Prof. ALCEMIR MAIA

ESTEQUIOMETRIA

Aula: 11

H17

Relacionar informações apresentadas em

diferentes formas de linguagem e representações usadas nas ciências físicas, químicas ou biológicas, como texto discursivo, gráficos, tabelas, relações matemáticas ou linguagem simbólica.

H25

Caracterizar materiais ou substâncias, identificando etapas, rendimentos ou implicações

biológicas, sociais, econômicas ou ambientais de sua obtenção ou produção.

Objetos de conhecimentos associados:

Estequiometria

Breve reflexão

Ao longo do tempo houve

inúmeras tentativas de explicar a constituição da matéria e suas transformações, até o ano de 1500 entre árabes e europeus desenvolvia-se a alquimia, movidos pelo intuito de obter o elixir da longa vida e a Pedra Filosofal. A Química só obteve caráter científico a partir do século XVIII quando se aliaram teoria e prática. Nesta época surge Lavoisier com a lei da conservação das massas ou lei da natureza.

Antoine Laurent de Lavoisier, químico francês e considerado o pai da Química Moderna inferiu que dentro de um recipiente fechado, a massa total seria invariável mesmo ocorrendo quaisquer transformações. Ficando famosa sua teoria por simplesmente: ―Na natureza, nada se cria nada se perde, tudo se transforma‖.

Vindo a complementar a sua teoria surge Joseph Louis Proust que através de experimentos com substâncias puras concluiu que a composição em massa das substâncias era constante independente do seu processo de obtenção. Resumindo, desde que aplicada a Lei de Lavoisier, se modificar a quantidade de uma das substâncias reacionais as demais terão suas quantidades alteradas na mesma proporção.

As leis de Lavoisier e Proust são conhecidas como Leis Ponderais e marcam o início da Química como Ciência além de nortearem o estudo da estequiometria.

Vejamos um exemplo que exemplifica bem as leis discutidas acima:Se 3 gramas de carbono se combinam com 8 gramas de oxigênio para formar gás carbônico, 9 gramas de carbono irão se combinar com 24 gramas de oxigênio para formar esse mesmo composto. Neste caso podemos perceber que quando triplicamos o valor de um dos reagentes devemos triplicar também a quantidade do outro reagente (se houver) para que a reação produza proporcionalmente a quantidade de produto, isto enuncia bem a lei de Proust.

1- INTRODUÇÃO

Tanto no laboratório como na indústria química, é muito importante calcular as quantidades das substâncias que são utilizadas ou produzidas nas reações químicas. Aliás, esse cálculo é importante também em nosso cotidiano. Ao preparar um bolo, por exemplo, devemos misturar os ingredientes (farinha, ovos, açúcar etc.) numa proporção adequada. Caso contrário, ao levar o bolo ao forno, a reação química que aí se processa não atingirá o resultado desejado.

De modo geral, esses cálculos são simples. Por exemplo, se fizermos a seguinte pergunta: ―Se para preparar um bolo precisamos de 3 ovos, então quantos ovos serão necessários para preparar dois bolos? Qualquer

pessoa responderá ―de cabeça‖: 6 ovos. Esse é um cálculo típico entre duas grandezas (bolos e ovos) diretamente proporcionais. Essa é também a idéia fundamental do cálculo estequiométrico.

2- PRÉ REQUISITO

2.1- Calculo da massa molar

A massa molar de um elemento químico ou de uma substância é numericamente igual à massa atômica desse elemento ou do total das massas atômicas componentes da substância em unidades de massa atômica. Desta forma, conhecendo-se a massa atômica de um elemento (expressa em unidades de massa atômica, u.m.a.) ou dos elementos constituintes da substância, sabe-se também a sua massa molar – expressa em g/mol. Exemplo: a massa atômica total da substância água, H2O = 18 u.m.a., logo M = 18 g/mol - massa de 6,02 x 1023 moléculas de água, do total de seus átomos.

Raramente as massas molares são listadas em tabelas, pois podem ser calculados a partir das massas atômicas padrões, frequentemente listadas em catálogos químicos, tabelas periódicas.

Exemplo:

Substância 1 mol 0,5 mol 0,1 mol 2 mol

NaOH 40g 20g 4g 80g

CaBr2 200g 100g 20g 400g

H2SO4 98g 49g 9,8g 196g

Fe2(SO4)3 400g 200g 40g 800g

Dados massas atômicas (g/mol): Na=23, O=16, H=1, Ca=40, Br=80, S=32, Fe=56.

2.2- Balanceamento de Equação

Balancear uma equação é fazer valer a Lei de Lavoisier, ou seja, é fazer com que os números de átomos dos reagentes sejam iguais aos números de átomos dos produtos. Como em estequiometria o objetivo sempre é aplicar a Lei de Proust relacionando duas substâncias, é comum em muitas reações a possibilidade de balancear somente as espécies citadas no processo.

1 C2H6 + O2 → 2 CO2 + H2O

1 C2H6 + O2 → CO2 + 3 H2O

1 C2H6 + 3,5 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Aula 11

01

ATENÇÃO:

Em reações de neutralização total (ácido/base), o número de hidrogênios ionizáveis do ácido é obrigatoriamente igual ao número de hidroxila da base, desta forma caso a relação estequiométrica tenha como objetivo relacionar quantitativamente o ácido e a base participante de uma reação de neutralização total o candidato não terá a obrigatoriedade de completar a reação química para depois balanceá-la, basta adicionar diretamente coeficientes estequiométricos no ácido e/ou na base para buscar uma igualdade entre o número de hidrogênios ionizáveis do ácido e o número de hidroxila existente na estrutura da base, por exemplo:

2 HCl + 1 Mg(OH)2 →

1 H3PO4 + 2 NaOH →

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 →

3- CONCEITO DE ESTEQUIOMETRIA

Estequiometria é uma palavra de origem grega e significa medida de uma substância, portanto a estequiometria é a parte da química que estuda as relações quantitativas entre substâncias que participam de uma reação química. Este estudo é, portanto, fundamentado nas leis ponderais e volumétricas da química. 3.1- Leis Ponderais das Reações Químicas

Ao se processar uma transformação química (reação química), observa-se que existe determinada relação entre as quantidades de substâncias. Então alguns cientistas estabeleceram experimentalmente determinadas leis procurando elucidar a composição da matéria, assim como os aspectos quantitativos das diferentes substâncias que participam das reações químicas. Essas leis foram chamadas de leis ponderais das reações químicas, pelo fato de se basearem na relação da massa entre substâncias envolvidas em uma reação química; sendo que as leis mais enfatizadas

são:

a) Lei de Lavoisier (Lei da Conservação das Massas)

Lavoisier é conhecido como o introdutor da Química Moderna. Em 1789 lançou uma publicação que é considerada o marco da Química Moderna, "Tratado Elementar da Química", que logo foi traduzido para várias línguas.

A frequente utilização da balança pode ser considerada uma das principais características do trabalho de pesquisa de Lavoisier. Isso o levou à descoberta da importância fundamental da massa da matéria em estudos químicos, o que fez concluir que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos de uma reação, ou seja, a famosa "Lei da conservação das massas".

Em um sistema fechado, ao ocorrer uma reação química, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos.

Reação 2 Mg (s) + O2 (g)→ 2 MgO (s)

Relação de massa

48 g 32 g 80 g

A nível atômico a Lei de Lavoisier nos mostra que os átomos não são criados e nem destruídos em processo químico, logo, podemos inferir que o número total de átomos dos reagentes é igual ao número total de átomos nos produtos.

O procedimento que ajusta a quantidade de átomos

nos reagentes e nos produtos de uma reação química é chamado de balanceamento.

Em um primeiro momento imaginava-se que a aplicabilidade da Lei de Lavoisier seria exclusiva para transformações Químicas em sistemas fechados já que em sistemas abertos algumas transformações aparentemente apresentavam comportamentos particulares, como por exemplo:

1º) A diminuição da massa (peso) de uma vela durante sua queima, no ar.

