Colégio Santa Dorotéia Atividades para Estudos Autônomos · Na atmosfera, é o principal componente na forma de ... Uma mistura de gases foi ... Considere uma reação hipotética

Química

Colégio Santa Dorotéia 1111

ATIVIDADE DE REVISÃO DE CONTEÚDO DA 1ª ETAPA/2018

Prezado(a) aluno(a),

Estamos na 1ª etapa do penúltimo ano escolar. O sucesso desta caminhada depende muito do seu

esforço e dedicação. Aprender Química exige paciência, atenção e, principalmente, curiosidade em

compreender os fenômenos que nos cercam. Lembre-se que todos nós somos capazes de pensar e

raciocinar logicamente. Desvendar acontecimentos e solucionar problemas fazem parte da nossa

compreensão Química.

Bom estudo!

Grande abraço,

Prof. Luana P. Nunes P. Dayrell

CONTEÚDO:

1) CÁLCULOS QUÍMICOS

2) ESTEQUIOMETRIA

MATERIAL DE ESTUDO: • Livro didático do 1° ano do Ensino Médio adotado pela escola (capítulos 12 e 14).

• Suas anotações durante as aulas de Química.

• Exercícios resolvidos no quadro-negro.

• Aulas em PowerPoint e os exercícios disponíveis nos slides.

• Listas de exercícios extras.

Refaça todas as atividades propostas em sala de aula e teste o seu conhecimento dos assuntos já abordados. Busque novas fontes de exercícios e provoque o seu raciocínio. Praticar é

extremamente importante!!!!!!!!

Colégio Santa Dorotéia Área de Ciências da Natureza Disciplina: Química Ano: 2º – Ensino Médio Professora: Luana Dayrell

Aluno(a): ______________________________________________ Nº: _____ Turma: _____

Atividades para

Estudos Autônomos

Data: 6 / 3 / 2018

Química


1

1 H

9

2 4 , 3 2 3

3 9 4 0

8 5 , 5 8 7 , 6

1 3 3 1 3 7

2 2 3

1 4 0 1 4 0 , 9 1 4 4 , 2 1 4 7

2 3 2 2 3 1 2 3 8 2 3 7 2 4 2 2 4 3 2 4 7 2 4 7 2 4 9 2 5 4 2 5 3 2 5 6 2 5 4 2 5 7

1 5 0 , 4 1 5 2 1 5 7 , 3 1 5 8 , 9 1 6 2 , 5 1 6 4 , 9 1 6 7 , 3 1 6 8 , 9 1 7 3 1 7 5

