Química - Apostila - Aula 13
35 Pages • 9,175 Words • PDF • 1.9 MB
Uploaded at 2021-09-24 07:12
This document was submitted by our user and they confirm that they have the consent to share it. Assuming that you are writer or own the copyright of this document, report to us by using this DMCA report button.
QUÍMICA
Estequiometria – Parte II
SISTEMA DE ENSINO
Livro Eletrônico
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II
Sumário
Andrei Kaiser
Apresentação. . .................................................................................................................................. 3 Estequiometria II. . ............................................................................................................................ 4 1. Reações Químicas com Substâncias Impuras........................................................................ 4 2. Reagentes em Excesso e Limitantes....................................................................................... 6 2.1. Determinação do Reagente Limitante.................................................................................. 9 2.2. Cálculo Estequiométrico com Reagentes Limitantes. . ................................................... 10 Mapa Mental................................................................................................................................... 20 Questões de Concurso...................................................................................................................21 Gabarito............................................................................................................................................ 34
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
2 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Apresentação Olá, querido(a) aluno(a)! Espero que esteja tudo bem com você, vamos seguir firme com o seu objetivo de ingresso como Papiloscopista. A luta é grande, sei que as vezes bate aquele desespero, mas tenha certeza que estou aqui torcendo pelo seu sucesso e disposto a te ajudar da melhor maneira possível. Então levanta, sacode a poeira e vamos juntos dar a volta por cima. Chegamos à aula 13, nela estudaremos reagente limitante e em excesso de uma; reações com substâncias impuras e o rendimento de reação
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
3 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
ESTEQUIOMETRIA II 1. Reações Químicas com Substâncias Impuras A maior parte das reações apresentam reagentes com uma porcentagem de impurezas. Portanto, devemos considerar o grau de pureza das substâncias nos cálculos estequiométricos. A pureza de um reagente é encontrada pela razão entre a massa de substância pura (mpura) e a massa total da substância (mtotal). Podemos usar como exemplo, o minério calcário (Carbonato de Cálcio – CaCO3) que a cada 100g da substância 20g são impurezas, sobrando 80g se substância pura, o grau de pureza pode ser calculado da seguinte maneira: p = 80g/100g 0,8 Com isso, toda reação que apresente reagentes com impurezas, devem ser levadas em consideração antes de realizar os cálculos estequiométricos, no caso do carbonato de cálcio acima, temos que considerar que apenas 80g ou 80% irão efetivamente reagir. Exemplo: Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida. Dados: Massas molares: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol. 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) Solução: 120 g é a massa total da amostra e corresponde a 100%. Nessa amostra, somente 80% da massa total é magnésio. Logo: 120 g ---- 100% x ---------- 80% x = (80% x 120 g)/100% → x = 96 g de Mg (s) Determinada a massa de magnésio na amostra, podemos calcular a massa do produto formado: 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) 2 mol 1 mol 2 mol 2 x 24 g ---------------- 2 x 40 g 96 g ---------------------- y y = (96 g x 80 g)/48 g → y = 160 g de MgO (s)São as leis que estabelecem de forma geral a relação da massa dos compostos em uma reação química, os produtos e reagentes são formados de matéria, portanto apresentam massa, com isso as leis ponderais preveem exatamente para as relações entre as massas dessas substâncias.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
4 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
001. (INSTITUTO AOCP/2018/ITEP-RN/Perito Criminal - Químico). O gás mais abundante em
nossa atmosfera é o nitrogênio. Mas, devido a sua estabilidade, animais e a maioria das plantas não conseguem metabolizá-lo. Dessa forma, uma maneira de transformar o nitrogênio da natureza num elemento aproveitável pelas plantas é transformá-lo em sulfato de amônio, por exemplo. A porcentagem aproximada, em massa, de nitrogênio nesse composto é de: a) 10,6%. b) 21,2%. c) 31,8%. d) 42,4%. e) 53,0%.
Massa molar de (NH4)2SO4= 132 g/mol Massa de N= 2 x 14= 28 g/mol 132g de (NH4)2SO4------- 100% 28g de N ------- x x= 21,2% Letra b. 002. (UFU-MG/2017/UFU-MG/Técnico de Laboratório/Fitotecnia). Qual a porcentagem de co-
bre no sulfato de cobre pentahidratado puro (CuSO4.5H2O), considerando que este sal tem pureza de 95%? a) 25,45 b) 24,17 c) 21,75 d) 15,45
Vamos utilizar 1 mol do sal como base de cálculo Massa molecular do (CuSO4.5H2O) = 249,5 g/mol A Pureza total é de 95% ou 0,95, então massa total da amostra considerando um mol do sal. = 262,63 gramas A porcentagem de massa do cobre em relação a 1 mol do sal 63,5/262,63 = 24,17%. Letra b.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
5 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
2. Reagentes em Excesso e Limitantes O reagente em excesso é aquele que está em uma quantidade estequiométrica superior à dos demais reagentes. Ou seja, ele é chamado de reagente em excesso porque não vai ser inteiramente consumido na reação. Isso porque os demais reagentes não existem na reação em quantidades suficientes para consumi-lo. Em contrapartida, o reagente limitante é aquele que está em proporção estequiométrica insuficiente. Ele é o reagente que será inteiramente consumido se o rendimento da reação for máximo. Devemos lembrar que para o cálculo com reagentes em excesso e limitante existem duas prerrogativas: • A quantidade de produto formada só depende da quantidade do reagente limitante. • O reagente em excesso não é inteiramente consumido na reação. Esse conceito pode ser observado em algumas questões como a seguir.
003. (INSTITUTO/AOCP/2020/Prefeitura de Novo Hamburgo/RS/ Engenheiro Químico). Este-
quiometria é o cálculo da quantidade das substâncias envolvidas em uma reação química. A razão estequiométrica dos reagentes é naturalmente fixa, portanto, se uma quantidade em excesso de qualquer um dos reagentes estiver presente além dessa razão estequiométrica, a) a reação ficará estagnada desde o início, pois a estequiometria da reação não foi respeitada. b) haverá excesso de produto, que deverá, então, ser descartado. c) a reação não ocorrerá em nenhum momento e, consequentemente, o produto não será formado. d) haverá excesso de produto e pode-se dizer então que a eficiência da reação química é maior. e) o excesso permanecerá sem reagir.
A – Errada. “A reação ficará estagnada desde o início, pois a estequiometria da reação não foi respeitada.” A reação não fica estagnada, ocorre com as quantidades estequiométricas estabelecidas, ou seja, o que estiver em excesso não participa da reação. B – Errada. “Haverá excesso de produto, que deverá, então, ser descartado.” A quantidade de produto é constante e depende sempre das quantidades estequiométricas estabelecidas para cada reação, também não faz sentido descartar produto excedente, já que é o objetivo da reação. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
6 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
C – Errada. “A reação não ocorrerá em nenhum momento e, consequentemente, o produto não será formado.” A reação ocorre até o momento em que todo reagente limitante seja consumido, havendo sim a formação de uma certa quantidade de produto. D – Errada. “Haverá excesso de produto e pode-se dizer então que a eficiência da reação química é maior.” Pela lei de Lavoisier, a massa inicial dos reagentes é igual massa final nos produtos, portanto nunca existe excesso de produtos formados e a eficiência não se altera. E– Certa. “O excesso permanecerá sem reagir.” Apenas as quantidades estequiométricas participam de uma reação, o excesso não faz parte do processo. Letra e. 004. (CESGRANRIO/2012/Petrobras/Engenheiro de Processamento Júnior/2012). A transes-
terificação é muito empregada atualmente para a produção de biodiesel a partir de óleos e gorduras. Nessa reação, catalisada por hidróxido (NaOH ou KOH), um óleo vegetal reage com um álcool (metanol ou etanol). Nesse processo, normalmente, o agente limitante e o reagente em excesso são, respectivamente, a) etanol e o NaOH b) etanol e o óleo c) NaOH e o etanol d) óleo e o NaOH e) óleo e o etanol
As reações de transesterificação são principalmente utilizadas na obtenção do biodiesel, que é um biocombustível usado no lugar do diesel, mas com o benefício de poluir menos o meio ambiente. Nesses tipos reação o álcool utilizado em excesso, pois tem menor ponto de ebulição, com isso a reação se processa com um melhor rendimento. Letra e. 005. (CESPE/2013/SEDUC-CE/PROFESSOR PLENO I – QUÍMICA) Objetivando estudar a Lei
Ponderal de Lavoisier, um estudante realizou o experimento esquematizado a seguir, em que o líquido do frasco A corresponde a uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) e o sólido contido no frasco B representa uma amostra de carbonato de sódio (Na2CO3).