2º) O aumento da massa do sistema quando certa quantidade de magnésio é totalmente queimada em uma cápsula de porcelana.

3º) O aumento de massa quando uma amostra de palha de aço é exposta por algum tempo em um ambiente úmido.

Pouco tempo depois tais observações foram explicadas tomando como base exclusivamente as condições em que se encontravam e ao entendimento do mecanismo das transformações de oxidação. Você conseguiria à luz de seus conhecimentos atuais propor uma explicação para as três transformações citadas anteriormente admitindo que estão de acordo com a Lei de Lavoisier?

b) Lei de Proust (Lei das Proporções Constantes)

Nasceu em Angers, França, em 29 de setembro de 1754, sendo, portanto, compatriota e contemporâneo de Lavoisier. Filho de um farmacêutico, estudou Química e Farmácia, tornando-se chefe da farmácia do Hospital de Salpêtrière, em Paris. Aí realizou trabalhos sobre a urina, o ácido fosfórico e o alúmen.

Em 1801 formulou sua famosa Lei de Proporções Definidas, que foi duramente combatida por outro eminente químico francês. Claude Louis Berthollet, durante oito anos, por cartas e artigos escritos em jornais. Bethollet achava que as composições de muitos compostos não eram constantes, mas Proust conseguiu provar que Bethollet

falhava por não purificar suficientemente seus compostos e por cometer erros em suas análises químicas. Finalmente, em 1808, reconheceu-se que a razão estava com Proust, e sua lei, sem dúvida, ajudou a fortalecer, na Química, a idéia do átomo de Dalton. Por seus trabalhos cuidadosos de purificação e análise de compostos químicos, Proust é considerado um dos fundadores da Análise Química.

02

Uma determinada substância, independentemente de sua origem ou de seu processo de preparação, é sempre formada pelos mesmos elementos, na mesma proporção em massa.

Suponhamos que tenham sido feitos quatro experimentos de síntese da água por meio da reação entre gás hidrogênio e gás oxigênio, com diferentes massas de reagentes:

Experimento Hidrogênio

(g) +

Oxigênio (g)

Água (g)

1º 2,0 + 16,0 18,0

2º 10,0 + 80,0 90,0

3º 16,0 + 128,0 144,0

4º 11,1 + 88,9 100,0

Observando os resultados experimentais obtidos, percebemos que:

Experimentos

1º 2º 3º 4º Proporção

fixa

Massa de hidrogênio

8

1

9,88

1,11

128

16

80

10

16

2

Massa de oxigênio

Note que nos quatro experimentos obtivemos a proporção constante 1/8.

As leis ponderais é que possibilitam a utilização de cálculos proporcionais nas reações químicas, são denominadas de cálculos estequiométricos. Desta forma é possível concluir que desde que a Lei de Lavoisier esteja corretamente aplicada em uma transformação, se alterarmos a quantidade de uma substância a quantidade (em mol, quantidade de matéria ou massa) das demais substâncias será alterada na mesma proporção.

Reação 2 Mg (s) + O2 (g)→ 2 MgO (s)

Relação Molar

2 mol 1 mol 2 mol

Relação de massa

48 g 32 g 80 g

Número de Avogadro

12,04 x 1023 6,02 x 1023 12,04 x 1023

A tabela permite prever que se nesta reação forem utilizados 1,0 mol (24g) de magnésio, haverá consumo de 0,5 mol de oxigênio (16g), formando 1,0 mol de água (18,0g).

3.2- Lei volumétrica

Joseph Lous Gay-Lussac (1778-1850) foi um cientista que fez estudos importantes sobre os gases. Ele realizou a produção da água a partir da reação entre os gases hidrogênio e oxigênio e verificou que eles sempre reagiam na proporção de dois volumes de hidrogênio para um volume de oxigênio, produzindo dois volumes de água:

Experimento Hidrogênio

(L) +

Oxigênio (L)

→ Água (L)

1º 2 + 1 → 2

2º 4 + 2 → 4

3º 8 + 4 → 8

4º 16 + 8 → 16

Observe que em todos os experimentos a proporção

é sempre a mesma: 2 : 1 : 2. Depois de vários experimentos e análises,

percebendo que o mesmo ocorria com outros tipos de reações entre gases, ou seja, as reações sempre seguiam uma proporção de volumes constantes, esse cientista chegou à seguinte lei das reações em volumes gasosos, conhecida como Lei Volumétrica de Gay-Lussac ou Lei da Combinação de Volumes: A Lei volumétrica de Gay-Lussac diz que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases de uma reação formas entre si uma proporção constante, isto é, uma relação fixa de números inteiros e pequenos. Em uma visão molecular a reação de formação da água de acordo com a Lei volumétrica pode ser representada da seguinte maneira:

4- RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS

Um dos problemas enfrentados por alguns químicos do passado foi a determinação de quantos átomos

existem numa certa amostra de matéria. Com a determinação experimental da Constante de

Avogadro, esse problema pôde ser resolvido. Conhecendo-se a Constante de Avogadro e as

massas atômicas (ou, alternativamente, as massas molares), é possível calcular não apenas o número de átomos em uma amostra, mas também o número de moléculas ou de íons, quando for o caso (substância molecular ou substância iônica).

A relação estabelecida a baixo representa uma

ferramenta muito importante nas relações estequiométricas.

Massa Molar

Valor em mol

Valor em Litros de gás

Quantidade de matéria

M.M*.(g) 1 mol 22,4 L (CNTP)

6,02 x 1023

* MM: massa molar

03

5- MECANISMO DE RESOLUÇÃO PARA O CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

A resolução de exercícios envolvendo estequiometria deve seguir sempre o seguinte roteiro: 1º) Identificar na reação as substâncias envolvidas na

relação estequiométrica. 2º) Identificar as relações estequiométricas entre as

substâncias envolvidas na relação estequiométrica (1ª linha da regra de três).

3º) Uma segunda leitura na questão fornecerá a

quantidade da substância dada no problema, e a pergunta proposta (2ª linha da regra de três).

4º) A regra de três deverá ser adequada para que uma

mesma coluna apresente as mesmas unidades (massa, volume, mol ou número de moléculas).

5º) Desenvolver a expressão numérica (equação do 1º

grau) para encontrar a quantidade pedida ou por uma relação direta.

6- CASO GERAL DE ESTEQUIOMETRIA

O caso geral de estequiometria representa uma condição quase que hipotética já que leva em consideração todas as condições perfeitas para as relações estequiométricas, neste caso as condições são ditas perfeitas pois, admite-se que a reação se processa até seu fim ou seja apresenta um rendimento de 100%, as substancias participantes apresentam grau de pureza de 100% e as condições de temperatura e pressão se mantém constantes. Embora todas estas condições não sejam totalmente aplicáveis no cotidiano este caso permite que o candidato possa perceber de maneira simples e direta as Leis ponderais e volumétrica das reações químicas.

Exemplo 01: (UFV/MG) O alumínio (Al) reage com o oxigênio (O2) de acordo com a equação química, a seguir:

Al (s)+ O2(g) Al2O3 (s)

A massa, em gramas, de óxido de alumínio (Al2O3) produzido pela reação de 9,0 g de alumínio com excesso de oxigênio é:

Massas atômicas em g/mol: Al=27; O=16.

a) 17 b) 34 c) 8,5 d) 9,0 e) 27 Resolução: É fundamental iniciar balanceando a equação química.

2 Al (s) + 3/2 O2(g) 1 Al2O3 (s)

1º) Identificar na reação as substâncias envolvidas na

relação estequiométrica.

2 Al (s) + 3/2 O2(g) 1Al2O3 (s)

2º) Identificar as relações estequiométricas entre as substâncias envolvidas na relação estequiométrica (1ª linha da regra de três).