2 2 6 2 2 7 2 6 2

1 3 8 , 9 1 7 8 , 5

8 8 , 9 9 1

4 5 4 7 , 9 5 0 , 9 5 2

9 2 , 9 9 5 , 9

1 8 0 , 9 1 8 3 , 8

2 6 2 2 6 3 2 6 2

1 8 6 , 2 1 9 0 , 2

2 6 5 2 6 6

1 9 2 , 2

9 8

5 5 5 6

1 0 1 1 0 3

5 8 , 9 5 8 , 7 6 3 , 5 6 5 , 4 6 9 , 7 7 2 , 6 7 4 , 9 7 9 7 9 , 9 8 3 , 8

3 9 , 9 3 5 , 5 3 2 3 1 2 8 2 7

1 0 , 8 1 2 1 4 1 6 1 9 2 0 , 2

4

1 0 6 1 0 7 , 8 1 1 2 , 4 1 1 4 , 8 1 1 8 , 7 1 2 1 , 8 1 2 7 , 6

1 9 5 , 1 1 9 6 , 9 2 0 0 , 6 2 0 4 , 4 2 0 7 , 2 2 0 9 2 1 0 2 1 0 2 2 2

1 2 6 , 9 1 3 1 , 3

6 , 9 B e

M g N a

K C a

R b S r

C s B a

F r

C e P r N d P m

T h P a U N p P u A m C m B k C f E s F m M d N o L r

S m E u G d T b D y H o E r T m Y b L u

R a A c D b

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B C N O F N e

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P d A g C d I n S n S b T e

P t A u H g T l P b B i P o A t R n

I X e

L i 4

1 2 1 1

1 9 2 0

3 7 3 8

5 5 5 6

8 7

5 8 5 9 6 0 6 1

9 0 9 1 9 2 9 3 9 4 9 5 9 6 9 7 9 8 9 9 1 0 0 1 0 1 1 0 2 1 0 3

6 2 6 3 6 4 6 5 6 6 6 7 6 8 6 9 7 0 7 1

8 8 8 9 1 0 4

5 7 7 2

3 9 4 0

2 1 2 2 2 3 2 4

4 1 4 2

7 3 7 4

1 0 5 1 0 6 1 0 7

7 5 7 6

1 0 8 1 0 9

7 7

4 3

2 5 2 6

4 4 4 5

2 7 2 8 2 9 3 0 3 1 3 2 3 3 3 4 3 5 3 6

1 8 1 7 1 6 1 5 1 4 1 3

5 6 7 8 9 1 0

2

4 6 4 7 4 8 4 9 5 0 5 1 5 2

7 8 7 9 8 0 8 1 8 2 8 3 8 4 8 5 8 6

5 3 5 4

3

L a n t a n í d e o s

A c t i n í d e o s

I A

I I A

I I I B I V B

1

2

3 4 V B V I B V I I B V I I I B V I I I B V I I I B I B I I B

I I I A I V A V A V I A V I I A

V I I I A

5 6 7 8 9 1 0 1 1 1 2

1 3 1 4 1 5 1 6 1 7

1 8

M A

Z X

Química


QUESTÕES

QUESTÃO 1 Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, DETERMINE a massa, em gramas, de um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023). a) 24 g.

b) 4,0 g.

c) 24 . 10-23 g.

d) 4,0 . 1023 g.

e) 4,0 . 10-23 g.

QUESTÃO 2 Considere um copo que contém 180 mL de água. DETERMINE, respectivamente, o número de mol de moléculas de água, o número de moléculas de água e o número total de átomos (Massas atômicas = H = 1,0; O = 16; Número de Avogadro = 6,0 . 1023; densidade da água =1,0 g/mL). a) 10 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos.

b) 5 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos.

c) 10 mol, 5,0 . 1023 moléculas de água e 15 . 1024 átomos.

d) 18 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos.

e) 20 mol, 12 . 1024 moléculas de água e 36 . 1024 átomos.

QUESTÃO 3 (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias:

Tabela com mol de substâncias

Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior número de moléculas é: a) Au

b) HCl

c) O3

d) C5H10

e) H2O

QUESTÃO 4 Tendo em conta que as massas atômicas do hidrogênio e do oxigênio são, respectivamente, 1 e 16, pode-se afirmar que a) em 18 g de água existe 2 átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio.

b) em 18 g de água existem, aproximadamente, 18x1023 átomos.

c) em 18 g de água existem um número de átomos igual ao de Avogadro.

d) a partir de 18 g de água podem ser obtidos 22,4 litros de oxigênio, medidos nas CNTP.

e) 18 g de água ocupam, aproximadamente, 18 dm3.

Química


QUESTÃO 5 O nitrogênio é um elemento essencial para o sistema biológico, sendo constituinte de aminoácido e de enzimas. Na atmosfera, é o principal componente na forma de moléculas diatômicas altamente estáveis, contudo, forma com o oxigênio diversos compostos gasosos. Uma mistura de gases foi preparada a partir de 22 g de N2O, 3,0 mol de moléculas de N2O4 e 2,4x1024 moléculas de NO2. A quantidade total, em mol, de átomos de nitrogênio na mistura é a) 9,0.

b) 9,5.

c) 10,0.

d) 10,5.

e) 11,0.

QUESTÃO 6 (PUC-Campinas-SP) A análise de uma substância desconhecida revelou a seguinte composição centesimal: 62,1% de carbono, 10,3% de hidrogênio e 27,5% de oxigênio. Pela determinação experimental de sua massa molar, obteve-se o valor 58,0 g/mol. É CORRETO concluir que se trata de um composto orgânico de fórmula molecular: a) C3H6O2.

b) CH6O2.

c) C2H2O2.

d) C2H4O2.

e) C3H6O.

