanto, com base na 
massa de oxigênio produzida, pode-se determinar a quantidade de TiO2 que realmente 
reagiram, e, consequentemente, seu grau de pureza. 
 
3 mol de TiO2(s) --------------------------------- 3 mol de O2(g) 
3 mol x (79,90) g.mol-1 ------------------------ 3 mol x (32) g.mol-1 
mTiO2 ---------------------------------------------- 0,056 g 
𝑚𝑇𝑖𝑂2 =
13,42
96
= 0,14 𝑔 
 
O grau de pureza pode ser avaliado através da fração mássica de TiO2 na amostra, 
logo: 
 
(%)𝑇𝑖𝑂2 =
0,14
12,0
= 0,0167 (1,67%) 
 
Questão 12 Ácido fosfórico impuro, muito utilizado para o preparo de fertilizantes, é 
produzido através de uma reação entre o ácido sulfúrico sobre rocha de fosfato, cujo 
componente principal é o fosfato de cálcio. 
 
16 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Assumindo uma conversão de 100%, calcule a massa e o número de mols de ácido 
fosfórico que pode ser produzido a partir de 100 kg de ácido sulfúrico. 
 
Ca3(PO4)2(s) + 3H2SO4(aq) → 3CaSO4 (s) + 2H3PO4(aq) 
 
Resolução 
 
 A massa de H3PO4 produzida pode ser calculada levando-se em consideração a 
estequiometria da reação do processo, que nos informa que cada três mols de H2SO4 
permitem a produção de dois mols de H3PO4. Logo: 
 
3 mol de H2SO4 ------------- 2 mol de H3PO4 
3 mol x 98 g.mol-1 ---------- 2 mol x 98 g.mol-1 
100 kg ------------------------ mH3PO4 
 
mH3PO4 = 
19600
294
= 66,67 kg 
 
Portanto, o número de mols de ácido fosfórico sintetizado pode ser determinado: 
 
𝑛𝐻3𝑃𝑂4 = 
66670 𝑔
98 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 680,31 mol 
 
Questão 13 Uma amostra de 125 kg de calcário (com teor de 87,50% em massa de 
carbonato de cálcio) foi tratada com excesso de ácido fosfórico, produzindo-se 
monohidrogenofosfato de cálcio (CaHPO4). 
 
a) Escreva a equação balanceada da reação química que descreve o processo. 
b) Calcule a massa de CaHPO4 formado. 
c) Calcule o número de mols de CaHPO4 formado. 
 
Resolução 
 
a) 
 
 A reação em questão se trata de uma reação clássica de um ácido (H3PO4) e um 
composto básico (CaCO3), resultando no sal de interesse e água. No entanto, como a 
matéria-prima é um carbonato, carbono deve estar presente no final na forma de CO2 
gasoso. A reação química característica do processo descrito pode ser contemplada 
em sua forma balanceada abaixo: 
 
CaCO3(s) + H3PO4(aq) → CaHPO4(aq) + H2O(l) + CO2(g). 
 
 A massa de monoidrogenofosfato de cálcio (CaHPO4) produzida pode ser 
encontrada mediante uma regra de três simples, levando-se em consideração a 
estequiometria da reação acima. 
 
1 mol de CaCO3(s) -------------------------- 1 mol de CaHPO4(aq) 
100 g ----------------------------------106 g 
109,4 kg g ---------------------------- mCaHPO4 
 
 
 
17 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Logo: 
 
𝑚𝐶𝑎𝐻𝑃𝑂4 =
(106). (109,4)
100
= 115,96 Kg 
 
Finalmente, o número de mols de CaHPO4 pode ser facilmente encontrado: 
 
𝑛𝐶𝑎𝐻𝑃𝑂4 = 
𝑚𝐶𝑎𝐻𝑃𝑂4
< 𝑀𝑀𝐶𝑎𝐻𝑃𝑂4 >
=
115960 𝑔
(40 + 1 + 31 + 64)𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 852,65 mol 
 
Questão 14 Em um determinado dia, uma pessoa inalou 10,6 mol de oxigênio 
molecular. Se todo o oxigênio inalado foi empregado na conversão da glicose em 
dióxido de carbono e água, determine: 
 
C12H22O11(s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(l) 
 
a) Quantidade em g de açúcar consumida. 
b) Número de mols de H2O produzidos. 
c) Volume de CO2 gerado nas CNTP. 
 
