CADERNO 8

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10 EXERCÍCIOS - ESTEQUIOMETRIAL 
INDUSTRIAL 
 
PROFESSOR DSc. 
ALEXANDRE VARGAS 
GRILLO 
 
 
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APRESENTAÇÃO DO AUTOR 
 
Alexandre Vargas Grillo é graduado em Engenharia Química pela Pontifícia Universidade Católica do Rio de Janeiro 
(PUC-Rio), Pós-Graduado em Licenciatura de Ensino Fundamental e Médio pela Química (UCAM – Universidade 
Cândido Mendes). Mestre e Doutor em Engenharia de Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos também pela 
PUC-Rio. Atualmente atua como Professor do Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis. Leciona 
também em turmas de alto nível (IME-ITA-OLIMPÍADAS) a mais de vinte anos. 
Na pesquisa atua na área da Engenharia de Processos Químicos e Metalúrgicos em Síntese de nanopartículas, além de 
atuar na Química, mais especificamente na Físico-Química em Nanotecnologia. Autor de inúmeras obras destinada à 
Olimpíada, concursos de alto nível (IME-ITA), graduação e pós-graduação. Atua como professor colaborador em 
pesquisas na área de Síntese de Nanopartículas pelo Departamento de Engenharia Química e de Materiais – PUC-Rio. 
É membro da coordenação de Olimpíadas de Química do Rio de Janeiro – OQRJ e das turmas Olímpicas de Química 
do IFRJ – Campus Nilópolis. 
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Questão 71 – (IME) Uma forma de sintetizar óxido nítrico em meio aquoso é reagir nitrito de sódio com sulfato ferroso e ácido sulfúrico, produzindo, 
além do óxido nítrico, sulfato férrico e bissulfato de sódio. Partindo de 75,0 gramas de nitrito de sódio, 150,0 gramas de ácido sulfúrico e 152,0 gramas 
de sulfato ferroso e tendo a reação 90% de rendimento, determine a massa de óxido nítrico obtida. 
 
Resolução: Equação química balanceada pelo método redox: 2 NaNO2 + 2 FeSO4 + 3 H2SO4 → 2 NO + Fe2(SO4)3 + 2 NaHSO4 + 2 H2O. 
 
Determinação do reagente limitante: 
 
nNaNO2 =
mNaNO2
< MM >NaNO2
= 
75
69
=
1,09
2
= 0,545 mol 
 
nFeSO4 =
mFeSO4
< MM >FeSO4
= 
152
152
=
1,0
2
= 0,50 mol (reagente limitante) 
 
nH2SO4 =
mH2SO4
< MM >H2SO4
= 
150
98
=
1,53
3
= 0,51 mol 
 
Cálculo da massa de NO: 2 NaNO2 + 2 FeSO4 + 3 H2SO4 → 2 NO + Fe2(SO4)3 + 2 NaHSO4 + 2 H2O 
 
3 mol de H2SO4 ---------------------- 2 mol de NO 
(3 x 98) gramas ---------------------- (2 x 30) gramas x R 
(3 x 98) gramas ---------------------- (2 x 30) gramas x 0,90 
152 gramas --------------------------- mNO 
mNO = 27,92 g 
 
Questão 72 – (IME) Um calcário composto por MgCO3 e CaCO3 foi aquecido para produzir MgO e CaO. Uma amostra de 2,00 gramas desta mistura 
de óxidos foi tratada com 100 cm³ de ácido clorídrico 1,00 mol.L-1. Sabendo-se que o excesso de ácido clorídrico necessitou de 20,0 cm³ de solução de 
NaOH 1,00 mol.L-1 para ser neutralizado, determine a composição percentual, em massa, de MgCO3 e CaCO3 na amostra original desse calcário. 
 