QUESTÃO 7 Considere a experiência: a uma solução aquosa que contém 10,0 g de hidróxido de sódio adicionam-se lentamente 9,8 g de ácido sulfúrico puro e depois água, de modo a obter-se 1 L de solução. a) REPRESENTE, com fórmulas químicas, a reação que ocorreu nessa experiência.

b) CALCULE a massa de hidróxido de sódio que não reagiu com o ácido. QUESTÃO 8 O ácido sulfúrico, em produção industrial, resulta de reações representadas pelas equações:

S + O2 → SO2 2SO2 + O2 → 2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

CALCULE a massa de enxofre, em quilogramas, necessária para produzir uma tonelada de ácido sulfúrico. QUESTÃO 9 A utilização sistemática da balança em laboratório, especialmente no estudo da variação de massa em reações químicas, é considerada um marco para o surgimento da Química Moderna. Um dos responsáveis por esse significativo momento da história da Química foi Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), cujas contribuições são até hoje utilizadas para o estudo de reações químicas, como a que é representada pela equação a seguir:

2HCl(aq) + CaCO3(s) → CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g)

Sabendo que M(H) = 1,0 g.mol–1, M(O) = 16,0 g.mol–1, M(Ca) = 40,0 g.mol–1, M(C) = 12,0 g.mol–1 e M(Cl) = 35,5 g.mol–1, e que o grau de pureza do carbonato de cálcio é igual a 75%, DETERMINE a massa da amostra impura de carbonato de cálcio quando são consumidos 14,6 g de ácido clorídrico.

Química


QUESTÃO 10 O ácido acetilsalicílico (AAS) é um dos medicamentos mais utilizados no mundo inteiro. Sua obtenção pode ser feita por meio da reação do ácido salicílico com ácido acético, catalisada pela presença de um ácido forte.

Supondo que essa reação ocorra com um rendimento de 80%, DETERMINE o número de moléculas de aspirina produzidas, quando se faz reagir 27,6 gramas do ácido salicílico com ácido acético suficiente. Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u

QUESTÃO 11 (UFMG) Considere uma reação hipotética que ocorre em fase gasosa e envolve os reagentes X e Y e o produto Z. Num experimento, foram misturados, em um recipiente, 5 mol de X com 5 mol de Y. Após 1 minuto, nesse recipiente, havia 4 mol de X, 3 mol de Y e 1 mol de Z, como registrado neste quadro:

Suponha que essa reação prossegue até o consumo total do reagente limitante. Considerando-se a quantidade inicial de X e Y, é CORRETO afirmar que a quantidade máxima de Z a ser obtida nessa reação é de a) 2,5 mol.

b) 3,5 mol.

c) 4 mol.

d) 5 mol.

e) 6,5 mol

QUESTÃO 12 Entre as várias finalidades, o metal cromo é empregado na produção de aço inox e na cromação de várias peças metálicas. Um processo de preparação de cromo metálico pode ser expresso pela seguinte equação:

Cr2O3(s) + 2Al(s) → 2Cr(s) + Al2O3(s)

Considerando que o rendimento da reação é de 80%, a massa de cromo produzida a partir de 10 mol de trióxido de dicromo e 600 g de alumínio é

a) 832,0 g.

b) 416,0 g.

c) 83,2 g.

d) 462,2 g.

e) 166,4 g

Química


Instrução: Texto para as questões 13 e 14

O ferro pode ser obtido a partir da hematita, minério rico em óxido de ferro, pela reação com carvão e oxigênio. A tabela a seguir apresenta dados da análise de minério de ferro (hematita) obtido de várias regiões da Serra de Carajás.

ABRE U, S. F. Recursos minerais do Brasil, vol. 2.

São Paulo: Edusp, 1973.

QUESTÃO 13 (Enem–2000) No processo de produção do ferro, dependendo do minério utilizado, forma-se mais ou menos SO2, um gás que contribui para o aumento da acidez da chuva. Considerando esse impacto ambiental e a quantidade de ferro produzida, pode-se afirmar que seria mais conveniente o processamento do minério da(s) região(ões): a) 1, apenas. b) 2, apenas. c) 3, apenas. d) 1 e 3, apenas. e) 2 e 3, apenas.