Resolução 
 
a) 
 
 A massa de açúcar consumida pode ser determinada a partir da quantidade em 
mols de O2 inalado, mediante uma regra de três com base na estequiometria da reação 
de interesse. 
 
C12H22O11(s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(l) 
1 mol de C12H22O11(s) ---------- 12 mol de O2(g) 
nC12H22O11(s) ----------------------- 10,6 mol de O2(g) 
 
𝑛𝐶12𝐻22𝑂11 =
𝑚𝐶12𝐻22𝑂11
< 𝑀𝑀𝐶12𝐻22𝑂11 >
= 0,88 𝑚𝑜𝑙 
 
𝑚𝐶12𝐻22𝑂11 = 0,88 . (342 𝑔. 𝑚𝑜𝑙
−1) = 300,96 𝑔 
 
b) 
 
 Observando-se a estequiometria do processo, tem-se que onze mols de água 
são produzidos a partir de 1 mol de glicose. Portanto: 
 
11 𝑚𝑜𝑙
1 𝑚𝑜𝑙
=
𝑛𝐻2𝑂
0,88 𝑚𝑜𝑙
→ 𝑛𝐻2𝑂 = 11. (0,88) = 9,68 mol 
 
c) 
 
 O volume de CO2 produzido pode ser determinado nas CNTP (0oC, 1atm), 
mediante a determinação do número de mols deste gerado a partir da oxidação da 
glicose, uma vez considerando que o CO2 se comporta como um gás ideal. 
 
 
18 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
𝑃𝑉𝐶𝑂2 = 𝑛𝐶𝑂2𝑅𝑇 → 𝑉𝐶𝑂2 =
𝑛𝐶𝑂2𝑅𝑇
𝑃
 
 
Da estequiometria do processo se sabe que 12 mol de CO2 são produzidos para cada 
11 mol de H2O. Logo: 
 
11 𝑚𝑜𝑙
12 𝑚𝑜𝑙
=
𝑛𝐻2𝑂
𝑛𝐶𝑂2
→ 𝑛𝐶𝑂2 =
12
11
. 𝑛𝐻2𝑂 → 𝑛𝐶𝑂2 =
12
11
. 𝑛𝐻2𝑂 =
12
11
. 9,68 = 10,56 mol 
 
 Desta forma, o volume de CO2 produzido pode ser determinado: 
 
𝑉𝐶𝑂2 =
𝑛𝐶𝑂2𝑅𝑇
𝑃
=
10,56 . (0,08206). (25 + 273)
1
= 258,23 L 
 
Questão 15 Seja a oxidação da pirita em atmosfera de oxigênio representada pela 
seguinte equação química balanceada: 
 
4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g). 
 
a) Calcule o volume de ar que é necessário para reagir com 7,5 Kg de FeS2 a 2,0 
 atm e 120°C, assumindo uma alimentação estequiométrica. Considere que o ar 
 atmosférico apresenta 20% em volume de O2 e 80% em volume de N2. 
 
b) Calcule a pressão final alcançada após o total consumo da pirita, considerando 
 que os gases foram coletados a 100oC em um recipiente de 1m3 (1000 L). 
 Assuma que a fase gasosa se comporta como ideal. 
 
Resolução 
 
a) 
 
 Dado que a alimentação é estequiométrica, o volume de O2 contido no ar (20%) 
deve englobar os onze mols necessários à execução da reação química de interesse. 
Desta forma, o número de mols de N2 contidos na mesma amostra de ar pode ser 
determinado mediante uma regra de três. 
 