Resolução: A reação de neutralização entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio é a representada pela seguinte equação química balanceada: HCl(aq) + 
NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq). Observando a estequiometria da reação, 1 mol de ácido clorídrico consome 1 mol de hidróxido de sódio, 20.10-3 mol de 
NaOH (20,0 cm3 de solução de NaOH 1,00 mol.L-1) reagem com 20 x 10-3 mol de HCl, ou seja, houve reação de 8 x 10-2 mol do ácido com os óxidos de 
acordo com as seguintes equações químicas: 
2 HCl(aq) + 1 CaO(s) → 1 H2O(l) + 1 CaCl2(aq) 
2 HCl(aq) + 1 MgO(s) → 1 H2O(l) + 1 MgCl2(aq) 
 
Assim, sabe-se que 8 x 10-2 mol de HCl corresponderão à soma de 2x mol de CaO e 2y mol de MgO. Uma vez que 2 gramas da mistura dos óxidos 
correspondem a (56,1 g.mol-1.x mol de CaO) + (40,3 g.mol-1.y mol de MgO) então: 
x = 4.10-2 - y 
56,1 x (4.10-2 – y) + 40,3y = 2 
 
Resolvendo a equação matemática acima, temos: y = 0,01544 mol (MgO) e x = 0,02456 mol (CaO). 
 
Considerando a decomposição dos carbonatos, para cada 1 mol de carbonato será gerado 1 mol do óxido de acordo com as seguintes equações químicas 
balanceadas: 
CaCO3(s) ⎯⎯→ CaO(s) + CO2(g) 
MgCO3(s) ⎯⎯→ MgO(s) + CO2(g) 
 
Conclusão: Na mistura inicial há 0,01544 mol de MgCO3 (1,3016 g) e 0,02456 mol CaCO3 (2,4585 g), ou seja, 34,62% de MgCO3 e 65,38% de CaCO3. 
Questão 73 – (OLIMPÍADA NORTE – NORDESTE DE QUÍMICA) Os antiácidos são medicamentos usados para a acidez estomacal e aliviar a dor 
de distúrbios estomacais e duodenais, causados principalmente pela ingestão de frutas cítricas e cafeína. O “leite de magnésia” é um dos antiácidos mais 
utilizados e trata-se de uma suspensão de hidróxido de magnésio que contém de 7,0 a 8,5 g do hidróxido em cada 100 g, segundo a United States 
Pharmacopeia. Na determinação do teor de hidróxido de magnésio, a 1,0 g de amostra de leite de magnésia foi adicionado 50 mL de ácido clorídrico 
padronizado 0,102 mol.L-1e duas gotas de indicador vermelho de metila. Esta solução foi titulada com 21,9 mL de solução padrão de hidróxido de sódio 
0,100 mol.L-1. Com base nestas informações, resolva as questões abaixo: 
a) Equacione a reação balanceada de neutralização estomacal. 
b) Calcule a porcentagem do hidróxido de magnésio, em massa, da amostra. 
c) Sabendo que o sulfato de alumínio é utilizado, também, como agente floculante, no tratamento de água e efluentes, equacione a reação 
balanceada de obtenção do sulfato de alumínio a partir do hidróxido de alumínio. 
 
Resolução: Equação química: 2 HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2 H2O 
 
Item a) Cálculo do volume de HCl em excesso: [HCl]1 x V1 = [HCl]2 x V2 
0,102 x V1 = 0,100 x 21,9 
V1 = 21,47 mL 
 
Cálculo do volume de HCl que reagiu: VHCl reagiu = 50,0 – 21,47 = 28,53 mL 
 
Cálculo do número de mol de HCl que reagiu: nHCl = [HCl] x Vsolução = 0,102 x (28,53 / 1000) = 0,0029 mol 
 
Através da estequiometria, temos: 
2 mol de HCl ------------------ 1 mol de Mg(OH)2 
0,0029 mol --------------------- nMg(OH)2 
nMg(OH)2 = 0,0015 mol 
 
Cálculo da massa de hidróxido de magnésio: mMg(OH)2 = [Mg(OH)2] x Vsolução 
mMg(OH)2 = 0,0015 x 58,32 = 0,085 g 
 
Cálculo do percentual: 
1 g --------------- 100 % 
0,085 g ---------- (%) 
(%) = 8,5% 
 
Item b) Equação química balanceada para a formação do sulfato de alumínio: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O. 
 