QUESTÃO 14 (Enem–2000) No processo de produção do ferro, a sílica é removida do minério por reação com calcário (CaCO3). Sabe-se, teoricamente (cálculo estequiométrico), que são necessários 100 g de calcário para reagir com 60 g de sílica. Dessa forma, pode-se prever que, para a remoção de toda a sílica presente em 200 toneladas do minério na região 1, a massa de calcário necessária é, aproximadamente, em toneladas, igual a: a) 1,9. b) 3,2. c) 5,1. d) 6,4. e) 8,0.

QUESTÃO 15 Um mol de um gás ideal, mantido a 25 °C e a 1 atm de pressão, ocupa um volume de 25 L. Considere agora um recipiente rígido de 50,00 L contendo uma mistura equimolecular de hidrogênio (H2) e oxigênio (O2), mantida a 25 ºC e a 1,00 atm de pressão, e que apresenta comportamento ideal. Por meio de uma vela de ignição, uma faísca elétrica detona a mistura, resultando na formação de água. Das afirmativas a seguir, referentes ao experimento descrito, ASSINALE a correta.

a) Ao final da reação, existirá apenas água no recipiente.

b) Ao final da reação, sobrarão 32 g de oxigênio.

c) A massa total contida no sistema, após a reação, será maior que a massa inicial.

d) Na reação, o hidrogênio foi reduzido.

e) Haverá a formação de 18 g de água.

Química


QUESTÃO 16 Garimpeiros inexperientes, quando encontram pirita, pensam estar diante de ouro, por isso, a pirita é chamada “ouro dos tolos”. Entretanto, a pirita não é um mineral sem aplicação. O H2SO4, ácido muito utilizado nos laboratórios de química, pode ser obtido a partir da pirita por meio do processo:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2→ 2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Qual é a alternativa que indica a massa de H2SO4 obtida a partir de 60,0 kg de pirita, com 100% de pureza, por meio do processo equacionado anteriormente? a) 9,8 kg

b) 12,4 kg

c) 49,0 kg

d) 60,0 kg

e) 98,0 kg

GABARITO

QUESTÃO 1 Resolução: Alternativa “e”. 1 mol de átomos de Mg ↔ 24 g/mol ↔ 6,0 . 1023 átomos/mol

x = 1 átomo . 24 g/mol 6,0 . 1023 átomos/mol

x = 4,0 . 10-23 g.

QUESTÃO 2

Resolução: Alternativa “a”. A massa molar da água é igual a 18 g/mol. Visto que a densidade da água é igual a 1,0 g/mL, em 180 mL de água, temos 180 g:

d = m v

m = d . v

m = (1,0 g/mL) . 180 mL

m = 180 g

Assim, temos:

1 mol de moléculas de água ------ 18 g/mol n --------------------- 180 g

n = 180/18

Química


n = 10 mol de moléculas de água

* Agora vamos determinar o número de moléculas de água:

18 g/mol ------- 6,0 . 1023 moléculas/mol

180 g----------- x

x = 180 . 6,0 . 1023

18

x = 60 . 1023 = 6,0 . 1024 moléculas de água.

* Determinação da quantidade total de átomos:

1 molécula de água (H2O) ----- 3 átomos 6,0 . 1024 moléculas/mol ------ y

y = (6,0 . 1024 ) . 3

y = 18,0 . 1024 átomos

QUESTÃO 3 (Fuvest-SP)

Resolução: Alternativa “e”.

De acordo com a constante de Avogadro, terá maior número de moléculas a substância que tiver a maior quantidade de mols. Considerando que a quantidade de mols pode ser obtida por m/M, concluímos que, em igualdade de massa (m), a substância que tiver menor massa molar (M) terá maior número de moléculas. A que tem menor massa molar é a água (H2O). QUESTÃO 4

Resolução: Alternativa “b”.