Cálculo do número de mol de gás nitrogênio (N2): 
11 mol de O2 ------------ 20% de O2 
nN2 ------------------------- 80% de N2 
 
𝑛𝑁2 =
(80). (11)
20
= 44 mol 
 
 O número de mols de ar pode então ser determinado mediante a estequiometria 
da reação de interesse. Cada 4 mol de FeS2 que são oxidados requerem 11 mol de O2 
e 44 mol de N2. No presente caso, como 7,5 kg de FeS2 são empregados, tem-se: 
 
𝑛𝐹𝑒𝑆2 = (
7500 𝑔
(56 + 64)𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
) = 62,5 mol 
 
4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) 
 
19 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
4 mol de FeS2(s) ---------------------------------- (11 + 44) mols de ar atmosférico 
62,5 mol ------------------------------------------- nar 
 
𝑛𝐴𝑟 =
(62,5). (11 + 44)
5
= 687,5 mol 
 
 Considerando que o ar nas condições dadas (120oC e 2 atm) se comporta como 
um gás ideal, tem-se: 
 
𝑃𝑉𝐴𝑟 = 𝑛𝐴𝑟𝑅𝑇 → 𝑉𝐴𝑟 =
𝑛𝐴𝑟𝑅𝑇
𝑃
=
(687,5). (0,08206). (120 + 273)
2
= 11,09 m3 
 
b) 
 
 A fase gasosa ao final do processo será composta por N2 e SO2. O número de 
mols de N2, conforme calculado anteriormente, é igual a 44 mol. Considerando que 
62,5 mol de FeS2 foram totalmente consumidos no processo, o número de mols de SO2 
produzido pode ser diretamente calculado. Cada 4 mol de FeS2 gera, de acordo com a 
estequiometria do processo, 8 mol de SO2, logo: 
 
𝑛𝑆𝑂2 = (
8 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2
4 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒𝑆2
) . 62,5 = 125 mol 
 
 A mistura de N2 e SO2 se comporta como ideal nas condições dadas (100 L e 
100oC). Portanto, as pressões parciais de ambos os gases podem ser determinadas, e 
com as mesmas a pressão total da mistura que é o somatório das pressões parciais. 
 
𝑃𝑆𝑂2 =
𝑛𝑆𝑂2𝑅𝑇
𝑉
=
(125). (0,08206). (100 + 273)
1000 
= 3,8 𝑎𝑡𝑚 
 
𝑃𝑁2 =
𝑛𝑆𝑂2𝑅𝑇
𝑉
=
(44). (0,08206). (100 + 273)
1000 
= 1,4 𝑎𝑡𝑚 
 
Logo: 
 
𝑃 = 𝑃𝑆𝑂2 + 𝑃𝑁2 = 3,8 + 1,4 = 5,2 𝑎𝑡𝑚 
 
Questão 16 Considere a seguinte equação química representada a seguir que 
descreve o ataque ácido do HCl sobre o dicromato de potássio. 
 
K2Cr2O7(s) + 6 HCl(aq) → K2O(s) + Cr2O3(s) + 3 H2O(l) + 3 Cl2(g). 
 
Partindo-se de 100 g de dicromato de potássio, calcule as massas dos óxidos 
produzidos (K2O e Cr2O3). 
 
 
 
 
 
 
20 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Resolução 
 
 Com base na estequiometria da reação, as massas de K2O e Cr2O3 produzidas 
após o total consumo do dicromato podem ser determinadas através de regras de três 
simples. 
 
Para o K2O, tem-se: 
 
1 mol de K2Cr2O7 ------------------- 1 mol de K2O 
1 mol x 294 g.mol-1= 294 g --------1 mol . (94 g.mol-1)=94 g 
100 g de K2Cr2O7 -------------------------------- mK2O 
 
𝑚𝐾2𝑂 =
(94). (100)
294
= 31,97 g 
 
Para o Cr2O3, tem-se: 
 
1 mol de K2Cr2O7 ------------ 1 mol de Cr2O3 
1 mol x 294 g.mol-1= 294 g --------- 1 mol x 126 g.mol-1= 126 g 
100 g de K2Cr2O7 ------------ mCr2O3 
 
𝑚𝐶𝑟2𝑂3 =
(126). (100)
294
= 42,86 g 
 
Questão 17 - Calcule a massa e o número de mols de sulfato de sódio formado a partir 
de uma reação de neutralização total, com 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de 
hidróxido de sódio e indique o reagente limitante. 
 