2 mol de Al 1 mol de Al2O3 3º) Uma segunda leitura na questão fornecerá a

quantidade da substância dada no problema, e a pergunta proposta (2ª linha da regra de três).

2 mol de Al 1 mol de Al2O3 9 g de Al x (g) 4º) A regra de três deverá ser adequada para que uma

mesma coluna apresente as mesmas unidades (massa, volume, mol ou número de moléculas).

5º) Desenvolver a expressão numérica (equação do 1º

grau) para encontrar a quantidade pedida ou por uma relação direta.

Exemplo 02: Em alguns antiácidos, emprega-se o Mg(OH)2 como agente neutralizante do HCl contido no suco gástrico. A reação que ocorre é a seguinte:

Mg(OH)2(s) + HCl(aq) MgCl2(aq) + H2O(L)

Supondo-se que alguém tenha 36 mg de HCl no estômago, a massa de Mg(OH)2 necessária para completa neutralização será de aproximadamente:

Massas atômicas em g/mol: Mg=24,3; O=16; H=1; Cl= 35,5.

a) 18 mg

b) 29 mg

c) 36 mg

d) 58 mg

e) 72 mg

Exemplo 03: (PUCRS) A reação de 11,6g de magnésio com ácido clorídrico em excesso produz, nas CNTP, o volume de hidrogênio gasoso, em litros, aproximadamente igual a

Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)

Massas atômicas em g/mol: Mg=24,3; H=1; Cl= 35,5.

Admita volume molar = 22,4L

a) 6,0

b) 10,8

c) 18,3

d) 22,4

e) 48

04

800 gde CaCO3 (parte pura)

200 gde impurezas

1 kgde calcário – é a amostra total (Material impuro)

7- CASO ESPECIAIS DE ESTEQUIOMETRIA

Vamos agora considerar alguns casos particulares de cálculo estequiométrico. Continuam valendo as regras fundamentais já mencionadas anteriormente. Iremos apenas acrescentar alguns cuidados ou alguns detalhes.

7.1- Reações consecutivas

Consideremos, como exemplo, a fabricação industrial do ácido sulfúrico a partir do enxofre. Ela se processa por meio das três reações consecutivas dadas a seguir:

Quando um problema fornece, por exemplo, a

massa do enxofre inicial e pede a massa do H2SO4

produzido, um dos caminhos do cálculo seria manter as três equações separadas e calcular primeiro amassa de SO2, depois a massa de SO3 e, finalmente, a massa de H2SO4. No entanto, é muito mais prático ―somar algebricamente‖ as equações químicas e efetuar o cálculo estequiométrico diretamente na equação final.

Exemplo 04: (UFF-RJ) 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:

4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2

2 SO2 + O2→ 2 SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Admitindo massas atômicas (g/mol): S=32, O=16, H=1.Qual é a opção que indica a massa de H2SO4 obtida a partir de 60,0 kg de pirita, com100% de pureza, por meio do processo equacionado acima?

a) 9,8 kg b) 12,4 kg c) 49,0 kg d) 60,0 kg e) 98,0 kg Exemplo 04: (FUVEST-SP) Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de SO2por hora. A liberação desse gás

poluente pode ser evitada usando-se calcário, o qual, por decomposição, fornece cal, que reage com o SO2formando CaSO3, de acordo com as equações:

CaCO3(s) →CaO(s) + CO2(g) CaO(s) + SO2(g) → CaSO3(s)

Massas molares g.mol–1: CaCO3= 100; SO2= 64.

Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, necessária para eliminar todo o SO2 formado? Suponha 100% de rendimento para as reações.

a) 128 b) 240 c) 480 d) 720 e) 1200

7.2- Grau de pureza dos reagentes

Imagine que em um final de semana você decida fazer um churrasco, como almoço de domingo. Com o objetivo de fazer 1,0 kg de churrasco, você precisa comprar uma quantidade maior que 1,0 kg de carne, pois após limpa-la (retirar ossos, pele e excesso de gorduras), sobre a quantidade que você deseja para o churrasco.

Carne com impurezas (ossos, pele e gordura)

Carne limpa

(pronta para o churrasco)

Na química ocorre algo semelhante. É comum a utilização de reagentes impuros, normalmente porque são encontrados na natureza acompanhados de impurezas. Consideremos o que ocorre com o calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3, porém acompanhadas de várias outras substâncias (impurezas).

Suponha por exemplo, uma amostra de 1 kg gramas de calcário contendo 800 g de CaCO3 e 200 g de impurezas.

Para calcular a percentagem de pureza de CaCO3 na amostra, basta efetuar a seguinte relação:

Transformando a coluna da esquerda para uma mesma unidade, temos:

%800,1

%1008,0

kg

kgP

Portanto quando em uma reação uma ou mais substâncias forem impuras deve-se levar em consideração para as relações estequiométricas somente a parte pura, ou seja, só a parte pura reage.

05

Exemplo 05 (AML): Os combustíveis fósseis, como carvão e petróleo, apresentam impurezas, dentre elas o enxofre. Na queima desses combustíveis, são lançados na atmosfera óxidos de enxofre que, em determinadas condições, são oxidados e, em contato com a umidade do ar, se transformam em ácido sulfúrico. Este último precipita sob forma de ―chuva ácida‖, causando sérios danos ao meio ambiente. Esses fenômenos estão representados pelas equações:

S O2 SO2+

SO2 ½ O2 SO3+

SO3 H2O H2SO4+

S O2 SO2+

SO2 ½ O2 SO3+

SO3 H2O H2SO4++

S H2O H2SO4+ 3/2 O2 +

Admitindo massas atômicas (g/mol): S=32, O=16, H=1. A

massa em gramas de ácido sulfúrico formada com a queima total de 12,8 kg de carvão contendo 2% em massa de enxofre é próximo de:

a) 542 b) 632 c) 784 d) 897 e) 932 Exemplo 06 (UFRGS-RS): O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio(NH4NO3). Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal éda ordem de:

a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20%

Resolução:

Exemplo 07: (AML) O principal componente dos antiácidos é o Bicarbonato de sódio (NaHCO3) um pó de cor

branca, solúvel em água. Esse composto aparece na constituição dos antiácidos com um teor de 80% em massa. A reação abaixo mostra a interação entre Bicarbonato de sódio e ácido clorídrico:

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br. Acesso em: 08 nov 2019 (adaptado).

Admitindo massas atômicas em g/mol: Na=23, H=1, C=12, O=16, Cl=35,5. Qual a massa em mg, de antiácido que produziria 11,0 mg de gás carbônico? a) 7,2 b) 16,8 c) 21,0 d) 26,25 e) 268,82

7.3- Rendimento da reação

Imagine que em um local de venda de açaí, existem duas máquinas de ―amassar‖ açaí, com a mesma capacidade de armazenamento, sendo uma mais nova que a outra. A máquina mais nova produz em cada ―batida‖ seis litros de açaí, enquanto a outra, beneficiando a mesma quantidade da primeira, produz somente cinco litros. Portanto a segunda máquina apresenta uma eficiência de aproximadamente 83,3% quando comparada com a primeira. Na Química ocorre, muitas vezes, algo parecido. De fato, é comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que o esperado; quando isso ocorre dizemos que o rendimento da reação não foi total.