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
7 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Ao final do processo o estudante notou, pela leitura no visor da balança, que a massa resultante era diferente da massa inicial. No contexto do experimento, essa situação foi verificada porque a) houve excesso de um dos reagentes empregados, o que não é previsto pela Lei de Lavoisier. b) é necessário que o sistema seja fechado, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante. c) os reagentes devem se encontrar na mesma fase de agregação, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante. d) a Lei de Lavoisier não é válida para reações efetuadas em soluções aquosas. e) a Lei de Lavoisier só é válida nas condições padrão de temperatura e pressão.
Lei de Lavoisier: “Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.” A – Errada. “Houve excesso de um dos reagentes empregados, o que não é previsto pela Lei de Lavoisier.” Pela lei de Lavoisier o reagente em excesso é parcialmente consumido na reação até a quantidade estequiométrica do limitante seja atingida, por isso ainda continua obedecendo a lei da conservação das massas. B – Certa. “É necessário que o sistema seja fechado, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante,” O sistema fechado garante a não interferência do meio externo no sistema, os gases por exemplo continuam participando da reação, pois não “escapam” do ambiente reativo. C – Errada. “Os reagentes devem se encontrar na mesma fase de agregação, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante.” A Lei de Lavoisier independe dos estados físicos de cada reagente aplicando-se sempre. D – Errada. “A Lei de Lavoisier não é válida para reações efetuadas em soluções aquosas.” Como falado na explicação da alternativa anterior, a lei de Lavoisier se aplica a todas as fases que se encontram os reagentes. E – Errada. “A Lei de Lavoisier só é válida nas condições padrão de temperatura e pressão.”
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
8 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
A Lei de Lavoisier é válida em diferentes condições ambientais, não fazendo restrições quanto à pressão e temperatura. Letra b.
2.1. Determinação do Reagente Limitante A determinação do reagente limitante é de suma importância para se calcular as quantidades de produtos formadas e a massa consumida do reagente em excesso. Devemos seguir alguns passos para a determinação o reagente limitante, para isso vou utilizar o exemplo a seguir Na reação de oxidação do cobre metálico, temos 24g do metal reagindo com 10g de Oxigênio. 2 Cu + O2 → 2 CuO Qual é o reagente limitante e qual está em excesso? Precisamos primeiramente saber quais as quantidades estequiométricas ideais em massa entre os reagentes. Para isso utilizamos a massas atômicas de cada um dos elementos participantes da reação. Cu = 63,5 g/mol O = 16 g/mol Então: CuO = 79,5 g/mol A equação balanceada informa a que dois mols de Cobre (Cu) reagem com um mol de Gás Oxigênio (O2) para formar dois mols de Óxido de Cobre II (CuO). Então são 127g de Cu que reagem com 32 g de O2 fomando 159 g de CuO. Com isso basta realizar uma regra de três com um dos reagentes para calcular a quantidade estequiométrica do outro, nas proporções ideais. 127g de Cu ———– 32g de O2 24g de Cu ———- x g de O2 x = 6,0 g de O2 Concluímos que 24,0g de Cobre reagem com 6,0g de Oxigênio. Porém, temos 10,0g de Oxigênio. Com isso são 4g de Oxigênio que estão em excesso e não participam da reação, portanto o reagente limitante é o Cobre. O contrário também pode ser feito para se determinar o reagente limitante. Dessa vez a quantidade de cobre será a incógnita, e assim calculamos a quantidade para reagir com 10g de Gás Oxigênio: 127g de Cu ———– 32g de O2 xg de Cu ———- 10 g de O2 x = 39,7g de Cu
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
9 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Então a reação de 10g de O2 necessitam de quase 40g de Cu, porém temos 24g. Por isso, o Cobre é o reagente limitante.
2.2. Cálculo Estequiométrico com Reagentes Limitantes O próximo passo é realizar os cálculos das quantidades de produtos formados por meio da quantidade estequiométrica do reagente limitante. Lembrando que a quantidade de produto formada depende apenas do reagente limitante, pois é a sua quantidade que será consumida primeiramente, não tendo mais o reagente em excesso com quem reagir. Vou utilizar o exemplo anterior: Na reação de oxidação do cobre metálico, temos 24g do metal reagindo com 10g de Oxigênio. 2 Cu + O2 → 2 CuO Qual a quantidade de CuO formada? Já sabemos que o Cobre é o reagente limitante. Portanto, deve-se utilizar a massa de cobre para os cálculos, e não a quantidade de oxigênio. Agora fazemos a regra de três para calcular a quantidade de produto formada. 127g de Cu ———- 159g de CuO 24 g de Cu ———- xg de CuO x = 30g de CuO Com isso a quantidade de produto formada é de 30g.
006. (IDECAM/2019/IF-PB/TÉCNICO EM LABORATÓRIO/QUÍMICA/ADAPTADA) O reagen-
te limitante de uma reação é o reagente que determina o rendimento máximo do produto. Identifique o regente limitante e o excesso, da seguinte reação, sabendo que: 2 mols de A2 reagem com 9 mols de B2 para formar 4AB3. A2 + 3B2 → 2AB3 a) B; 0,5 mols de excesso b) A; 1 mol de excesso c) B; 3 mols de excesso d) A; 3 mols de excesso e) A; 2 mols de excesso
Primeiramente devemos conferir a lei das proporções da equação geral da reação supracitada: A2 + 3B2 → 2AB3
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
10 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Para definirmos a proporção basta contar o número de mols de cada substância ao final do balanceamento. 1A2 + 3B2 → 2AB3 A substância “A2” possui 1 mol ao final da reação. A2 + 3B2 → 2AB3 A substância “B2” possui 3 mols ao final da reação. A2 + 3B2 → 2AB3 Já o produto “AB3” possui 2 mols ao final da reação. Com isso a proporção fica: 1:3:2 A questão informa como se procedeu a reação: “sabendo que: 2 mols de A reagem com 9 mols de B para formar 4AB3.” A quantidade de mols do produto AB3 é de 4 mols, isto significa que dobrou a sua produção em relação a equação geral, que era de 2 mols. Para que se chegue ao dobro de produtos, devemos obrigatoriamente dobrar as quantidades de mols dos reagentes. Ficando assim a equação devidamente balanceada: 2A2 + 6B2 → 4AB3 Temos então 6 mols da substância B2, porém foram inseridos 9 mols da mesma na reação, com isso então existem 3 mols de B2 “sobrando”, ou seja, em excesso. Letra c.