Resolução 
 
 Como em toda reação de neutralização, um ácido reage com uma base 
formando um sal e moléculas de água. A equação balanceada representativa do 
processo se encontra apresentada abaixo. 
 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) 
 
 Torna-se necessário determinar o número de mols de cada reagente para e 
definição daquele descrito como limitante. 
 
 𝑛𝐻2𝑆𝑂4 = 
147 𝑔
98 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 1,50 mol 
 
 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 
100 𝑔
40 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 2,50 mol 
 
 Dividindo-se os números de mols pelos respectivos coeficientes 
estequiométricos, tem-se: 
 
 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻
′ = 
2,50 
2
= 1,25 mol 
 
𝑛𝐻2𝑆𝑂4
′ =
1,50 
1
= 1,5 mol 
 
21 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Comparando-se os últimos valores encontrados, percebe-se que o NaOH é o reagente 
limitante - 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻
′ < 𝑛𝐻2𝑆𝑂4
′. 
 
 Considerando a estequiometria do processo, dois mols de NaOH permitem a 
produção de um mol de Na2SO4. Logo, número de mols de Na2SO4 produzido pode ser 
determinado através de uma regra de três simples. 
 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) 
 
2 mol de NaOH(aq) -------------- 1 mol de Na2SO4(aq) 
2,50 mol de NaOH(aq) ---------- nNa2SO4 
 
𝑛𝑁𝑎2𝑆𝑂4 =
(1). (2,5)
2
= 1,25 𝑚𝑜𝑙 
 
 A massa de sulfato de sódio pode então ser determinada através do produto do 
número de mols encontrado e a massa molecular do composto. 
 
𝑚𝑁𝑎2𝑆𝑂4 = 1,25 𝑥 (46 + 32 + 64) = 177,5 𝑔 
 
Questão 18 Uma massa de 1 Kg de ouro puro reage com água régia (mistura de 
ácidos nítrico e clorídrico), segundo a seguinte equação química. 
 
Au(s) + 3 HCl(aq) + HNO3(aq) → AuCl3(aq) + 2H2O(l) + NO(g) 
 
a) Determine a massa e o número de mol de cloreto de auríco formado. 
b) Determine o volume de NO produzido nas CNTP. 
 
Resoluçãoa) 
 
1 mol de Au ----------------------------- 1 mol de AuCl3 
197g = 1 mol x 197 g.mol-1 ---------- 1 mol x (197 + 3 x 35,5) g.mol-1= 303,5 g 
1000 g de Au ------------------ mAuCl3 
 
𝑚𝐴𝑢𝐶𝑙3 =
(303,5). (1000)
197
= 1540 𝑔 
 
 O número de mols de AuCl3 pode então ser diretamente calculado, mediante a 
razão entre a massa produzida e sua massa molecular. 
 
𝑛𝐴𝑢𝐶𝑙3 =
1540
303,5 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 5,07 𝑚𝑜𝑙 
 
b) 
 
 Considerando com base na estequiometria do processo que um mol de ouro 
uma vez reagindo com a água régia permitem a produção de um mol de NO, a massa 
de NO produzida pode ser calculada a partir da seguinte regra de três. 
 
22 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
1 mol de Au ------------------------------ 1 mol de NO 
197 g = 1 mol x 197 g.mol-1 ---------- 1mol x 44 g.mol-1 = 44 g 
1000 g de Au ----------------------------- mNO 
 
𝑚𝑁𝑂 =
(44). (1000)
197
= 223,35 𝑔 
 
 Com base na massa, o número de mols de NO pode ser facilmente calculado. 
 