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Questão 74 – (IME) Uma amostra de 1,850 g de uma mistura de CuCl2 e CuBr2 foi dissolvida em água e totalmente misturada com uma porção de 1,800 
g de AgCl. Após a reação, o sólido, que agora consiste numa mistura de AgCl e AgBr, foi filtrado, lavado e secado, e a massa encontrada foi 2,052 g. 
Determine a porcentagem de CuBr2 na mistura original. Resolução: 
 
Composição dos 1,850 gramas de amostra: x mol de CuCl2 e y mol de CuBr2. 
134,5 x + 223,5y = 1,850 g 
 
CuCl2 não reage com AgCl, mas reage com o CuBr2, conforme a seguinte equação química: 
y CuBr2 + 2y AgCl → y CuCl2 + 2y AgBr 
 
A massa de 2y AgBr = 2y (108 + 80)g = 376y 
 
A massa de AgCl na mistura final corresponde ao AgCl inicial menos o AgCl que reagiu com o CuBr2: 
Massa inicial de AgCl: 1,800 g. 
Massa de AgCl que reagiu: 2y AgCl = 2y .143,5 g = 287.y 
Massa de AgCl na mistura final: 1,800 - 287y 
 
Mistura final, de AgBr + AgCl: 
 
376 y + (1,800 – 287 y) = 2,052 
376 y – 287 y = 2,052 - 1,800 
89 y = 0,252 
y = 2,83 x 10-3 mol 
 
Massa inicial de CuBr2 = 2,83 x 10-3 mol x 223,5 g.mol-1 = 0,6325 gramas, presente em 1,850 gramas da mistura. 
Cálculo da percentagem de CuBr2: % = (
0,632 𝑔
1,850 𝑔
) 𝑥 100% = 34,19 % 
 
Questão 75 – (IME) A combustão completa de 3,0 g de um certo composto orgânico X produz, exclusivamente, 6,6 g de CO2 e 3,6 g de H2O. A 100°C, 
5,3g de X (que se encontra no estado gasoso a esta temperatura) são misturados com 14 g de N2 em um recipiente de volume 3,0 litros. A pressão medida 
no interior do recipiente, nestas condições, é igual a 6,0 atm. Considere que os gases, no interior do recipiente, se comportam idealmente. Sabendo que 
a reação de X com dicromato de potássio em ácido sulfúrico aquoso gera uma cetona, determinea composição centesimal do composto X, suas fórmulas 
mínima, molecular e estrutural, e dê a sua nomenclatura IUPAC. 
 
Resolução: 
 
6,6 g de CO2: 
44 gramas de CO2 ----------- 12 gramas de C 
6,6 gramas de CO2 ---------- mC 
mC = 1,8 gramas de C 
 
3,6 g de H2O: 
18 gramas de H2O ----------- 2 gramas de H 
3,6 gramas de H2O ---------- mH 
mH = 0,4 gramas de H 
 
Logo, a massa de oxigênio em 3,0 g do cmposto é: 3,0 g – (1,8 + 0,4) = 0,80 g de O 
 
Assim sendo, C = 1,80 g, H = 0,40 g e O = 0,80 g, o que conduz à fórmula mínima e molecular C3H8O. 
 
Como a oxidação de X gera uma cetona, X é o propan–2–ol, então: C = 60,00%; H = 13,33%; O = 26,67%. 
 