007. (CESGRANRIO/2019/UNIRIO/Técnico de Laboratório/ Química). Em uma unidade indus-
trial, é feita a seguinte reação química:
Nessa unidade, adicionaram-se 440 kg de FeS e 146 kg de HCl. Admitindo-se que o reagente limitante foi totalmente consumido, a massa de reagente em excesso, em kg, que não participou da reação é igual a
a) 176 b) 219 c) 264 d) 352 e) 365
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
11 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Vamos primeiro determinar os reagentes em excesso e limitantes da reação, para isso devemos nos basear na equação geral:
A proporção é definida contando o número de mols de cada substância ao final da reação. 1FeS + 2 HCl FeCl2 +H2S Nos reagentes temos 1 mol de Sulfeto de Ferro II (FeS) para cada 2 mols de Ácido clorídrico (HCl). 1FeS + 2 HCl 1FeCl2 +1H2S A proporção das substâncias produzidas é de 1 mol de Cloreto de Ferro II ( FeCl2) e 1 mol de Ácido Sulfídrico (H2S). Ficando assim a proporção real da reação: 1:2:1:1 A reação ocorreu da seguinte maneira: “Nessa unidade, adicionaram-se 440 kg de FeS e 146 kg de HCl.” A quantidade dos reagentes está na unidade de massa quilogramas (kg), devemos transformar essa massa em números de mols para que possamos determinar o reagente limitante. Para isso utilizamos os dados fornecidos na questão.
Uma dica muito útil é não se preocupar em transformar de g para kg, pois a proporção não muda. Isso quer dizer que o FeS tem 88g ou 88kg para cada mol ou kmol e que HCl possui 36,5 g ou 36,5kg para cada mol ou kmol. Então a proporção correta em massa nos reagentes é: 1FeS + 2 HCl Nessa unidade, adicionaram-se 440 kg de FeS e 146 kg de HCl.” Vamos agora encontrar a quantidade de mol de cada reagente bastando dividir a quantidade utilizada na reação pela quantidade indicada pela correta proporção. FeS:
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
12 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
HCl:
Lembrando que a correta proporção é de 1 kmol de de FeS para cada 2 kmols de HCl. Podemos chegar a conclusão que deveriam ter apenas 2 kmol de FeS e não 5 kmols. Estando então o FeS em excesso de 3kmols, essa quantidade em massa é calculada multiplicando por 88kg/kmol. Massa em excesso: 88kg/kmol x 3kmol = 264kg Letra c. 008. (QUADRIX/2013/CRQ 4ª REGIÃO-SP/FISCAL) O hexano (C6H14) queima ao ar (O2)
para formar CO2 e H2O. De acordo com essa informação, responda à questão abaixo. Se 215g de hexano são misturados com 215g de O2, as massas de CO2 e H2O produzidas na reação são, respectivamente: a) 187g e 89,2g. b) 178g e 82,9g. c) 189g e 93g. d) 190g e 90g. e) 180g e 90g.
A queima de um composto orgânico é representada pela reação deste com o gás oxigênio (O2) formando o gás carbônico (CO2) e água (H2O). C6H14 + O2 CO2 + H2O O próximo passo é efetuar o balanceamento da equação. Primeiro igualamos o número de carbonos dos reagentes inserindo o coeficiente 6 no CO2 nos produtos. C6H14 + O2 6CO2 + H2O Para igualar a quantidade de hidrogênio colocamos o coeficiente 7 à frente da molécula de água. C6H14 + O2 6CO2 + 7H2O Os químicos de plantão se utilizam da fração por 2 para alcançar o balanceamento do oxigênio, como assim? Basta contar a quantidade de oxigênio nos produtos e fracioná-lo por dois na frente do O2. No 6CO2 temos (6x2)O, então são 12, já no 7H2O são (7O). No total são 19 oxigênios, com isso coloca-se ( ) no gás oxigênio. C6H14 +
O2 6CO2 + 7H2O
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
13 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Pela equação balanceada podemos calcular as quantidades estequiométricas entres os reagentes. Massa molar: C = 12u O =16 u H = 1u 1 mol de Hexano (C6H14): [(6x12)+(14x1)] = (72) + (14) = 86g mols de Gás oxigênio (O2):
Agora efetuamos a regra de três para determinar a o reagente limitante. 86g de C6H14 ———- 304g de O2 215 g de C6H14———- xg de O2 x = 760g de O2 Como calculado, para cada 215g de C6H14 deveríamos ter 760g de O2, então temos pouco oxigênio (215g) na reação, sendo ele o reagente limitante. Portanto devemos realizar a regras de três das quantidades dos produtos utilizando as massas de O2. Massa de 6CO2: 6x[12 +(16x2)] = 6 x [12+32] 6 x [44] = 264g 264g de CO2 ———- 304g de O2 xg de CO2 ———- 215g de O2 x = 186,7g de CO2 aproximadamente 187g. Massa de 7H2O: 7 x (2+16) = 7 x (18) 126g de H2O 126g de H2O ———- 304g de O2 xg de H2O ———- 215g de O2 x = 89,2g de CO2 Como calculado, para cada 215g de C6H14 deveríamos ter 760g de O2, então temos pouco oxigênio na reação, sendo ele o reagente limitante. Portanto devemos realizar a regras de três das quantidades dos produtos utilizando as massas de O2. Letra a.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
14 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
009. Os processos oxidativos no organismo humano ocorrem a todo momento. Um exemplo é
o processo oxidativo da glicose, segundo a equação não balanceada a seguir: Com base na equação acima, nos conceitos de estequiometria e sabendo que M (C) = 12 g/mol, M (H) = 1 g/mol, M (O) = 16 g/mol, assinale a opção correta: a) Segundo a lei da conservação das massas, a massa total presente ao final da reação química é a mesma massa total do início da reação; b) No processo oxidativo de degradação da glicose, será feita 50 mols de oxigênio (O2) para consumir totalmente 10 mols de glicose; c) A oxidação de 180 g de glicose formará 180 g de água; d) Se 8 mols de glicose primeiro para reagir com 40 mols de O2, uma massa de glicose empregada deve ser utilizada para o cálculo de rendimento real, uma vez que a glicose é o reagente limitante nessa reação química, ou seja, é a substância que está em excesso e não será consumida totalmente na reação.
A – Certa. “Segundo a lei da conservação das massas, a massa total presente ao final da reação química é a mesma massa total do início da reação.” Parabéns para a perfeita definição da lei de Lavoisier, também conhecida como Lei da conservação das massas, contida na alternativa A. Como já sabemos a alternativa correta, agora é a hora aprendermos com os erros, nesse caso com as alternativas erradas. Para isso vamos efetuar o balanceamento da equação de oxidação da glicose. Primeiro igualamos o número de carbonos dos reagentes inserindo o coeficiente 6 no CO2 nos produtos. C6H12O6 + O2 6CO2 + H2O Para igualar a quantidade de hidrogênio colocamos o coeficiente 6 à frente da molécula de água. C6H12O6 + O2 6CO2 + 6H2O Devemos contar a quantidade de oxigênio nos produtos e completar com o coeficiente na frente do O2 nos reagentes. No 6CO2 temos 12O e no 6H2O são 6O, contabilizando 18 Oxigênios, como já temos 6O no C6H12O6 faltam então 12 Oxigênios, resolvemos isso inserindo o coeficiente 6 no gás oxigênio (O2). C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
15 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Agora podemos resolver as alternativas. B – Errada. “No processo oxidativo de degradação da glicose, será feita 50 mols de oxigênio (O2) para consumir totalmente 10 mols de glicose;” Na equação balanceada podemos identificar a proporção de 1 mol de C6H12O6 para cada 6 mols de O2. Então 10 mols de glicose precisam reagir com no mínimo 60 mols de oxigênio. C – Errada. “A oxidação de 180 g de glicose formará 180 g de água;” Realizando o cálculo da massa molecular da glicose C6H12O6: (6x12) + (12x1) + (6x16) 72u + 12u + 96u = 180g/mol Portanto 180g de glicose (1 mol) forma 6mols de H2O, que correspondem a 108g de água. D – Errada. “Se 8 mols de glicose primeiro para reagir com 40 mols de O2, uma massa de glicose empregada deve ser utilizada para o cálculo de rendimento real, uma vez que a glicose é o reagente limitante nessa reação química, ou seja, é a substância que está em excesso e não será consumida totalmente na reação.” Se forem colocados 8 mols de glicose para reagir, devemos ter no mínimo 6 vezes mais moléculas de gás oxigênio (6x8), totalizando 48 mols, então temos menos gás oxigênio que o necessário (40 mols), sendo assim o O2 reagente limitante. Letra a.