𝑛𝑁𝑂 =
223,35
44 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 5,08 mol 
 
 Finalmente, o volume de NO pode ser calculado, uma vez admitindo-se que o 
mesmo se comporta como um gás ideal. Nas CNTP, o volume é avaliado a 0oC e 1atm, 
logo: 
 
𝑉𝑁𝑂 =
𝑛𝑁𝑂𝑅𝑇
𝑃
=
(5,08). (0,08206). (273 + 25)
1
= 124,23 L 
 
Questão 19 Considere que 10,0 g de um determinado hidrocarboneto da família dos 
alcanos (CnH2n+2) produz, por combustão completa, 18,0 g de água. Determine sua 
formula molecular. 
 
Resolução 
 
 Durante a combustão completa de um alcano genérico, as moléculas são 
integralmente convertidas em H2O e CO2 gasosos. Com base na fórmula molecular de 
um alcano genérico, onde n representa o número de mols de carbono por mol de 
alcano, a seguinte equação global balanceada pode ser proposta. 
 
CnH2n+2 + 
3𝑛+1
2
 O2(g) → n CO2(g) + (n + 1) H2O(l) 
 
1 mol de CnH2n+2 --------------------------------- (n + 1) mol de H2O(l) 
(12n + 2n + 2)x(1 mol) g de CnH2n+2 ----18 (n + 1) g de H2O(l) 
10 g de CnH2n+2 -------------------------- 18 g de H2O(l) 
 
14n + 2 = 10.(n + 1) 
14n + 2 = 10n + 10 
14n – 10n = 10 – 2 
4n = 8 
n = 2 
 
 Para n = 2, o hidrocarboneto a fórmula molecular do alcano pode ser definida 
por C2H6, que representa o composto denominado etano. 
 
Questão 20 Determine o volume de monóxido de NO obtido nas condições normais de 
temperatura e pressão (CNTP), quando 1,96 g de cobre no estado sólido entra em 
contato com ácido nítrico diluído. 
 
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) 
 
23 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Resolução 
 
 Primeiramente, convém determinar o número de mols de cobre consumidos no 
processo. 
 
𝑛𝐶𝑢 =
1,96 𝑔
63,55 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,031 𝑚𝑜𝑙 
 
 De acordo com a estequiometria do processo, cada 3 mol de cobre que reagem 
devem produzir 2 mol de NO, logo: 
 
3 mol de Cu(s) ---------------------------- 2 mol de NO(g) 
0,031 mol --------------------------------- nNO 
 
𝑛𝑁𝑂 =
(2). (0,031)
3
= 0,021 𝑚𝑜𝑙 
 
 Considerando que o NO se comporta como ideal, seu volume nas CNTP (0oC e 
1 atm) pode ser determinado diretamente a partir do conhecimento do número de mols. 
 
𝑉𝑁𝑂 =
𝑛𝑁𝑂𝑅𝑇
𝑃
=
(0,021). (0,08206). (273 + 25)
1
= 0,47 L 
 
Questão 21 Cobre metálico deve ser produzido a partir de duas reações acopladas 
descritas pelas equações abaixo, sendo a primeira a oxidação do Cu2S e a segunda a 
reação do Cu2O produzido com o Cu2S remanescente, gerando-se finalmente cobre 
metálico. 
 
2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g) 
 
Cu2S(s) + 2 Cu2O(s) → 6 Cu(s) + SO2(g) 
 
Sabe-se que o Cu2S apresenta 75% de grau de pureza e que a primeira reação 
apresenta uma conversão de 80% em relação ao número de mols de Cu2S 
alimentados. Calcule a quantidade de cobre esperada, considerando que 127,7 g de 
Cu2S foram utilizados. 
 
Resolução 
 
 Convém iniciar o problema determinando-se a massa de Cu2S que de fato está 
disponível para o processo. 
 
𝑚𝐶𝑢2𝑆 = 127,7 𝑥 0,75 = 95,77 𝑔 
 
 Com base na massa molecular do Cu2S e na conversão associada à primeira 
reação, pode-se então determinar o número de mols de Cu2O produzido. 
 