No caso das máquinas de açaí, a diferença na produtividade pode ser explicada pelo desgaste nas peças da máquina mais antiga. Nas reações químicas a explicação da diferença no rendimento de uma reação pode ocorrer por ―perdas‖

durante a reação (por má qualidade da aparelhagem ou deficiência do operador) ou por tratar-se de uma reação reversível. Num laboratório ou na indústria, o rendimento é calculado após a ocorrência da reação; onde é feito uma comparação entre o que se esperava e o que realmente foi produzido no processo. Exemplo 08: (Cesgranrio-RJ) No processo de obtenção do ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação não balanceada:

Fe2O3 + C Fe + CO

Considerando as massas atômicas em g/mol: Fe=56; O=16; C=12. Utilizando 5,0 t de minério e admitindo um rendimento de 80% na reação. A quantidade de ferro produzida será próximo de:

a) 2,8 kg b) 2,8 t c) 280 kg d) 2800 g e) 2688 t

06

Resolução:

Exemplo 09: (AML) O alumínio metálico é obtido por eletrólise da alumina. Considerando que a alumina seja composta por 75% de óxido de alumínio, Al2O3. Admitindo massas atômicas em g/mol: Al=27 e O=16. Qual a massa em toneladas de alumina necessária para a produção de 2,7 toneladas de alumínio metálico?

a) 13,6

b) 10,2 c) 6,8 d) 5,1 e) 3,8

7.4- Reagente em excesso e reagente limitante

Uma reação química termina

quando um dos reagentes acaba.

Quando acendemos um

isqueiro, ocorre uma reação química

entre o gás butano (C4H10), presente no

isqueiro, e o gás oxigênio (O2),

presente no ar. A chama é a prova

visual da ocorrência da reação.

Quando o gás butano (C4H10)

acabar, o isqueiro deixará de acender,

pois não ocorrerá mais reação química. Observe que a

reação foi limitada pelo gás butano, visto que ainda há gás

oxigênio no ar.

Neste exemplo, o gás butano (C4H10), por ter

limitado a reação, é chamado reagente limitante e o gás

oxigênio (O2), reagente em excesso.

Quando num exercício numérico, forem dadas as

quantidades de dois reagentes, é preciso verificar se as

respectivas quantidades estão ou não na proporção

estequiométrica. Se não estiverem, haverá excesso de um

dos reagentes. Neste caso, é preciso descobrir qual o

reagente não está em excesso (reagente limitante) e

calcular as quantidades de produtos pedidos em função da

quantidade desse reagente.

Exemplo 10: (AML) As pérolas contêm, majoritariamente, entre diversas outras substâncias, carbonato de cálcio (CaCO3). Para obtenção de uma pérola artificial composta exclusivamente de CaCO3, um analista, inicialmente, misturou 22,0g de CO2 e 40,0g de CaO.

Disponível em: www.ufg.br. Acesso em: 14 dez. 2014 (adaptado).

Admitindo massas atômicas (g/mol): Ca=40, C=12, O=16. Nesse sentido, conclui-se que o reagente limitante e a massa em excesso presente nessa reação são, respectivamente,

a) CO2 e 22 g b) CaO e 10 g c) CO2 e 12 g d) CaO e 20 g e) CO2 e 8 g

Exemplo 11 (AML): O paracetamol, também conhecido como acetaminofeno, é um fármaco analgésico e antitérmico utilizado para tratar pequenas dores e febre. É largamente utilizado pela população, sendo vendido, aqui no Brasil e em muitos outros países em cartelas contendo 4 comprimidos de 500 mg cada, sem a necessidade de receita médica. Porém, alguns cuidados devem ser tomados, pois em doses maiores do que 4000 mg/dia (em adultos), o paracetamol pode ser hepatotóxico.

Disponível em: http://qnint.sbq.org.br. Acesso em: 15 jul. 2017 (adaptado).

A síntese de paracetamol usando 218,0g de p-aminofenol e 102,0g de anidrido acético admitindo rendimento de 100% deverá produzir

a) 12 cartelas. b) 21 cartelas. c) 53 cartelas.

d) 75 cartelas. e) 87 cartelas. Resolução:

07

Para a estequiometria o reagente em excesso não é utilizado para referência de cálculo do produto formado. Utiliza-se neste caso o reagente limitante que é a espécie em menor proporção estequiométrica.

246) O fósforo elementar é, industrialmente, obtido pelo aquecimento de rochas fosfáticas a base de fosfato de cálcio com coque, na presença de sílica, segundo a reação:

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C P4 + CaSiO3 + CO

Considerando as massas atômicas em g/mol: Ca=40; O=16; P=31; Si=28; C=12, é possível inferir que a massa em gramas de fósforo elementar produzidos a partir de 31,0 g de fosfato de cálcio é próximo de:

a) 3,10 g b) 6,20 g c) 12,40 g d) 32,00 g e) 62,00 g

247) (PUC-RJ) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, são utilizados como propelentes de foguetes. Eles reagem de acordo com a equação:

7H2O2 + N2H4 2HNO3 + 8H2O

Quando forem consumidos 3,5 moles de peróxido de hidrogênio, a massa, em gramas, de HNO3 formada será de:

Massas atômicas em g/mol: H=1; O=16; N=14.

a) 3,52 b) 6,35 c) 35,02 d) 63,18 e) 126,0

248) O carbonato de sódio (Na2CO3), utilizado na fabricação do vidro, é encontrado em quantidades mínimas. Ele, entretanto, pode ser obtido a partir de produtos naturais muito abundantes: O carbonato de cálcio

(CaCO3) e o cloreto de sódio (NaCl) com mostra a equação abaixo:

CaCO3 + NaCl Na2CO3 + CaCl2

Determine a massa de carbonato de sódio obtido pela reação de 25,3g de carbonato de cálcio com cloreto de sódio em excesso.

Massas atômicas em g/mol: O=16; C=12; Na=23.

a) 26,8g b) 32,7g c) 38,3g d) 42,7g e) 57,8g

249) (PUC-MG) Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves danos pulmonares, levando, finalmente, à morte: por causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação química dessa reação é:

COCl2 + H2O CO2 + 2 HCl

Se uma pessoa inalar 200 mg de fosgênio, a massa de ácido clorídrico, em gramas, que se forma nos pulmões, é igual a:

Massas atômicas em g/mol: H=1; O=16; Cl=35,5.

a) 1,09 x 10-1. b) 1,46 x 10-1. c) 2,92 x 10-1. d) 3,65 x 10-2. e) 7,30 x 10-2.

250) (UFF) Em alguns antiácidos, emprega-se o Mg(OH)2 como agente neutralizante do HCl contido no suco gástrico. A reação que ocorre é a seguinte:

Mg(OH)2(s) + HCl(aq) MgCl2(aq) + H2O

Supondo-se que alguém tenha 36,5 µg de HCl no estômago, a massa de Mg(OH)2 necessária para completa neutralização será:

Massas atômicas em g/mol: H=1; Cl=35,5; Mg=24; O=16.

a) 18,9 µg

b) 19,0 µg

c) 29,3 µg

d) 36,6 µg

e) 58,5 µg

VERIFICAÇÃO DA

APRENDIZGEM

08

251) (FUVEST-SP) Resíduos industriais que contêm sulfetos não devem ser jogados nos rios. Pode-se tratá-los com peróxido de hidrogênio (H2O2), que oxida os sulfetos a sulfatos e se reduz a água. Quantos kg de peróxido de hidrogênio são necessários para oxidar 117 kg de sulfeto de sódio (Na2S) contidos em dado resíduo?