010. (FUNRIO/2014/IF/BA/Técnico de Laboratório/Química). De um modo geral, no laborató-
rio, os reagentes não são misturados na exata proporção exigida pelas reações químicas. Ao contrário, é comum o excesso de um dos reagentes, geralmente o mais barato. Considerando que o iodeto de alumínio é formado pelo aquecimento de alumínio em presença de iodo, representamos esta reação através da equação: Al(s) + I2(s) → AlI3(s) Com base nessas informações, partindo-se de 1,40 moles de Al e 3,00 moles de I₂, o reagente limitante e o rendimento teórico do produto serão respectivamente: a) Al e 2,00 moles. b) I2 e 1,40 moles. c) Al e 1,60 moles. d) I2 e 2,00 moles. e) Al e 1,40 moles.
Como sempre digo, vamos primeiramente balancear a equação da reação: Al(s) + I2(s) → AlI3(s) Nesse caso balanceamos as quantidades das substâncias trocando os valores dos índices do Iodo (I): Al(s) + I2(s) → AlI3(s) O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
16 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
O valor 2 do índice do I2 passa para o AlI3 e o valor do 3 do índice para o AlI3 passa para o I2. Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s) Agora basta ajustar a quantidade de mols do Alumínio (Al), temos 2 mols no AlI3 nos reagentes, então inserimos o valor 2 à frente do Al nos reagentes. 2Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s) Com a equação balanceada podemos determinar o reagente limitante e quantidade de produto formado. A proporção ficou assim para reação: 2:3:2 São 1,40 moles de Al para 3,00 moles de I₂. Ficou fácil para você querido concursando(a), pois para 3 mols de I2 devíamos ter 2 mols de Al. Então a quantidade de I2 está acima do ideal, isto é, está em excesso e por consequência o Al é o reagente limitante. Como a quantidade de mols de Alumínio (Al) é igual à quantidade de mols do Iodeto de Alumínio (AlI3), então serão formando também 1,40 mols de produto. Letra e.
011. (IBFC/2017/SEDUC/MT/Professor de Educação Básica/Ciências Físicas e Biológicas).
Se colocados 100,0 g de Al(s) e 40,0 g de Cr2O3 em alta temperatura, ocorrerá uma reação de oxidação de alumínio seguindo a reação: 2 Al(s) + Cr2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Cr(l) Identifique qual será o reagente limitante desta reação e quantifque (em gramas) o excesso de reagente que permanece sem reagir. Dados: 1 mol de Al = 27 g Al, 1 mol de Cr2O3 = 152,0 g Cr2O3. Assinale a alternativa que possui ambas respostas corretas. a) Cr2O3 e 85,8g de Al; b) Cr2O3 e 0,0035g Al; c) Cr2O3 e 4,5g Cr2O3; d) Al e 4,5g Cr2O3; e) Al e 2,25g Cr2O3.
2 Al(s) + Cr2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Cr(l) A Proporção dos reagentes é de 2:1 2 mols de Al = 54g 1 mol de Cr2O3= 152g
Vamos determinar o reagente limitante:
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
17 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
54g de Al(s) --------- 152g de Cr2O3(s) 100g de Al(s) --------------- xg de Cr2O3(s) x=281,5g de Cr2O3(s) Para cada 100g de Al(s) deveríamos ter 281,5g de Cr2O3(s), então temos pouco Cr2O3 (40g) na reação, sendo ele o reagente limitante. Portanto devemos realizar a regras de três das quantidades dos produtos utilizando as massas de Cr2O3. 54g de Al(s) --------- 152g de Cr2O3(s) xg de Al(s) --------------- 40g de Cr2O3(s) x= 14,2g de Al(s) Do total de 100g reagiram 14,2g, logo o excesso é de 85,8g de Al(s). Letra a. 012. (FUNRIO/2015/UFRB/Químico). Para a ocorrência de uma neutralização, misturam-se
147g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio. Determine a massa do reagente que sobra em excesso após a neutralização (Dadas massas molares: H=1, O=16, Na=23, S=32). a) 177,5 g de Na2SO4. b) 24,5 g de NaOH. c) 24,5 g de H2SO4. d) 122,5 g de H2SO4. e) 120 g de NaOH.
A questão não informa as fórmulas das substâncias e tampouco equação referente à reação, mas como sou bonzinho vou colocar aqui para você. Reagentes: Ácido Sulfúrico H2SO4 (Ácido) Hidróxido de Sódio NaOH (Base) A reação é de neutralização, pois ocorre entre um ácido e uma base, os produtos formados serão sal e água. Produtos Água H2O Sulfato de Sódio Na2SO4 (Sal) Equação geral H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O Para balancear a equação basta igualar a quantidade de sódio (Na) nos reagentes e produtos, para isso colocamos o coeficiente 2 à frente do NaOH. H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O Para finalizar inserimos o coeficiente 2 na molécula de água.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
18 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O Com a equação balanceada, podemos ver que a proporção entre o ácido e a base é de 1 mol para 2 mols. Munido das as massas moleculares de H2SO4 (98g/mol) e NaOH (40g/mol), podemos utilizar a regra de três para determinar as quantidades estequiométricas entre reagentes e produtos. 1 H2SO4 (98g) reage com 2 NAOH (2x40g) 1mol --- 98g H2SO4 x --- 147g x = 1,5 mol de H2SO4 1 mol --- 80g NAOH x --- 100g x = 1,25g NAOH 1,5 - 1,25 = 0,25mol de H2SO4 em excesso. 1mol --- 98g 0,25mol --- x x = 24,5g de H2SO4 em excesso Letra c.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
19 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
MAPA MENTAL
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
20 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
QUESTÕES DE CONCURSO 013. (INSTITUTO AOCP/2018/ITEP/RN/PERITO CRIMINAL/QUÍMICO) A acetanilida é uma
amida secundária, que tem a mesma função do paracetamol, atuando como analgésico e antipirético. Pode ser sintetizada por meio de uma reação da anilina, como apresentado na reação a seguir:
Em um laboratório, a reação apresentada foi conduzida nas condições de temperatura e pressão apropriadas, com a adição de 279 kg de anilina e 204 kg de anidrido acético, ambos com pureza de 100%, em um reator. A reação alcançou rendimento de 80%. A massa, em kg, do reagente em excesso, ao final da reação, é igual a m1. Assinale a alternativa que apresenta o intervalo que contém m1. a) m1 ≤ 30; b) 30 < m1 ≤ 60; c) 60 < m1 ≤ 90; d) 90 < m1 ≤ 120; e) m1 > 120.