𝑛𝐶𝑢2𝑆 =
95,77 𝑔 
(2 . 63,55 + 1 . 32)g. mol−1
= 0,753 𝑚𝑜𝑙 
 
 
24 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 Considerando uma conversão de 80% em relação ao número de mols de Cu2S 
alimentados e o fato de que para cada 2 mol de Cu2S reagidos, 2 mol de Cu2O são 
produzidos na primeira reação, tem-se: 
 
2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g) 
 
𝑛𝐶𝑢2𝑂 = 0,8. (0,753). (
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑢2𝑂 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑒2𝑆
) = 0,602 𝑚𝑜𝑙 
 
 Assumindo-se que na segunda reação a conversão é de 100%, e levando-se em 
consideração o fato de cada dois mols de Cu2O permitem a produção de 6 mol de 
cobre metálico, tem-se: 
 
2 mol de Cu2O ------------------------------------------ 6 mol de Cu 
0,602 mol de Cu2O------------------------------------- nCu 
 
𝑛𝐶𝑢 =
6. (0,602)
2
= 1,81 𝑚𝑜𝑙 
 
 Finalmente, a massa de cobre metálico produzido pode ser determinada: 
 
𝑚𝐶𝑢 = (1,81). (2.63,55 + 16) = (1,81). (127,1) = 230,05g 
 
Questão 22 Considere a reação entre o carbonato de cálcio com ácido clorídrico, 
representada pela equação química balanceada abaixo. 
 
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 
Calcule o volume de CO2 coletado a 2 atm e 127oC, admitindo-se que 2,25 kg de 
carbonato de cálcio são completamente consumidos. 
 
Resolução 
 
 De acordo com a estequiometria do processo, cada mol de CaCO3 consumidos 
resultam em um mol de CO2. Logo: 
 
𝑛𝐶𝑂2 = 𝑛𝐶𝑎𝐶𝑂3 =
2250
100
= 22,5 𝑚𝑜𝑙 
 
 Considerando que o CO2 produzido se comporta como ideal, tem-se: 
 
𝑃. 𝑉𝐶𝑂2
𝑅𝑇
= 𝑛𝐶𝑂2 → 𝑉𝐶𝑂2 =
𝑛𝐶𝑂2𝑅𝑇
𝑃
=
(22,5). (0,08206). (127 + 273)
2
= 369,27 𝐿 
 
Questão 23 A amônia pode ser oxidada na presença de oxigênio, de acordo com a 
equação química abaixo. 
 
2NH3(g) + 2O2(g) = N2O(g) + 3H2O(l) 
 
 
Considere que você dispõe de 0,8 mol de NH3 com 95% de pureza (base molar) e 
deseja realiza a reação deste com um volume de ar atmosférico igual a 100 L, medidos 
 
25 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
nas CNTP. Pode-se assumir que o ar atmosférico se comporta como um gás ideal e 
apresenta composição igual a 21% de oxigênio e 79% de nitrogênio em bases 
volumétricas. 
 
a) Determine o reagente limitante. 
b) Calcule a massa de N2O produzida, assumindo-se uma conversão de 100%. 
 
Resolução 
 
a) 
 
 A definição do reagente limitante, NH3 ou O2, requer a determinação da 
quantidade de O2 ofertada ao sistema reacional. Para tanto, deve-se considerar que 
dos 100 L de ar, somente 21% representa o volume de O2, medido nas CNTP, logo: 
 
𝑉𝑂2 = (100). (0,21) = 21 𝐿 
 
Como o ar se comporta como um gás ideal, o O2 também, logo: 
 
𝑉𝑂2 =
𝑛𝑂2𝑅𝑇
𝑃
→ 𝑛𝑂2 =
𝑃𝑉𝑂2
𝑅𝑇
=
(1). (21)
(0,08206). (0 + 273)
= 0,937 𝑚𝑜𝑙 
 
 Dividindo-se os números de mols de NH3 e O2 pelos respectivos coeficientes 
estequiométricos, tem-se: 
 
𝑛𝑂2
′ =
0,937
2
= 0,469 
 
𝑛𝑁𝐻3
′ =
0,8. (0,95)
2
= 0,38 
 
 Como 𝑛𝑁𝐻3
′ < 𝑛𝑂2
′ conclui-se que o NH3 é o reagente limitante. Outra maneira de 
ver isso seria determinar quanto do outro reagente cada reagente requer. Para o O2, 
considerando-se o consumo de 0,937mol, a mesma quantidade de NH3 seria requerida, 
que é superior à quantidade de NH3 disponível. Portanto, a amônia é o reagente 
limitante. 
 