Na2S + 4 H2O2→ Na2SO4 + 4 H2O

(Dadas as massas molares: H2O2=34 g/mol; Na2S=78 g/mol)

a) 244 kg b) 420 kg c) 240 kg d) 402 kg e) 204 kg

252) (FMP)O vidro é um sólido iônico com estrutura amorfa, a qual se assemelha à de um líquido. Forma-se pela solidificação rápida do líquido, em que os cristais não conseguem se organizar. Seu principal componente é a sílica, (SiO2) que constituiu 70% do vidro e é fundida juntamente com óxidos de metais, que alteram o arranjo das ligações do sólido, tornando-o uma estrutura semelhante a de um líquido. Ao ser gravado na sua decoração, a sílica do vidro sofre ataque do íon F- como a seguir: (Si=28, O=16, F=19, H=1)

22(s) (aq) 6 (aq) 3 (aq)SiO 6 HF SiF 2 H O

Para criar um efeito decorativo em uma jarra que pesa 2,0 kg a massa de ácido fluorídrico que deve ser empregada é

a) 4,0 kg b) 2,8 kg c) 700g d) 666,6 g e) 560,0g

253) (UFRS) A substituição de aço por alumínio permite a fabricação de veículos mais leves, com consequente redução do consumo de combustíveis e aumento da resistência à corrosão. Modelos mais recentes já empregam em torno de 90 kg de alumínio por unidade produzida. O alumínio é geralmente extraído da bauxita, minério que contém Al2O3. Quantos automóveis podem ser produzidos com o alumínio obtido a partir de 2.040 kg de bauxita com 50% de Al2O3? Dados: Al=27; O=16. a) 5 b) 6 c) 9 d) 12 e) 54

254) (GPS) Lavoisier foi quem descobriu uma maneira de sintetizar o salitre em grandes quantidades, o que possibilitou um aumento sensível na produção e

utilização da pólvora. Para se obter o nitrato de potássio, um tipo de salitre, pode-se reagir cloreto de potássio com ácido nítrico. Lavoisier também foi responsável por enunciar a Lei da Conservação da Massa, também conhecida como Lei de Lavoisier.

https://tinyurl.com/ybcuml9u. Acesso em: 15.11.2017. Adaptado.

Em um experimento para obtenção de salitre, foram anotadas as massas utilizadas, porém o aluno esqueceu de anotar a massa formada de nitrato de potássio, conforme a figura.

3 3KC HNO KNO HC

745 g 630 g x g 365 g

O aluno não se preocupou com esse fato, pois aplicando a Lei de Lavoisier é possível encontrar a massa desconhecida, representada por x na tabela.

Assinale a alternativa que apresenta a massa de salitre, em gramas, obtida nesse experimento.

a) 101 b) 630

c) 745 d) 1010 e) 1375

255) (MACKENZIE) A partir de um minério denominado galena, rico em sulfeto de chumbo II (PbS) pode-se obter o metal chumbo em escala industrial, por meio das reações representadas pelas equações de oxirredução a seguir, cujos coeficientes estequiométricos encontram-se já ajustados:

(s) 2(g) (s) 2(g)

(s) (g) (s) 2(g)

3PbS O PbO SO

2

PbO CO Pb CO

Considerando-se uma amostra de 717 kg desse minério que possua 90% de sulfeto de chumbo II, sendo submetida a um processo que apresente 80% de rendimento global, a massa a ser obtida de chumbo será de, aproximadamente, Dados: massas molares (g x mol-1)S=32, Pb=207.

a) 621 kg. b) 559 kg. c) 447 kg. d) 425 kg e) 382 kg.

256) (UECE) A Agência Nacional de Vigilância Sanitária — ANVISA — recomenda a ingestão diária de, no máximo, 3 mg do íon fluoreto, para prevenir cáries. Doses mais elevadas podem acarretar enfraquecimento dos ossos, comprometimento dos rins, danos nos cromossomos, dentre outros males. Para atender à recomendação da ANVISA, o composto utilizado para introduzir o flúor é o fluoreto de sódio, cuja massa é: Dados: Na=23; F=19.

a) 5,82 mg. b) 4,63 mg. c) 6,63 mg. d) 3,42 mg.

257) (UERJ) A hemoglobina é uma proteína de elevada massa molar, responsável pelo transporte de oxigênio na corrente sanguínea. Esse transporte pode ser

representado pela equação química abaixo, em que HBr corresponde à hemoglobina.

2 2 4HB 4 O HB(O )

Em um experimento, constatou-se que 1,0g de hemoglobina é capaz de transportar 2,24 x 10-4 L de oxigênio molecular com comportamento ideal, nas CNTP.

09

A massa molar, em g x mol-1, da hemoglobina utilizada no experimento é igual a:

a) 1,0 x 105. b) 2,0 x 105. c) 3,0 x 105. d) 4,0 x 105.

258) (MACKENZIE) O manganês utilizado na indústria siderúrgica na fabricação de ferroligas é obtido em um processo, cujo rendimento global apresenta 60% no qual a pirolusita (MnO2) com pureza de 43,5% é tratada com carvão coque e ar atmosférico, formando o monóxido de manganês. Em uma segunda etapa, o manganês contido no monóxido continua sendo reduzido, formando, por fim, o manganês metálico, de acordo com as equações abaixo:

2(s) (s) 2(g) (s) 2(g)

(s) (s) (s) 2(g)

1MnO C O MnO CO

2

2 MnO C 2 Mn CO

Considerando as informações anteriores, como também as duas etapas do processo, afirma-se que a massa de manganês formada, a partir de 8,0 toneladas de pirolusita, é igual a

Dados: massas molares (g x mol-1): O=16; Mn=55.

a) 5,0 x 106 g. b) 3,0 x 106 g.

c) 2,2 x 106 g. d) 1,3 x 106 g.

259) (AML) Um homem provocou a explosão de uma fossa, danificando residências. Passava das 10h quando colocou o carbureto (CaC2), uma substância química, na fossa da casa da sogra. Segundo testemunhas, ele lançou um fósforo aceso no buraco, provocando imediatamente a explosão que o arremessou sobre um muro de aproximadamente 2,5 metros, causando-lhe fraturas. Por que a fossa explodiu? Ao se jogar o carbureto, em contato com água, produzem-se gás acetileno (etino) – gás combustível, hidróxido de cálcio e uma grande quantidade de calor.

Disponível em: www.folhape.com.br. Acesso em: 15 maio 2013 (adaptado)

Admitindo massas atômicas em g/mol iguais a C=12, O=16, H=1, Ca=40 e que a reação de formação do gás acetileno ocorra com um rendimento de 32% a massa de gás carbônico formado na combustão total é próxima de

a) 110g/kg de carbureto. b) 220g/kg de carbureto. c) 330g/kg de carbureto. d) 440g/kg de carbureto. e) 550g/kg de carbureto.

260) (AML) Fertilizantes, como o fosfato monocálcico monoidratado, Ca(H2PO4)2 . H2O contêm fósforo (P) um nutriente vital para a manutenção do ciclo de vida de reprodução das plantas. Um estudo técnico em uma área a ser tratada com o referido adubo indicou a necessidade de reposição de 1240g de fósforo, para tanto o agricultou deve utilizar um produto comercial a base de fosfato monocálcico monoidratado com 80% de pureza.

Admitindo massas atômicas (g/mol): Ca = 40; H = 1; P = 31; O = 16, e que o produto é vendido nas casas especializadas em sacos de 2,0kg custando R$ 7,50 cada saco, é possível empreender que para a reposição total do fósforo o agricultor deverá pagar no ato da compra o valor em R$ de:

a) 15,00. b) 22,50. c) 23,63. d) 30,00. e) 37,50.

261) (AML) Os biocombustíveis, como o próprio nome já indica, são um tipo de combustível de origem biológica

ou natural. Trata-se de uma fonte renovável de energia que é utilizada por meio da queima da biomassa ou de seus derivados, tais como o etanol (álcool para combustível) e o biodiesel. O etanol pode ser obtido a partir da fermentação da sacarose, conforme a equação não balanceada apresentada a seguir.

C12H22O11(s) + H2O(L) → 4 C2H6O(L) + 4 CO2(g)

Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br. Acesso em: 15 jul. 2017 (adaptado).

Admitindo massas atômicas (g/mol): C=12, H=1, O=16 e densidade do etanol = 0,8 g/cm3. Considerando-se o exposto e o fato de que uma

indústria alcooleira utilize 171 toneladas de sacarose e que o processo tenha rendimento de 85%, conclui-se que a quantidade máxima obtida do álcool será em m3 próximo de:

a) 180,3 b) 103,5. c) 80,0. d) 73,2. e) 58,1.