Reagentes C6H7N + C4H6O3 (Anilina) (Anidrido Acético) M=93g/mol M=102g/mol 279Kg 204Kg (Excesso): 3000mols 2000mols 2000 --- 100% x ---- 80% x=1600 mols (Que participam da reação) 279Kg ---- 3000 m(exccesso) - 1400(mols não reagem) m(excesso) = 130Kg Letra e. 014. (UFTM/2016/UFTM/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/QUÍMICA) O cloreto de titânio(IV),
TiCl4, é um importante produto químico industrial. Esse pode ser usado tanto na obtenção O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
21 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
do TiO2 quanto de titânio metálico. O TiCl4 pode ser obtido a partir de um minério contendo titânio (TiO2 impuro), utilizado em excesso, com carbono e gás cloro, conforme a equação química a seguir. TiO2(s) + 2 Cl2(g) + C(s) → TiCl4(l) + CO2(g) Considere que a obtenção do TiCl4 seja feita a partir de 852 g de C e 852 g de Cl2. Dados: Cl2 (71 g mol-1 ); C (12 g mol-1 ) e TiCl4 (190 g mol-1 ) O reagente limitante e a massa em gramas de TiCl4 obtida são, respectivamente: a) Cl2 e 2280 g b) C e 71 g c) Cl2 e 1140 g d) C e 13490 g
TiO2(s) + 2 Cl2(g) + C(s) → TiCl4(l) + CO2(g) (2x71)g + 12g 190g 852g de TiO2(s) com 852g de C(s)
Usando o Cl se produz quanto de TiCL4? 142g 190g 852g y y = 1.140g de Cl2 (produziu menos massa, portanto, é o reagente limitante) Utilizando o C se produz quanto de TiCl4? 12g 190g 852 z g z= 13.490 g de TiCl4 (produziu mais massa, portanto é o reagente em excesso) Reagente Limitante: Cl2, pois é com ele que o Ti reage. Regra de Três: 142 g de Cl2 (2x71) ----------- 190 g de TiCl4 852 g de Cl 2 ----------------------- X X = 1140 g. Letra c. 015. (CEPERJ/2013/SEDUC-RJ/PROFESSOR/QUÍMICA) Lagoas onde são despejadas gran-
des quantidades de esgoto sofrem com a proliferação de cianobactérias. Esses micro-organismos produzem cianotoxinas que podem envenenar pessoas. A ingestão de 4 mg de uma toxina de massa molar 415 g.mol-1 pode levar uma pessoa à morte. O número de moléculas dessa toxina que corresponde à dose citada corresponde, aproximadamente, a:
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
22 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
a) 6 x 10 b) 3 x 1021 c) 2 x 1020 d) 2 x 1019 e) 6 x 1018 23
m= 4mg = 0,004g MM= 415g/mol Sabemos que: n= m/MM n= 0,004g/415gmol-1= 9,64x10^-6 mols 1mol----------- 6,02x 10^23 moléculas 9,64x10^-6 mols ------- X X= 6,0x 10^18 moléculas Letra e. 016. (CESGRANRIO/2011/PETROBRAS/TÉCNICO QUÍMICO DE PETRÓLEO JÚNIOR/2011)
Calcário é um minério de carbonato de cálcio utilizado como fundente nos altos-fornos das siderurgias. Com o forte calor, ele se decompõe em óxido de cálcio e gás carbônico. O óxido de cálcio reage com a sílica, formando a escória. Na análise de um calcário, o forte aquecimento da amostra, pesando 30 g, até a decomposição total, deu origem a 13,44 g de óxido de cálcio. A porcentagem de CaCO3 presente nesse calcário é: a) 70% b) 75% c) 80% d) 85% e) 90%
MM(CaCO3) = 100 g/mol MM(CaO) = 56 g/mol Calcula-se a massa de CaCO3 que produz 13,44 g de CaO: CaCO3 CaO + CO2 100 g de CaCO3 56 g de CaO m 13,44 g de CaO m = 100 x (13,44/56) m = 24 g de CaCO3 Por fim, calculamos a porcentagem de CaCO3 em 30 g da amostra: O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
23 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
30 g 100% 24 g %CaCO3 %CaCO3 = 24 x (100/30) %CaCO3 = 80% Letra c. 017. (CESGRANRIO/2014/PETROBRAS/TÉCNICO DE PERFURAÇÃO E POÇOS JÚNIOR) A
um recipiente com 18,7 g de um minério contendo 90% m/m de MgCO3 e o complemento (10% m/m) de impurezas inertes, adiciona-se solução aquosa de ácido sulfúrico suficiente para atacar por completo o carbonato de magnésio de acordo com a equação abaixo: A quantidade, em gramas, de H2SO4 que reage estequiometricamente com o MgCO3 presente no minério é, aproximadamente, igual a:
a) 19,6 b) 23,4 c) 27,2 d) 31,5 e) 35,7
CÁLCULO DA MASSA DE DE MgCO3 PURA 90% de 18,7 = 16,83 g CÁLCULO DO NÚMERO DE MOLS DE MgCO3 n = m/MM n = 16,83/84 n = 0,2 mols CÁLCULO DA MASSA DE H2SO4 n = m/MM 0,2 = m/98 m = 19,6 g Letra c. 018. (COPEVE-UFAL/2012/ALGÁS/Engenheiro). O gás natural normalmente apresenta em sua
composição, um percentual de metano superior a 80% em volume. Considere a reação química de combustão do metano, expressa abaixo e assuma que a reação é completa e sem excesso O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
24 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
de ar. Qual das opções abaixo mostra a quantidade de gás carbônico formada a partir da combustão de 5.000 moles de metano? Valores dos pesos atômicos dos elementos: Valores dos pesos atômicos dos elementos: Elemento -------- Peso atômico (g/mol) Carbono --------- 12,011 Hidrogênio ------ 1,008 Oxigênio -------- 15,999 CH4 + 2O2 - > CO2 + 2H2O a) 176kg. b) 110,2kg. c) 275kg. d) 220,0kg. e) 50,80kg.
Cálculo para o CH4: 16g 1 mol, xg 5000mols x= 80000g ou 80 Kg. Fazendo agora a relação com o dióxido: 16g ---------- 44g, 80 Kg --- xKg CO2 X= 220 Kg Letra d. 019. (FGV/2014/SEDUC/AM/Professor/Química). O aparelho de Kipp é. Trata-se de um dis-
positivo constituído por 3 balões sobrepostos e que foi desenvolvido com o objetivo de se produzir pequenos volumes de gases. Nele, 3 balões comunicam- se entre si por intermédio de terminações cilíndricas, conforme a figura a seguir.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
25 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Em um aparelho de Kipp foram colocados 352 gramas de sulfeto de ferro (II) sobre o qual foram adicionados um total de 219 gramas de ácido clorídrico, para reagirem segundo a equação: FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S A massa máxima de gás sulfídrico que pode ser obtida nesse procedimento é: Dados: Massas molares H = 1g.mol –1 S= 32 g.mol –1 Cl= 35,5 g.mol –1 Fe= 56g.mol –1 a) 68 gramas. b) 102 gramas. c) 136 gramas. d) 204 gramas. e) 571 gramas.