Fórmula molecular: C3H8O 
 
Fórmula estrutural: (Nomenclatura: propan–2–ol) 
 
Questão 76 – (IME) O alumínio é o metal mais empregado pelo homem depois do ferro. É o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre 
(8,29% em massa) e não existe naturalmente na forma livre, sendo o minério sílico - aluminato seu composto mais importante. Apresenta propriedade 
anfotérica, isto é, reage tanto com ácidos quanto com bases. Partindo da equação apresentada abaixo, responda o que se pede: 
NaNO3(aq) + Al(s) + NaOH(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + Na [Al(OH)4](aq) 
a) A equação da semi-reação de oxidação iônica balanceada (carga e massa) com os menores coeficientes inteiros possíveis. 
b) A equação da semi-reação de redução iônica balanceada (carga emassa) com os menores coeficientes inteiros possíveis. 
c) A equação total balanceada (carga e massa) com os menores coeficientes inteiros possíveis. 
d) O íon oxidante. 
e) A fórmula do redutor. 
 
Resolução: Os processos de oxidação e redução envolvidos são as seguintes: 
Item a) Al(s) + 4 OH-(aq) → Al(OH)-4(aq) + 3 e- 
Item b) NO-3(aq) + 6 H2O(l) + 8 e- → NH3(aq) + 9 OH-(aq) 
Item c) 3 NaNO3(aq) +18 H2O(l) + 8 Al(s) + 5 NaOH(aq) → 3 NH3(aq) + 8 Na[Al(OH)4](aq) 
Item d) NO3
− (Nitrato) 
Item e) Alumínio (Al) 
 
 
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Questão 77 – (OLIMPÍADA NORTE-NORDESTE DE QUÍMICA) As essências naturais de frutas geralmente são formadas por misturas de 
substâncias voláteis, responsáveis pelo odor e sabor. Essas substâncias são chamadas de flavorizantes e na indústria alimentícia, são produzidas em 
grande quantidade, substituindo as naturais. A produção da essência de abacaxi, por exemplo, usada em preparos para bolos, é obtida através da reação 
de esterificação, realizada com aquecimento interno e sob refluxo. Com base nas estruturas abaixo, determine: 
 
a) O nome sistemático e a função de cada substância orgânica envolvida na reação. 
b) As reações de esterificação são reversíveis. Discuta os fatores que alteram o equilíbrio da reação, deslocando-o para o lados dos produtos. 
c) Considerando a utilização de 13,2 gramas do ácido carboxílico e um rendimento de 75%, qual a massa do éster produzida na reação. 
d) O octanoato de etila é um flavorizante utilizado na indústria alimentícia como essência de laranja. Equacione a reação de produção do 
octanoato de etila. 
 
Resolução: Item a) Considerando a seguinte equação química e discutindo cada espécie química, temos: 
= Ácido butanoico → Fsunção orgânica = ácido carboxílico → Fórmula molecular = C4H8O2. 
= Etanol (Álcool Etílico) → Função orgânica = álcool → Fórmula molecular = C2H6O. 
= Butanoato de etila → Função orgânica = éster → Fórmula molecular = C6H12O2. 
 
Item b) Através do Princípio de Le Chatelier, temos as seguintes situações: 
- Aumento da concentração da quantidade de matéria da solução aquosa de ácido butanoico; 
- Aumento da concentração da quantidade de matéria da solução de álcool etílico (etanol). 
 
Item c) Resolvendo o cálculo estequiométrico: C4H8O2(aq) + C2H6O(aq) → C6H12O2(aq) + H2O(l) 
1 mol de C4H8O2 ---------- 1 mol de C6H12O2 
88 gramas ------------------ 116 gramas x 0,75 
13,2 gramas ---------------- méster 
méster = 13,05 g 
 
Item d) Equação química: C8H16O2(aq) + C2H6O(aq) → C10H20O2(aq) + H2O(l). 
 