𝑛𝑁𝐻3 = 0,8. (0,95) = 0,76 mol 
 
b) 
 
 Dado que a amônia é o reagente limitante, a quantidade em massa de N2O 
produzida pode ser determinada mediante a consideração da estequiometria do 
processo. Cada 2 mol de NH3 consumidos permite a produção de 1 mol de N2O, cuja 
massa molecular é igual a 44 g.mol-1. 
 
𝑛𝑁2𝑂 = (
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁2𝑂
2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻3
) . 0,76 = 0,38 mol 
 
𝑚𝑁2𝑂 = (0,38). (44) = 16,72 g 
 
 
26 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Questão 24 Calcule a massa de pirolusita que contém 85% (base mássica) de dióxido 
de manganês (MnO2),necessária para a produção de 250 g de óxido de alumínio e de 
manganês metálico, pelo processo de aluminotermia, que se fundamenta na reação 
química a seguir. 
 
3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 3 Mn(s) + 2 Al2O3(s) 
 
Resolução 
 
 Considerando-se a estequiometria do processo, tem-se que 3 mol de MnO2 
geram 2 mol de Al2O3. Logo, sabendo-se a massa de Al2O3, a massa requerida de 
MnO2 pode ser obtida mediante uma regra de três. 
 
3 mol de MnO2(s) -------------------------------------- 2 mol de Al2O3(s) 
3 mol x (55 + 32) g.mol-1 ---------------------------- 2 mol x (2 x 27 + 3 x 16) g.mol-1 
mMnO2(s) ------------------------------------------------- 250 g 
 
𝑚𝑀𝑛𝑂2 =
(250). (3). ( 87)
(2). ( 102)
=
65250
204
= 319,85 𝑔 
 
 A massa de pirolusita deve considerar o grau de pureza. No presente caso, 
sabe-se que 85% em massa do total da amostra está associado ao MnO2, logo: 
 
𝑚𝑝𝑖𝑟𝑜𝑙𝑢𝑠𝑖𝑡𝑎 =
𝑚𝑀𝑛𝑂2
0,85
 =
319,85
0,85
 = 376,29 g 
 
 
 
27 CAPÍTULO I – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
SOBRE O AUTOR 
 
Alexandre Vargas Grillo é Doutor em Engenharia de Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela PUC-Rio, Mestrado em Engenharia de Materiais e 
Processos Químicos e Metalúrgicos pela mesma instituição (PUC-Rio), pós-graduação em licenciatura de ensino fundamental e médio em química pela 
Cândido Mendes e Engenheiro Químico pela Pontifícia Universidade Católica do Rio de Janeiro. 
Atualmente atua como Professor do Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis, lecionando Físico-Química Avançada e Nanotecnologia para 
os cursos de Bacharelado, Licenciatura e Técnico. 
Na pesquisa atua como professor colaborador em Engenharia de Processos Químicos e Metalúrgicos em Síntese de Nanopartículas pela PUC-Rio e também 
no laboratório de Modelagem, Automação e Controle (LaMaC) da mesma instituição. Revisor do Journal of Materials Science e consultor Ad Hoc Faperj e 
membro da coordenação de Olimpíadas de Química do Estado do Rio de Janeiro – OQRJ, atuando na área científica no preparo para a IChO e Iberoamericana. 
Coordenador da turma olímpica de Química do Instituto Federal do Rio de Janeiro – Campus Nilópolis. Área de atuação: Nanoparticles, Titanium Nitride, 
Characterization, Physical Chemistry, Chemical Kinetics, Artificial Intelligence, Neural networks.

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