Primeiramente balancear a equação química FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S Agora calcular a estequiometria dos reagentes FeS + 2HCl FeCl2 + H2S MM 88 g + (2 x 36,5) = 200 g + 34 g Determinar o reagente limitante: Deve-se fazer as contas com o reagente que está em falta, ou seja, não com o reagente que em excesso: Se 88 gramas FeS ------------ 73 gramas HCl 352 gramas FeS ---------- M M = 292 g Perceba que 292 gramas de HCl é uma quantidade MAIOR do que a que realmente temos. Ou seja, não é possível reagir todo o FeS colocado. o FeS é o REAGENTE EM EXCESSO. Portante o HCl é o REAGENTE LIMITANTE. Toda, qualquer conta onde os reagentes não estão nas quantidades ideais deverá ser conduzida com base no reagente limitante, se não, estará errado Realizar o cálculo com o reagente limitante. Sendo que 73 gramas HCl ------------- 34 gramas H2S 219 gramas HCl ------------ M M = 102 gramas Letra b.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
26 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
020. (COSEAC/2015/UFF/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/ÁREA: QUÍMICA) Certa amostra pe-
sando 805 g é formada por Na2 SO4. 10 H2 O e 20% de umidade. A percentagem em peso de sódio na amostra úmida é de: Dados: Na=23; S=32; O=16; H=1 a) 7,0. b) 8,0. c) 9,5. d) 10,42. e) 11,42.
Existem 2 mols de Na2SO4: 2Na2 = 23 x 4 = 92g 805g 100% x20% de umidade x = 161g de umidade 161g20% 92g x x = 11,42% Letra e. 021. (FUNRIO/2015/UFRB/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/QUÍMICA) O cloreto de magnésio
tem sido muito usado como uma cura natural para muitos males do corpo humano. Ele pode ser obtido por meio da reação: Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) Quantos gramas de cloreto de magnésio podem ser obtidos quando 140 g de magnésio reagem com 355 g de ácido clorídrico? Dados: massas atômicas: H = 1 u; Mg = 24 u; Cl, 35,5 u a) 24. b) 71. c) 120. d) 554,2. e) 475.
Partindo do princípio que o reagente limitante é o HCl !!!!! 73 g de HCl 95 g de MgCl2 355 g de HCl x x = 461,98 g ou 475 g (aproximadamente). Letra e. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
27 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
022. (VUNESP/2014/PC-SP/PERITO CRIMINAL) Para determinação de cálcio em uma amos-
tra foi feita uma análise gravimétrica, partindo-se de uma massa inicial de 2,50 g de CaCO3. Depois de terminada a análise, recuperou-se 95,0% da massa original em CaCO3. A massa final de CaCO3 obtida nessa análise foi igual a: a) 2,15. b) 2,00. c) 2,38. d) 1,95. e) 2,45.
100% CaCO3 2,5 g 95% CaCO3 x x = 2,38 g Letra c. 023. (INSTITUTO/AOCP/2016/CASAN/Técnico de Laboratório). De acordo com a se-
guinte reação N2 + 3H2 → 2NH3 podemos afirmar que são necessários quantos gramas de N2 para a obtenção de 204g de NH3? (Massa molar N=14; H=1) a) 168. b) 172. c) 185. d) 194. e) 202.
Massa molar de NH3 = 2 x [14+(3 x 1)] = 34u. Como são 204 g de NH3, devemos encontrar quantos mols está presente na substância, assim 204/34 = 6. Massa molar de N2 = 2 x 14 = 28u. Multiplicando pela quantidade de mols encontrada teremos, 28 x 6 = 168 g Letra a. 024. (INSTITUTO/AOCP/2016/CASAN/ Técnico de Laboratório). Um técnico de laboratório da
CASAN realizará um teste para determinar o teor de nitrato de prata em uma amostra de acordo com a seguinte reação: O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
28 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3. Foram consumidos 36g de NaCl nesta reação. Assim, podemos afirmar que a quantidade de nitrato de prata na amostra é (Massa molar NaCl=58,6; AgNO3 = 169,9) a) 72,67 gramas. b) 89, 34 gramas. c) 104,37 gramas. d) 126,75 gramas. e) 184,39 gramas.
Utilizando a regra de três. M MM 36 X 58,6 169,9 Logo, X = 104,37 g Letra c. 025. (FUNCAB/2016/PC-PA/PAPILOSCOPISTA) Uma determinada bebida alcoólica apresen-
ta uma concentração de 50 g etanol por 100 mL da bebida. Uma pessoa ingeriu 5 doses de 50 mL dessa bebida. Quantos gramas de etanol foram ingeridos pela pessoa? a) 12,5 g. b) 10 g. c) 50 g. d) 100 g. e) 125 g.
50g por 100ml. Então, a cada 50ml temos 25g 5 dose = 5 x 25g = 125g Letra e. 026. (FGV/2014/COMPESA/AUXILIAR DE SANEAMENTO/AGENTE DE SANEAMENTO)
Uma companhia de abastecimento de água necessita de 199,5 kg/dia de flúor. Sabendo que em 144 g de ácido fluossilícico (H2SiF6), 114 g são de flúor, a quantidade de ácido fluossilícico a ser comprada para atender a ETA, por dois meses, é de a) 5,24 t. b) 10,06 t. c) 15,12 t. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
29 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
d) 25,36 t. e) 50,24 t.
Em 144kg de ácido haverá 114kg de flúor. São necessários 199,5kg de flúor por dia, deve-se calcular a quantidade de ácido por dia: 144kg ácido 114kg flúor X – kg ácido 199,5kg flúor X=(144.199,5)/114= 252kg de ácido por dia. A quantidade é para 2 meses, considerando 1 mês como tendo 30 dias: 2 meses = 60 dias Portanto: 60x252= 15120kg de ácido = 15,12 toneladas de ácido fluossilícico. Letra c. 027. (IF-TO/2017/IF-TO/Professor/Engenharia Química). O Oxigênio é o elemento químico
mais abundante na Terra com aproximadamente 44,8% da sua massa; Por isso, o gás oxigênio é fundamental para a manutenção da vida dos seres humanos, animais e plantas. O silício é o segundo elemento químico mais abundante com aproximadamente 27,7% da massa da Terra. Sabe se que o peso molecular da sílica é 60g/mol e do gás oxigênio é 32g/mol. A quantidade em matéria de oxigênio, é de aproximadamente: a) 1,9 vezes a quantidade de matéria do silício. b) 1,6 vezes a quantidade de matéria do silício. c) 2,7 vezes a quantidade de matéria do silício. d) 1,1 vezes a quantidade de matéria do silício. e) Nenhuma das alternativas anteriores.
100 g (Terra) 44,8 g (Oxigênio) 100 g (Terra) 27,7 g (Silício) MM(oxigênio) = 16 g MM(silício) = 28 g Com isso podemos encontrar a quantidade de matéria (mol) do O e Si: n(oxigênio) = 44,8/16 = 2,8 mol n (silício) = 27,7/28 = 1 mol (arredondado) Logo, 2,7 mol O: 1 mol Si. Letra c.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
30 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
028. (IF-SP/2019/IF-SP/QUÍMICA) Para determinar o teor de prata em uma liga, realizou-se
um procedimento de gravimetria. Tal procedimento partiu de uma amostra da liga de 5g à qual foi submetida à abertura com ácido nítrico seguido de tratamento com solução de cloreto de sódio. Ao fim do procedimento foram obtidos 4,3g de precipitado. A partir dessas informações pode-se constatar que o teor de prata na liga analisada era, aproximadamente, de: Considere as seguintes massas molares em g. mol-1: Na = 23, Cℓ = 35, Ag = 108. a) 65%. b) 56%. c) 86%. d) 32%.