Questão 78 – (IME) Um composto cuja molécula contém apenas carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio foi queimado em presença de O2, fornecendo 
uma mistura gasosa de CO2, H2O e N2. A água presente nesta mistura foi condensada e correspondeu a 1/6 do total de mol. Verificou-se que o CO2 
representava 80% em mol da fração não condensada. Determine: 
a) a fórmula mínima do composto, sabendo-se ainda que sua molécula contém tantos átomos de carbono quanto de oxigênio; 
b) a fórmula molecular do composto, sabendo-se que 170,4 gramas do mesmo, no estado gasoso a 800 K e 0,64 atm, ocupam 82 litros; 
c) a massa mínima de O2 necessária para a combustão completa de 213,0 gramas deste composto. 
 
Resolução: Equação química: Composto + O2 → _ CO2 + _ H2O + _ N2 
 
CO2: 0,80 . (5/6) ntotal 
H2O: (1/5) . ntotal 
N2: x.ntotal 
 
Cálculo do número de mol total (ntotal): (4/6).nt + (1/6).nt + x.nt = nt 
 
4/6 + 1/6 + x = 1 
 
x = 1 – 5/6 = 1/6 
 
 
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Equação química: Composto + O2 → 4/6 CO2 + 1/6 H2O + 1/6 N2 
 
Item a) Como a proporção entre os átomos C:O é de 1:1 temos: C4O4H2N2 
 
Item b) Cálculo da massa molar, a partir da equação dos gases ideais: < MM >= 
m x R x T
p x V
=
170,4 x 0,082 x 800
0,64 x 82
= 213 g. mol−1 
 
Fórmula Molecular: (C2O2HN)x 
71x = 213  x = 3 
Composto: (C2O2HN)3 = C6O6H3N3 
 
Item c) Equação de combustão completa: 2 C6H3N3O6 + (15/2) O2 → 12 CO2 + 3 H2O + 3 N2. 
(2 x 213) g de C6H3N3O6 ------------------------ (15/2) x 32 g de O2 
213 g de C6O6H3N3 ------------------------------- X 
X = 120 g de O2. 
 
Observação: A fórmula molecular aponta, como estrutura mais provável para o composto em questão, o TNB (trinitrobenzeno), sendo um poderoso 
explosivo e na temperatura de 800 K, se decompõe de forma bastante violenta. 
 
Questão 79 – (OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Uma das razões do vasto uso da platina é a sua relativa inércia química; entretanto, ela é 
“solúvel” na “água régia”, uma mistura de ácido nítrico e ácido clorídrico, segundo a reação química não balanceada abaixo: Pt(s) + HNO3(aq) + HCl(aq) 
→ H2PtCl6 + NO(g) + H2O(l). Faça o balanceamento desta equação e responda as questões que se seguem: 
a) Se você dispõe de 11,7 gramas de platina, quantos gramas de ácido cloroplatínico poderá obter? 
b) Que volume de óxido de nitrogênio, medido nas CNTP, pode ser obtido a partir de 11,7 mg de Pt? 
c) Quantos mililitros de ácido nítrico de concentração 10,0 mol.L-1 são necessários para reagir completamente com 11,7 g de Pt? 
d) Se você tem 10,0 g de platina e 180 mL de HCl de concentração 5,00 mol.L-1, mais excesso de ácido nítrico, qual é o reagente limitante? 
 
Resolução: Balanceamento da equação química pelo método de oxirredução: 3 Pt(s) + 4 HNO3(aq) + 18 HCl(aq) → 3 H2PtCl6 + 4 NO(g) + 8 H2O(l). 
 