Em 18 g de água (H2O) há 1 mol de moléculas, ou seja, 6,02x1023 moléculas. Portanto, há 12,04x1023 átomos de hidrogênio e 6,02 x 1023 átomos de oxigênio, totalizando 18,06x1023 átomos. A partir da decomposição de 1 mol de água é possível se obter 11,2 litros de oxigênio nas CNTP conforme equação a seguir:

H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g)

1 mol 22,4L 11,2 L

Como a densidade da água é 1 g/cm3, 18 g de água ocupam 18 cm3 ou 18 mL. QUESTÃO 5

Resolução: Alternativa “e”. M(N2O) = 44 g.mol-

n = m/M � n = 22g / 44g.mol- = 0,5 mol de N2O Como cada molécula de N2O apresenta 2 átomos de nitrogênio, temos que 0,5 mol de N2O apresenta 1,0 mol de átomos de nitrogênio. Cada molécula de N2O4 apresenta 2 átomos de nitrogênio. Logo, 3,0 mols de N2O4 apresentam 6,0 mols de átomos de nitrogênio. Cada 1 mol de NO2 apresenta 6,02x1023 moléculas. Portanto, 2,4x1024 moléculas corresponde a 4 mols de NO2. Como cada molécula de NO2 apresenta 1 átomo de nitrogênio 4,0 mols de NO2 apresentam 4,0 mols de átomos de nitrogênio. Assim, a mistura de gases apresenta, no total, 11 mols de átomos de nitrogênio.

Química


QUESTÃO 6 (PUC-Campinas-SP)

Resolução: Alternativa “e”. Sabemos que a massa molar é igual a 58 g/mol, então, temos: Cx Hy Oz ↓ ↓ ↓ 12x +1y + 16z = 58 Agora é só fazer regra de três para cada elemento químico. Observe isso abaixo:

C: H: O:

100% – 62,1% de C 100% – 10,3% de H 100% – 27,5% de O

58 g – 12x de C 58 g – y de H 58 g – 16z de O

1200x = 3601,8 100y = 597,4 1600z = 1595

x = 3601,8/1200 y = 597,4/100 z = 1595/1600

x = 3,0015 = 3 y = 5,974 = 6 z = 0,99 = 1

Agora é só substituir x, y e z pelos valores encontrados: C3H6O.

* Outra forma de resolver seria encontrar primeiro a fórmula mínima por meio da fórmula percentual que foi dada no enunciado e depois calcular quantas fórmulas mínimas seriam necessárias para chegar à massa molar. Veja:

1º Passo: Temos: 62,1% de C, 10,3% de H e 27,5% de O. Dividimos cada valor desses, considerando em gramas, pelas respectivas massas molares: C = 62,1/12 = 5,175

H = 10,3/1 = 10,3

O = 27,5/16 = 1,71875

Agora pegamos esses valores e dividimos cada um pelo menor entre eles, que é o 1,71875: C = 5,175/1,71875 ≈ 3

H = 10,3/1,71875 ≈ 6

O = 1,71875/ 1,71875 = 1

Assim, a fórmula mínima dessa substância é: C3H6O. 2º passo – Determinando a massa da fórmula mínima e depois calculando quantas fórmulas mínimas são necessárias para se chegar à massa molar da substância: C3H6O = (3 . 12) + (6 . 1) + (1 . 16) = 58 g/mol A massa molar da fórmula mínima é exatamente igual à da fórmula molecular, portanto, elas são iguais: C3H6O.

Química


QUESTÃO 7 Resolução:

a) 2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq + 2 H2O(l)

b) Pela estequiometria da reação, temos:

1 mol de H2SO4 reage com 2 mol de NaOH

98 g de H2SO4 reage com 80 g de NaOH

9,8 g _________ x = 8 g de NaOH

Portanto, o NaOH é o reagente em excesso e 2 g desse reagente não reagiu. QUESTÃO 8

Resolução: Para determinarmos a proporção molar entre o enxofre e o ácido sulfúrico é necessário obtermos a equação global do processo. Para isso, deve-se dividir a segunda equação por 2 e realizar a soma de todas as reações.

S + O2 → SO2 SO2 + ½ O2 → SO3

SO3 + H2O → H2SO4 S + 3/2 O2 + H2O → H2SO4

Portanto, a proporção encontrada é:

1 mol de S produz 1 mol de H2SO4

32 g de S produz 98 g mol de H2SO4

x ______ 1 t x = 0,3265 t = 326,5 kg de S

QUESTÃO 9

Resolução:

Pela estequiometria da reação, temos:

2 mol de HCl reagem com 1 mol de CaCO3

73 g de HCl reagem com 100 g de CaCO3

14,6 g ___________ x = 20 g de CaCO3

20 g de CaCO3 _____ 75% da massa

y _____ 100% da massa

y = 26,67 g de carbonato de cálcio impuro.