Balanceamento da equação: AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 Determinação da massa da Prata presente no precipitado: 108 g de Ag 143,5 g de AgCl m 4,3 g de AgCl m = 3,23 g de Ag Determinação do Teor de Prata na Liga P = 3,23/5 P = 65 % (aproximadamente). Letra a. 029. (CESPE/CEBRASPE/2018/IFF/PROFESSOR/QUÍMICA I) O titânio, um metal de transi-
ção do “bloco d” da tabela periódica, é bastante empregado em ligas metálicas devido a sua elevada resistência mecânica e baixa tendência à corrosão, além da baixa densidade. Ele é obtido a partir, principalmente, da ilmenita (FeTiO3) e do rutilo (TiO2). Considerando que as massas molares dos elementos titânio e oxigênio sejam iguais a 48 g/ mol e 16 g/mol, respectivamente, e que o titânio seja obtido a partir do rutilo com rendimento de 100%, assinale a opção que apresenta a massa de rutilo que deverá ser processada para a obtenção de titânio suficiente para a preparação de 120 kg de uma liga contendo 20% em massa de nióbio em titânio. a) 24 kg b) 40 kg c) 96 kg d) 160 kg e) 200 kg O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
31 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
TiO2 -> Rutilo Titânio - 48g/mol. Oxigênio - 16 g/mol. RUTILO - 80g/mol. Rendimento de 60% de titânio e 40% de O2; Para reagir 120 kg da liga – precisamos de 20% de Nióbio e 80 % de Titânio, portanto são necessários 96 Kg de titânio para se obter 120 kg de liga. A composição do rutilo tem 60% de titânio, fazendo regra de 3. 96kg ----- 60% x ----- 100% x = 160kg de Rutilo. Letra c. 030. (INSTITUTO AOCP/2016/UFFS/Técnico em Química). Na produção de amônia, matéria
prima básica para a fabricação de vários produtos químicos importantes, são utilizados 420 gramas de nitrogênio e 120 gramas de gás hidrogênio. Qual é a quantidade estequiométrica de gás amônia produzida, considerando o sistema fechado e sem variação de temperatura? a) 500 g. b) 510 g. c) 520 g. d) 530 g. e) 540 g.
Devemos primeiro descobrir quem é o reagente limitante. Equação balanceada: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 28 g de N2 6 g de H2 420 g de N2 x X= 90 g de H2 Os 120 g de H2, irão reagir apenas 90 g de H2. Logo, o H2 é o reagente em excesso e o N2 o reagente limitante. Cálculo da quantidade de amônia formada: 28 g de N2 34 g de NH3 420 g de N2 x x= 510 g de NH3 Letra b. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
32 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
031. (VUNESP/2016/PREFEITURA DE PRESIDENTE PRUDENTE/SP/TÉCNICO AMBIEN-
TAL) Qual será a massa, em gramas de água produzida a partir de 10 g de gás hidrogênio? a) 10 g. b) 30 g. c) 50 g. d) 90 g. e) 150 g.
Fazemos: 4g de H2 36g de H2O 10g X 4X=36.10 360/4=X X=90 g de H2O Letra b. 032. (SEPLAG-MG) Uma determinada marca de tintura para cabelos possui uma concentração
de 7%, em massa, de hidróxido de amônio (NH₄ OH). Em tubo com 50 gramas dessa tintura, o número de moléculas de hidróxido de amônio presentes será: a) 0,1 • 10²². b) 0,6 - 10²². c) 0,1 • 10²³. d) 0,6 • 10²³.
Vamos Encontrar a quantidade, em gramas, de NH₄OH no tubo de tintura: 50 g 100% X – g 7% X= 3,5 g de NH₄OH Determinar a quantidade de moléculas presentes na massa encontrada: Massa molar do NH₄ OH = 35g/mol Massa encontrada= 3,5 g Quantidade de moléculas em 1 mol = 6 x 1023 35 g/mol de NH₄ OH 6 x 1023 3,5 g de NH₄ OH ------------ Y y= 0,5 x 1023 Valor aproximado: 0,6 x 1023. Letra d. Bons estudos! O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
33 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
GABARITO 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19.
e c e c c d b
20. 21. 22. 23. 24. 25. 26.
e e c a c e c
27. 28. 29. 30. 31. 32.
c a c b b d
Andrei Kaiser Graduado em Química pela UnB e pós-graduado em Orientação Educacional. É professor de Química desde meados de 2004, dando aulas para ensino fundamental, ensino médio, EJA e preparatórios para o ENEM. Trabalhou em diversas escolas da rede particular de ensino, e hoje atua como professor do Estado de Goiás e do GDF.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
34 de 35
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
Estequiometria – Parte II
SISTEMA DE ENSINO
Livro Eletrônico
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II
Sumário
Andrei Kaiser
Apresentação. . .................................................................................................................................. 3 Estequiometria II. . ............................................................................................................................ 4 1. Reações Químicas com Substâncias Impuras........................................................................ 4 2. Reagentes em Excesso e Limitantes....................................................................................... 6 2.1. Determinação do Reagente Limitante.................................................................................. 9 2.2. Cálculo Estequiométrico com Reagentes Limitantes. . ................................................... 10 Mapa Mental................................................................................................................................... 20 Questões de Concurso...................................................................................................................21 Gabarito............................................................................................................................................ 34
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
2 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Apresentação Olá, querido(a) aluno(a)! Espero que esteja tudo bem com você, vamos seguir firme com o seu objetivo de ingresso como Papiloscopista. A luta é grande, sei que as vezes bate aquele desespero, mas tenha certeza que estou aqui torcendo pelo seu sucesso e disposto a te ajudar da melhor maneira possível. Então levanta, sacode a poeira e vamos juntos dar a volta por cima. Chegamos à aula 13, nela estudaremos reagente limitante e em excesso de uma; reações com substâncias impuras e o rendimento de reação
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
3 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
ESTEQUIOMETRIA II 1. Reações Químicas com Substâncias Impuras A maior parte das reações apresentam reagentes com uma porcentagem de impurezas. Portanto, devemos considerar o grau de pureza das substâncias nos cálculos estequiométricos. A pureza de um reagente é encontrada pela razão entre a massa de substância pura (mpura) e a massa total da substância (mtotal). Podemos usar como exemplo, o minério calcário (Carbonato de Cálcio – CaCO3) que a cada 100g da substância 20g são impurezas, sobrando 80g se substância pura, o grau de pureza pode ser calculado da seguinte maneira: p = 80g/100g 0,8 Com isso, toda reação que apresente reagentes com impurezas, devem ser levadas em consideração antes de realizar os cálculos estequiométricos, no caso do carbonato de cálcio acima, temos que considerar que apenas 80g ou 80% irão efetivamente reagir. Exemplo: Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida. Dados: Massas molares: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol. 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) Solução: 120 g é a massa total da amostra e corresponde a 100%. Nessa amostra, somente 80% da massa total é magnésio. Logo: 120 g ---- 100% x ---------- 80% x = (80% x 120 g)/100% → x = 96 g de Mg (s) Determinada a massa de magnésio na amostra, podemos calcular a massa do produto formado: 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) 2 mol 1 mol 2 mol 2 x 24 g ---------------- 2 x 40 g 96 g ---------------------- y y = (96 g x 80 g)/48 g → y = 160 g de MgO (s)São as leis que estabelecem de forma geral a relação da massa dos compostos em uma reação química, os produtos e reagentes são formados de matéria, portanto apresentam massa, com isso as leis ponderais preveem exatamente para as relações entre as massas dessas substâncias.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
4 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
001. (INSTITUTO AOCP/2018/ITEP-RN/Perito Criminal - Químico). O gás mais abundante em
nossa atmosfera é o nitrogênio. Mas, devido a sua estabilidade, animais e a maioria das plantas não conseguem metabolizá-lo. Dessa forma, uma maneira de transformar o nitrogênio da natureza num elemento aproveitável pelas plantas é transformá-lo em sulfato de amônio, por exemplo. A porcentagem aproximada, em massa, de nitrogênio nesse composto é de: a) 10,6%. b) 21,2%. c) 31,8%. d) 42,4%. e) 53,0%.