Item a) Cálculo da massa de H2PtCl6: 3 Pt(s) + 4 HNO3(aq) + 18 HCl(aq) → 3 H2PtCl6 + 4 NO(g) + 8 H2O(l) 
3 mol de Pt(s) ------------------------ 3 mol de H2PtCl6 
3 x 195 g ----------------------------- 3 x 410 g 
11,7 g --------------------------------- mH2PtCl6 
mH2PtCl6 = 24,60 g 
 
Item b) Cálculo do volume de monóxido de nitrogênio (NO) nas CNTP: 3 Pt(s) + 4 HNO3(aq) + 18 HCl(aq) → 3 H2PtCl6 + 4 NO(g) + 8 H2O(l) 
3 mol de Pt(s) ------------------------------------ 4 mol de NO 
3 x (195 g) --------------------------------------- 4 x (22,4 L;mol-1) 
11,7 x 10-3 g ------------------------------------- VNO 
VNO = 1,79 x 10-3 L 
 
Item c) Cálculo da massa de ácido nítrico (HNO3): 
3 Pt(s) + 4 HNO3(aq) + 18 HCl(aq) → 3 H2PtCl6 + 4 NO(g) + 8 H2O(l) 
3 mol de Pt ------------------------ 4 mol de HNO3 
3 x 195 g -------------------------- 4 x 63 g 
11,7 g ------------------------------ mHNO3 
mHNO3 = 5,04 g 
 
A partir da concentração da quantidade de matéria, temos: 10,0 = 
5,04
63 x Vsolução
 
Vsolução = 0,008 L (8 mL) 
 
Item d) Cálculo do número de mol para cada reagente: 
 
Platina: nPt =
mPt
<MM>Pt
=
10
195
= 0,017 mol (reagente limitante) 
 
Ácido nítrico:nHNO3 = [HNO3] x Vsolução = 5,0 x 0,18 =
0,90
4
= 0,225 
 
 
NO2
NO2O2N
7 
 
Questão 80 – (OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA – SEGUNDA FASE - MODIFICADA) O aumento na venda mundial de automóveis 
tem gerado uma série de preocupações relacionadas as emissões decorrentes da queima dos combustíveis. Embora existam hoje protótipos movidos a 
hidrogênio ou eletricidade, praticamente todos os veículos comercializados consomem algum combustível à base de carbono (álcool, gasolina, diesel, 
GNV, etc...). A combustão destas substâncias produz altas quantidades de gás carbônico. O aumento da concentração deste gás na atmosfera amplifica 
o efeito estufa dando origem ao chamado aquecimento global. Uma das vantagens da utilização do etanol, derivado da cana-de-açúcar, como combustível 
é o fato de sua produção e seu consumo formarem um ciclo onde o gás carbônico emitido em sua queima é consumido no processo de fotossíntese da 
cana-de açúcar, na produção. Assim, contabilizando este ciclo, o etanol não é considerado um emissor do gás estufa. Outro problema decorrente de tais 
emissões são as chuvas ácidas. Para diminuir as emissões causadoras destas, é importante remover o enxofre presente nos combustíveis derivados de 
petróleo antes de sua comercialização. Um dos processos utilizados para a remoção do enxofre do gás natural e de derivados de petróleo é a 
hidrodessulfurização (HDS) catalítica, conforme a seguinte reação: 
C2H5SH + H2 → C2H6 + H2S 
(C2H5SH = etanotiol) 
a) Qual a nomenclatura do H2S, quando no estado gasoso e quando em solução aquosa? 
b) Demonstre a ionização total do H2S em etapas. 
c) Qual o volume de H2 medido a 2 atm e 227°C necessário para produzir 0,30 mg de etano? 
 
Resolução: 
 
Item a) H2S (estado gasoso) = Sulfeto de hidrogênio 
H2S (solução aquosa) = Ácido sulfídrico 
 
Item b) Primeira ionização do ácido sulfídrico: H2S(aq) + H2O(l) → HS-(aq) + H3O+(aq) 
Segunda ionização do ácido sulfídrico: HS-(aq) + H2O(l) → S-2(aq) + H3O+(aq) 
 
Item c) Através da equação química, temos: C2H5SH + H2 → C2H6 + H2S 
1 mol de H2 ---------- 1 mol de C2H6 
2 g --------------------- 30 g 
mH2 -------------------- 0,30 x 10-3 g 
mH2 = 2,0 x 10-5 g