Química


QUESTÃO 10

Resolução:

Pela estequiometria da reação, temos:

1 mol de ácido salicílico (C7H6O3) produz 1 mol de AAS (C9H8O4)

138 g de ácido salicílico (C7H6O3) produz 6,02x1023 moléculas de AAS (C9H8O4)

27,6 g _____ x = 1,204x1023 moléculas de AAS

1,204x1023 moléculas de AAS _____ 100% de rendimento

y _____ 80% de rendimento

y = 9,632x1022 moléculas de AAS

QUESTÃO 11 (UFMG) Resolução: Alternativa “a”.

Para determinarmos a estequiometria da reação deve-se verificar a variação da quantidade de matéria de todas as espécies após 1 minuto de reação. Após 1 minuto, temos que:

1 mol de X reage com 2 mol de Y produzindo 1 mol de Z

A partir da estequiometria, conclui-se que o reagente X está em excesso e, portanto, a quantidade

máxima de Z que será produzida depende da quantidade de Y (reagente limitante da reação).

2 mol de Y produz 1 mol de Z

5 mol de Y ______ x = 2,5 mol de Z

QUESTÃO 12

Resolução: Alternativa “a”. Para determinar qual reagente está em excesso, deve-se relacionar os dois reagentes:

1 mol de Cr2O3 reage com 2 mol de Al

1 mol de Cr2O3 reage com 54 g mol de Al

10 mol _________ x = 540 g de Al

Portanto, o reagente limitante é o trióxido de dicromo.

Pela estequiometria entre o limitante e o cromo, temos:

1 mol de Cr2O3 produz 2 mol de Cr

1 mol de Cr2O3 produz 104 g de Cr

10 mol _____ x = 1040 g de Cr

1040 g de Cr _____ 100% de rendimento

Y _____ 80% y = 832 g de Cr.

Química


QUESTÃO 13 (Enem–2000)

Resolução: Alternativa “c”. De acordo com a tabela, verifica-se que o minério que apresenta o menor teor de enxofre por massa de ferro produzida (0,003/67,6) é o minério da região 3 e, por isso, ele será o minério mais conveniente no processo de produção do ferro. QUESTÃO 14 (Enem–2000) Resolução: Alternativa “b”. Massa de sílica presente em 200 t de minério da região 1:

0,97% de 200 t = 1,94 t

De acordo com o enunciado:

100 g de calcário reagem com 60 g de sílica

x __________ 1,94 t de sílica x = 3,23 t de calcário

QUESTÃO 15

Resolução: Alternativa “e”. De acordo com o enunciado:

50 L de gás = 2 mol de gases. Como a mistura é equimolar, temos 1 mol de O2 e 1 mol de H2.

A reação que ocorre no processo é: H2 + ½ O2→ H2O.

Portanto, 0,5 mol de oxigênio (16 g) está em excesso e, por isso, ao final do processo, haverá 1 mol de água (18 g) e 0,5 mol de O2 no recipiente.

Nesse processo, o hidrogênio sofre oxidação e o oxigênio redução.

Por se tratar de um sistema fechado, a massa se conserva de acordo com a lei da conservação das massas.

QUESTÃO 16 Resolução: Alternativa “e”. Para determinarmos a proporção molar entre o FeS2 e o ácido sulfúrico, é necessário obtermos a equação global do processo. Para isso, deve-se multiplicar a segunda equação por 4 e a terceira por 8 e realizar a soma de todas as equações.

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

8SO2 + 4O2→ 8SO3

8SO3 + 8H2O → 8H2SO4

4FeS2 + 15O2 + 8H2O → 2Fe2O3 + H2SO4

Portanto, a proporção encontrada é:

4 mol de FeS2 produz 8 mol de H2SO4 (: 4)

1 mol de FeS2 produz 2 mol de H2SO4

120 g de FeS2 produz 196 g de H2SO4

60 kg ______ x = 98 kg de H2SO4

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