262) (AML) Um dos efeitos da chamada ―chuva ácida‖ causada pelo SO2 (g) lançado na atmosfera é a transformação do mármore, CaCO3 (s), em gesso, CaSO4 (s), que pode ser representado pelas seguintes equações: 2 SO2 (g) → O2 (g) + 2 SO3 (g) SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq) H2SO4 + CaCO3 (s) → CaSO4 (s) + H2O (l) + CO2 (g)

A quantidade de gesso que pode ser formada, no máximo, pela reação de 128g de SO2 (g) lançado na atmosfera, é próximo de:

a) 34g b) 68g c) 136g d) 272g e) 340 g

263) (AML) A aspirina (C9H8O4) é preparada através de

ácido salicílico (C7H6O3), conforme a equação:

C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2

O laboratório responsável pela produção do fármaco comercializa o produto na forma de envelopes contendo quatro comprimidos com 1,5g cada.

10

Admitindo massas atômicas em g/mol: C=12, H=1, O=16. Quantos envelopes são obtidos a partir de 46 g de ácido salicílico?

a) 4 b) 6 c) 8 d) 10 e) 12

264) (AML) A DBO de uma água é a quantidade de oxigênio necessária para oxidar a matéria orgânica por decomposição microbiana aeróbia para uma forma

inorgânica estável. A DBO é normalmente considerada como a quantidade de oxigênio consumido durante um determinado período de tempo. A legislação prevê uma DBO máxima de 60 mg de O2 por litro.

Disponível em: https://www.google.com.br. Acesso em 11 de abr. 2015 (adaptado).

Dados massas atômicasemg/mol: C=12, O=16, H=1 Em um reservatório de uma empresa contendo 3.000 m3de água houve acidentalmente o descarte de 200kg de benzeno (C6H6), no dia seguinte a DBO do reservatório triplicou, portanto, a massa de benzeno que ainda deve ser neutralizada é próximo de

a) 25 kg b) 83 kg c) 117 kg d) 175 kg e) 360 kg

265) (AML) ―A indústria automobilística parece ter finalmente acertado na escolha de um novo material para substituir a pesadona estruture de aço dos carros. Trata-se do alumínio, um metal com duas boas vantagens. É muito mais leve e praticamente imune à ferrugem. (...) O esportivo NSX, da Honda, que começou a ser feito artesanalmente em 1984, tem 200 quilos de alumínio só no chassi e na cabine: estrutura mais leve permite atingir 285 km/h, performance de

carro de corrida.‖ Revista Veja, outubro de 1999, adaptada.

Dados massas atômicas (g/mol): Al=27, O=16. Considerando a bauxita formada exclusivamente de Al2O3 quantos quilos de bauxita, aproximadamente, são necessários para se produzir o carro esportivo da Honda?

a) 142 b) 213 c) 378 d) 456 e) 537

266) (AML) O álcool hidratado é um derivado da cana-de-açúcar que para ser usado como combustível automotivo deve apresentar 96% de etanol (C2H5OH). De um lote contendo 1m3 de álcool hidratado, foi retirado uma amostra de 150kg que produziu em sua combustão 264kg de gás carbônico.

Dados massas atômicas (g/mol): H=1, C=12, O=16. Este álcool está dentro das especificações para ser usado como combustível?

a) Não, pois seu grau de pureza é maior que 96% b) Não, pois seu grau de pureza igual 92% c) Não, pois possui um teor de água menor que 4% d) Sim, pois seu grau de pureza é igual a 96%. e) Sim, pois seu grau de pureza é igual a 92%

267) (AML) Pode-se obter o ferro metálico a partir dos óxidos com maior ou menor teor de impurezas. O ferro é encontrado em numerosos minerais, destacando-se: Hematita – 70% de Fe2O3; magnetita – 69,6% de Fe3O4, limonita – 50% a 66% de Fe2O3 . nH2O e

siderita – 48% de FeCO3. A redução é feita no alto-forno, no qual se deposita o minério de ferro, o combustível (coque ou carvão vegetal) e o fundente (o calcário). Com o auxílio de ar aquecido ocorrem as reações químicas que acarretarão na redução do minério e sua transformação em gusa.

Disponível em: https://ge902ferro.wordpress.com. Acesso em: 03 abr. 2015 (adaptado)

.

Dados massa atômica (g/mol): Fe=56, O=16. Considerando que um forno foi alimentado com 1,0 tonelada de magnetita que se reduz segundo a equação não balanceada Fe3O4 + CO → Fe + CO2, com rendimento de 80%, a massa de ferro obtida, em quilogramas, é mais próxima de:

a) 134 kg b) 168 kg c) 403 kg d) 504 kg e) 696 kg

268) (ENEM)O bisfenol-A é um composto que serve de matéria-prima para a fabricação de polímeros utilizados em embalagens plásticas de alimentos, em mamadeiras e no revestimento interno de latas. Esse composto está sendo banido em diversos países, incluindo o Brasil, principalmente por ser um mimetizador de estrógenos (hormônios) que, atuando como tal no organismo, pode causar infertilidade na vida adulta. O bisfenol-A (massa molar igual a 228g/mol) é preparado pela condensação da propanona (massa molar igual a 58g/mol) com fenol (massa molar igual a 94 g/mol) em meio ácido, conforme apresentado na equação química.

Considerando que, ao reagir 580g de propanona com 3760g de fenol, obteve-se 1,14kg de bisfenol-A, de acordo com a reação descrita, o rendimento real do processo foi de

a) 0,025% b) 0,05% c) 12,5% d) 25% e) 50%

11

269) (ENEM 2010) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxiapatita [Ca10(PO4)6(OH)2] presente nos esmaltes dos dentes, o flúor forma a fluorapatita [Ca10(PO4)6F2], um mineral mais resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias específicas presentes nos açúcares das placas que aderem aos dentes.A reação de dissolução da hidroxiapatita é:

[Ca10(PO4)6(OH)2] + 8H+→10Ca2+ + 6HPO42- + 2H2O

Dados: Massas molares – [Ca10(PO4)6(OH)2] = 1004; HPO42–

= 96; Ca = 40.

Supondo-se que o esmalte dentário seja constituído exclusivamente por hidroxiapatita, o ataque ácido que

dissolve completamente 1 mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente,

a) 0,14 mg de íons totais. b) 0,40 mg de íons totais. c) 0,58 mg de íons totais. d) 0,97 mg de íons totais. e) 1,01 mg de íons totais.

270) (ENEM 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha.

Um hambúrguer ecológico? E pra já! Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de

Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) a) 0,25 kg. b) 0,33 kg. c) 1,0 kg. d) 1,3 kg. e) 3,0 kg.

271) (ENEM 2014)A água potável precisa ser límpida, ou seja, não deve conter partículas em suspensão, tais como terra ou restos de plantas, comuns nas águas de rios e lagoas. A remoção das partículas é feita em estações de tratamento, onde Ca(OH)2 em excesso e Al2(SO4)3 são adicionados em um tanque para formar sulfato de cálcio e hidróxido de alumínio. Esse último se forma como flocos gelatinosos insolúveis em água, que são capazes de agregar partículas em suspensão. Em uma estação de tratamento, cada 10 gramas de hidróxido de alumínio é capaz de carregar 2 gramas de partículas. Após decantação e filtração, a água límpida é tratada com cloro e distribuída para as residências. As massas molares dos elementos H, O, Al, S e Ca são, respectivamente, 1 g/mol, 16g/mol, 27g/mol, 32g/mole 40g/mol. Considerando que 1000 litros da água de um rio possuem 45 gramas de partículas em suspensão, a quantidade mínima de Al2(SO4)3 que deve ser utilizada na estação de tratamento de água, capaz de tratar 3000 litros de água de uma só vez, para garantir que todas as partículas em suspensão sejam precipitadas, é mais próxima de

a) 59g b) 493g c) 987g d) 1480g e) 2960g

272) (ENEM 2010) Fator de emissão (carbonfootprint) é um termo utilizado para expressar a quantidade de gases que contribuem para o aquecimento global, emitidos por uma fonte ou processo industrial específico. Pode-se pensar na quantidade de gases emitidos por uma indústria, uma cidade ou mesmo por uma pessoa. Para o gás CO2, a relação pode ser escrita:

Fator de emissão de CO2 = material de Quantidade

emitida CO de Massa 2

O termo ―quantidade de material‖ pode ser, por exemplo, a massa de material produzido em uma indústria ou a quantidade de gasolina consumida por um carro em um determinado período. No caso da produção do cimento, o primeiro passo é a obtenção do óxido de cálcio, a partir do aquecimento do calcário e altas temperaturas, de acordo com a reação:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Uma vez processada essa reação, outros compostos inorgânicos são adicionados ao óxido de cálcio, tendo o cimento formado 62% de CaO em sua composição. Dados: Massas molares em g/mol – CO2 = 44; CaCO3 = 100; CaO = 56. Considerando as informações apresentadas no texto, qual é, aproximadamente, o fator de emissão de CO2quando 1 tonelada de cimento for produzida, levando-se em consideração apenas a etapa de obtenção do óxido de cálcio?

a) 4,9 x 10–4 b) 7,9 x 10–4 c) 3,8 x 10–1 d) 4,9 x 10–1 e) 7,9 x 10–1

273) (ENEM 2013) A produção de aço envolve o

aquecimento do minério de ferro, junto com carvão (carbono) e ar atmosférico em uma série de reações de oxirredução. O produto é chamado de ferro-gusa e contém cerca de 3,3% de carbono. Uma forma de eliminar o excesso de carbono é a oxidação a partir do aquecimento do ferro-gusa com gás oxigênio puro. Os dois principais produtos formados são aço doce (liga de ferro com teor de 0,3% de carbono restante) e gás carbônico. As massas molares aproximadas dos elementos carbono e oxigênio são, respectivamente, 12 g/mol e 16 g/mol. Considerando que um forno foi alimentado com 2,5 toneladas de ferro-gusa, a massa de gás carbônico formada, em quilogramas, na produção de aço doce, é mais próxima de:

a) 28 b) 75 c) 175 d) 275 e) 303

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274) (ENEM 2018) As indústrias de cerâmica utilizam argila para produzir artefatos como tijolos e telhas. Uma amostra de argila contém 45% em massa de sílica (SiO2) e 10% em massa de água (H2O). Durante a secagem por aquecimento em uma estufa, somente a umidade é removida. Após o processo de secagem, o teor de sílica na argila seca será de

a) 45%. b) 50%. c) 55%. d) 90%. e) 100%.

275) (ENEM 2018) Objetos de prata sofrem escurecimento devido à sua reação com enxofre. Estes materiais recuperam seu brilho característico quando envoltos por papel alumínio e mergulhados em um recipiente contendo água quente e sal de cozinha. A reação não balanceada que ocorre é:

2 (s) (s) 2 3(s) (s)Ag S A A S Ag

Dados da massa molar dos elementos (g mol-1): Ag=108; S=32.

UCKO, D. A. Química para as ciências da saúde: uma introdução à química geral, orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1995 (adaptado).

Utilizando o processo descrito, a massa de prata metálica que será regenerada na superfície de um

objeto que contém 2,48 g de 2Ag S é

a) 0,54 g. b) 1,08 g. c) 1,91 g. d) 2,16 g. e) 3,82 g.

276) (ENEM 2017) No Brasil, os postos de combustíveis comercializavam uma gasolina com cerca de 22% de álcool anidro. Na queima de 1 litro desse combustível são liberados cerce de 2 kg de CO2 na atmosfera. O plantio de árvores pode atenuar os efeitos dessa emissão de CO2. A quantidade de carbono fixada por uma árvore corresponde a aproximadamente 50% de sua biomassa seca, e para cada 12 g de carbono fixados, 44 g de CO2 são retirados da atmosfera. No

Brasil, o plantio de eucalipto (Eucalyptus grandis) é bem difundido, sendo que após 11 anos essa árvore pode ter a massa de 106 kg dos quais 29 kg são água. Um única árvore de Eucalyptus grandis, com as características descritas, é capaz de fixar a quantidade de CO2 liberada na queima de um volume dessa gasolina mais próximo de

a) 19 L. b) 39 L. c) 71 L. d) 97 L. e) 141 L.

277) (ENEM 2016) A minimização do tempo e custo de

uma reação química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, caracteriza a eficiência de um processo químico. Como consequência, produtos podem chegar ao consumidor mais baratos. Um dos parâmetros que mede a eficiência de uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %), definido como

produto

reagente limitante

nR 100

n

em que n corresponde ao número de mols. O metanol

pode ser obtido pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, conforme a equação química:

3 3CH Br NaOH CH OH NaBr

As massas molares (em g/mol) desses alimentos são: H=1; C=12; O=16; Na=23; Br=80. O rendimento molar da reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 142,5 g de brometo de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é mais próximo

de

a) 22%. b) 40%. c) 50%. d) 67%. e) 75%.

278) (ENEM 2016) As emissões de dióxido de carbono (CO2) por veículos são dependentes da constituição de cada tipo de combustível. Sabe-se que é possível determinar a quantidade emitida de CO2 a partir das massas molares do carbono e do oxigênio, iguais a 12 g/mol e 16 g/mol, respectivamente. Em uma viagem de férias, um indivíduo percorreu 600 km em um veículo que consome um litro de gasolina a cada 15 km de percurso. Considerando que o conteúdo de carbono em um litro dessa gasolina é igual a 0,6 kg a massa de CO2 emitida pelo veículo no ambiente, durante a viagem de férias descrita, é igual a

a) 24 kg. b) 33 kg. c) 40 kg. d) 88 kg. e) 147 kg.

279) (ENEM 2015) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante utilizado nesse

processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de um minério denominado esfalerita (ZnS) de pureza 75%. Considere que a conversão do minério em zinco

metálico tem rendimento de 80% nesta sequência de

equações químicas:

2 2

2

2 ZnS 3 O 2 ZnO 2 SO

ZnO CO Zn CO

Considere as massas molares: ZnS (97 g/mol); O2 (32 g/mol); ZnO (81 g/mol); SO2 (64 g/mol); CO (28 g/mol) CO2 (44 g/mol) e Zn (65 g/mol). Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfalerita?

a) 25

b) 33

c) 40

d) 50

e) 54

13

280) (ENEM 2015) O cobre presente nos fios elétricos e instrumentos musicais é obtido a partir da ustulação do minério calcosita (Cu2S). Durante esse processo, ocorre o aquecimento desse sulfeto na presença de oxigênio, de forma que o cobre fique ―livre‖ e o enxofre se combine com o O2 produzindo SO2 conforme a equação química:

2 2 2Cu S(s) O (g) 2Cu( ) SO (g)

As massas molares dos elementos Cu e S são,respectivamente, iguais a 63,5 g/mol e 32 g/mol.

CANTO, E. L. Minerais, minérios, metais: de onde vêm?, para onde vão? São Paulo: Moderna, 1996 (adaptado).

Considerando que se queira obter 16 mols do metal em uma reação cujo rendimento é de 80% a massa, em gramas, do minério necessária para obtenção do cobre é igual a

a) 955. b) 1.018. c) 1.590. d) 2.035. e) 3.180.

281) (ENEM 2014) O cobre, muito utilizado em fios da rede elétrica e com considerável valor de mercado, pode ser encontrado na natureza na forma de calcocita, Cu2S(s), de massa molar 159 g/mol. Por

meio da reação Cu2S (s) + O2(g) → 2Cu(s) + SO2(g), é possível obtê-lo na forma metálica. A quantidade de matéria de cobre metálico produzida a partir de uma tonelada de calcocita com 7,95% (m/m) de pureza é

a) 1,0 x 103 mol. b) 5,0 x 102 mol. c) 1,0 x 100 mol. d) 5,0 x 10-1 mol.

b) 4,0 x 10-3 mol.

282) (ENEM 2014) Grandes fontes de emissão do gás

dióxido de enxofre são as indústrias de extração de

cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1).

3(s) 2(g) 3(s) 2(g)CaCO SO CaSO CO (1)

Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na

equação (2). Essa etapa é de grande interesse

porque o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas.

3(s) 2(g) 4(s)2 CaSO O 2 CaSO (2)

As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12 g/mol; 16 g/mol, 32 g/mol e 40 g/mol respectivamente.

BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman. 2002 (adaptado).

Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de

a) 4. b) 108. c) 122. d) 136. e) 245.

283) (ENEM 2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média de massa da pasta residual de uma bateria usada é de 6kg, onde

19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb. Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que os compostos de chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente. Para reduzir o problema das emissões de SO2(g), a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato presente no PbSO4 é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na2CO3) 1M a 45°C, em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo, o material segue para a fundição para obter o chumbo metálico.

PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4

Dados: Massas Molares em g/mol Pb = 207; S = 32;Na = 23; O = 16; C = 12

ARAÚJO, R.V.V.; TINDADE, R.B.E.; SOARES, P.S.M. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: estudo de caso.

Disponível em: http://www.iqsc.usp.br.Acesso em: 17 abr. 2010 (adaptado).

Segundo as condições do processo apresentado para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviação por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, em quilogramas, de PbCO3 é

obtida?

a) 1,7 kg

b) 1,9 kg

c) 2,9 kg

d) 3,3 kg

e) 3,6 kg

284) (ENEM 2012) Pesquisadores conseguiram produzir grafita magnética por um processo inédito em forno com atmosfera controlada e em temperaturas elevadas. No forno são colocados grafita comercial em pó e óxido metálico, tal como CuO. Nessas condições, o óxido é reduzido e ocorre a oxidação da grafita, com a introdução de pequenos defeitos, dando origem à propriedade magnética do material.

VASCONCELOS, Y. ―Um imã diferente‖. Disponível em: http://revistapesquisafapesp.com.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado)

Considerando o processo descrito com um rendimento de 100%, 8 g de CuO produzirão uma massa de CO2 igual a Dados: Massa molar em g/mol: C=12; O=16; Cu=64.

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a) 2,2g.

b) 2,8g.

c) 3,7g.

d) 4,4g.

e) 5,5g.

285) (ENEM 2018) Pesquisadores desenvolveram uma nova e mais eficiente rota sintética para produzir a substância atorvastatina, empregada para reduzir os níveis de colesterol. Segundo os autores, com base nessa descoberta, a síntese da atorvastatina cálcica (CaC66H68F2N4O10, massa molar igual a 1.154 g/mol) é realizada a partir do éster 4-metil-3-oxopentanoato de metila (C7H12O3 , massa molar igual a 144 g/mol).

Unicamp descobre nova rota para produzir medicamento mais vendido no mundo. Disponível em: www.unicamp.com.br. Acesso em: 26 out. 2015 (adaptado).

Considere o rendimento global de 20% na síntese de atorvastatina cálcica a partir desse éster, na proporção de 1:1.

Simplificadamente, o processo é ilustrado na figura.

VIEIRA, A. S. Sintese total da atorvastatina cálcica. Disponível em: http://ipd-farma.org.br. Acesso em: 26 out. 2015 (adaptado).

Considerando o processo descrito, a massa, em grama, de atorvastatina cálcica obtida a partir de 100 g do éster é mais

próxima de

a) 20. b) 29. c) 160. d) 202. e) 231.

286) (ENEM 2014) O bisfenol-A é um composto que serve de matéria-prima para a fabricação de polímeros utilizados em

embalagens plásticas de alimentos, em mamadeiras e no revestimento interno de latas. Esse composto está sendo banido em diversos países, incluindo o Brasil, principalmente por ser um mimetizador de estrógenos (hormônios) que, atuando como tal no organismo, pode causar infertilidade na vida adulta. O bisfenol-A (massa molar igual a 228 g/mol) é

preparado pela condensação da propanona (massa molar igual a 58 g/mol) com fenol (massa molar igual a 94 g/mol), em meio ácido, conforme apresentado na equação química.

Considerando que, ao reagir 580 g de propanona com 3760 g de fenol, obteve-se 1,14 kg de bisfenol-A, de acordo com a reação descrita, o rendimento real do processo foi de

a) 0,025%.

b) 0,05%.

c) 12,5%.

d) 25%.

e) 50%.

15

287) (ENEM 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:

2 2 4 2 4 2 4 2 4 25 H O (aq) 2 KMnO (aq) 3 H SO (aq) 5 O (g) 2 MnSO (aq) K SO (aq) 8 H O ( )

ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill, 1992.

De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a

a) 2,0 x 100 mol. b) 2,0 x 10-3 mol. c) 8,0 x 10-1 mol. d) 8,0 x 10-4 mol.

e) 5,0 x 10-3 mol.

288) (ENEM 2017) O ácido acetilsalicílico, AAS (massa molar igual a 180 g/mol), é sintetizado a partir da reação do ácido salicílico (massa molar igual a 138 g/mol) com anidrido acético, usando-se ácido sulfúrico como catalisador, conforme a equação química:

Após a síntese, o AAS é purificado e o rendimento final é de aproximadamente 50%. Devido às suas propriedades

farmacológicas (antitérmico, analgésico, anti-inflamatório, antitrombótico), o AAS é utilizado como medicamento na forma de comprimidos, nos quais se emprega tipicamente uma massa de 500 mg dessa substância.

Uma indústria farmacêutica pretende fabricar um lote de 900 mil comprimidos, de acordo com as especificações do texto. Qual é a massa de ácido salicílico, em kg que deve ser empregada para esse fim?

a) 293 b) 345 c) 414 d) 690 e) 828

289) (ENEM 2016) Climatério é o nome de um estágio no processo de amadurecimento de determinados frutos, caracterizado pelo aumento do nível da respiração celular e do gás etileno (C2H4). Como consequência, há o escurecimento do fruto, o que representa a perda de muitas toneladas de alimentos a cada ano. É possível prolongar a vida de um fruto climatérico pela eliminação do etileno produzido. Na indústria, utiliza-se o permanganato de potássio (KMnO4) para oxidar o etileno a

etilenoglicol (HOCH2CH2OH), sendo o processo representado de forma simplificada na equação:

4 2 4 2 2 2 22 KMnO 3 C H 4 H O 2 MnO 3 HOCH CH OH 2 KOH

O processo de amadurecimento começa quando a concentração de etileno no ar está em cerca de 1,0 mg de C2H4 por kg de ar. As massas molares dos elementos H, C, O, K e Mn são, respectivamente, iguais a 1 g/mol, 12 g/mol, 16 g/mol, 39 g/mol e 55 g/mol. A fim de diminuir essas perdas, sem desperdício de reagentes, a massa mínima de KMnO4 po kg de ar é mais próxima de

a) 0,7 mg. b) 1,0 mg. c) 3,8 mg. d) 5,6 mg. e) 8,5 mg.

16

246 247 248 249 250 251 252 253 254 255 256 257 258 259 260 261 262 263

B C A B C E B B D C C D D D D B D D

264 265 266 267 268 269 270 271 272 273 274 275 276 277 278 279 280 281

B C B C E D B D D D B D C D D C C A

282 283 284 285 286 287 288 289

C C A C E D D C