Massa molar de (NH4)2SO4= 132 g/mol Massa de N= 2 x 14= 28 g/mol 132g de (NH4)2SO4------- 100% 28g de N ------- x x= 21,2% Letra b. 002. (UFU-MG/2017/UFU-MG/Técnico de Laboratório/Fitotecnia). Qual a porcentagem de co-
bre no sulfato de cobre pentahidratado puro (CuSO4.5H2O), considerando que este sal tem pureza de 95%? a) 25,45 b) 24,17 c) 21,75 d) 15,45
Vamos utilizar 1 mol do sal como base de cálculo Massa molecular do (CuSO4.5H2O) = 249,5 g/mol A Pureza total é de 95% ou 0,95, então massa total da amostra considerando um mol do sal. = 262,63 gramas A porcentagem de massa do cobre em relação a 1 mol do sal 63,5/262,63 = 24,17%. Letra b.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
5 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
2. Reagentes em Excesso e Limitantes O reagente em excesso é aquele que está em uma quantidade estequiométrica superior à dos demais reagentes. Ou seja, ele é chamado de reagente em excesso porque não vai ser inteiramente consumido na reação. Isso porque os demais reagentes não existem na reação em quantidades suficientes para consumi-lo. Em contrapartida, o reagente limitante é aquele que está em proporção estequiométrica insuficiente. Ele é o reagente que será inteiramente consumido se o rendimento da reação for máximo. Devemos lembrar que para o cálculo com reagentes em excesso e limitante existem duas prerrogativas: • A quantidade de produto formada só depende da quantidade do reagente limitante. • O reagente em excesso não é inteiramente consumido na reação. Esse conceito pode ser observado em algumas questões como a seguir.
003. (INSTITUTO/AOCP/2020/Prefeitura de Novo Hamburgo/RS/ Engenheiro Químico). Este-
quiometria é o cálculo da quantidade das substâncias envolvidas em uma reação química. A razão estequiométrica dos reagentes é naturalmente fixa, portanto, se uma quantidade em excesso de qualquer um dos reagentes estiver presente além dessa razão estequiométrica, a) a reação ficará estagnada desde o início, pois a estequiometria da reação não foi respeitada. b) haverá excesso de produto, que deverá, então, ser descartado. c) a reação não ocorrerá em nenhum momento e, consequentemente, o produto não será formado. d) haverá excesso de produto e pode-se dizer então que a eficiência da reação química é maior. e) o excesso permanecerá sem reagir.
A – Errada. “A reação ficará estagnada desde o início, pois a estequiometria da reação não foi respeitada.” A reação não fica estagnada, ocorre com as quantidades estequiométricas estabelecidas, ou seja, o que estiver em excesso não participa da reação. B – Errada. “Haverá excesso de produto, que deverá, então, ser descartado.” A quantidade de produto é constante e depende sempre das quantidades estequiométricas estabelecidas para cada reação, também não faz sentido descartar produto excedente, já que é o objetivo da reação. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
6 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
C – Errada. “A reação não ocorrerá em nenhum momento e, consequentemente, o produto não será formado.” A reação ocorre até o momento em que todo reagente limitante seja consumido, havendo sim a formação de uma certa quantidade de produto. D – Errada. “Haverá excesso de produto e pode-se dizer então que a eficiência da reação química é maior.” Pela lei de Lavoisier, a massa inicial dos reagentes é igual massa final nos produtos, portanto nunca existe excesso de produtos formados e a eficiência não se altera. E– Certa. “O excesso permanecerá sem reagir.” Apenas as quantidades estequiométricas participam de uma reação, o excesso não faz parte do processo. Letra e. 004. (CESGRANRIO/2012/Petrobras/Engenheiro de Processamento Júnior/2012). A transes-
terificação é muito empregada atualmente para a produção de biodiesel a partir de óleos e gorduras. Nessa reação, catalisada por hidróxido (NaOH ou KOH), um óleo vegetal reage com um álcool (metanol ou etanol). Nesse processo, normalmente, o agente limitante e o reagente em excesso são, respectivamente, a) etanol e o NaOH b) etanol e o óleo c) NaOH e o etanol d) óleo e o NaOH e) óleo e o etanol
As reações de transesterificação são principalmente utilizadas na obtenção do biodiesel, que é um biocombustível usado no lugar do diesel, mas com o benefício de poluir menos o meio ambiente. Nesses tipos reação o álcool utilizado em excesso, pois tem menor ponto de ebulição, com isso a reação se processa com um melhor rendimento. Letra e. 005. (CESPE/2013/SEDUC-CE/PROFESSOR PLENO I – QUÍMICA) Objetivando estudar a Lei
Ponderal de Lavoisier, um estudante realizou o experimento esquematizado a seguir, em que o líquido do frasco A corresponde a uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) e o sólido contido no frasco B representa uma amostra de carbonato de sódio (Na2CO3).
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
7 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Ao final do processo o estudante notou, pela leitura no visor da balança, que a massa resultante era diferente da massa inicial. No contexto do experimento, essa situação foi verificada porque a) houve excesso de um dos reagentes empregados, o que não é previsto pela Lei de Lavoisier. b) é necessário que o sistema seja fechado, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante. c) os reagentes devem se encontrar na mesma fase de agregação, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante. d) a Lei de Lavoisier não é válida para reações efetuadas em soluções aquosas. e) a Lei de Lavoisier só é válida nas condições padrão de temperatura e pressão.
Lei de Lavoisier: “Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.” A – Errada. “Houve excesso de um dos reagentes empregados, o que não é previsto pela Lei de Lavoisier.” Pela lei de Lavoisier o reagente em excesso é parcialmente consumido na reação até a quantidade estequiométrica do limitante seja atingida, por isso ainda continua obedecendo a lei da conservação das massas. B – Certa. “É necessário que o sistema seja fechado, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante,” O sistema fechado garante a não interferência do meio externo no sistema, os gases por exemplo continuam participando da reação, pois não “escapam” do ambiente reativo. C – Errada. “Os reagentes devem se encontrar na mesma fase de agregação, o que não ocorreu no experimento realizado pelo estudante.” A Lei de Lavoisier independe dos estados físicos de cada reagente aplicando-se sempre. D – Errada. “A Lei de Lavoisier não é válida para reações efetuadas em soluções aquosas.” Como falado na explicação da alternativa anterior, a lei de Lavoisier se aplica a todas as fases que se encontram os reagentes. E – Errada. “A Lei de Lavoisier só é válida nas condições padrão de temperatura e pressão.”
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
8 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
A Lei de Lavoisier é válida em diferentes condições ambientais, não fazendo restrições quanto à pressão e temperatura. Letra b.
2.1. Determinação do Reagente Limitante A determinação do reagente limitante é de suma importância para se calcular as quantidades de produtos formadas e a massa consumida do reagente em excesso. Devemos seguir alguns passos para a determinação o reagente limitante, para isso vou utilizar o exemplo a seguir Na reação de oxidação do cobre metálico, temos 24g do metal reagindo com 10g de Oxigênio. 2 Cu + O2 → 2 CuO Qual é o reagente limitante e qual está em excesso? Precisamos primeiramente saber quais as quantidades estequiométricas ideais em massa entre os reagentes. Para isso utilizamos a massas atômicas de cada um dos elementos participantes da reação. Cu = 63,5 g/mol O = 16 g/mol Então: CuO = 79,5 g/mol A equação balanceada informa a que dois mols de Cobre (Cu) reagem com um mol de Gás Oxigênio (O2) para formar dois mols de Óxido de Cobre II (CuO). Então são 127g de Cu que reagem com 32 g de O2 fomando 159 g de CuO. Com isso basta realizar uma regra de três com um dos reagentes para calcular a quantidade estequiométrica do outro, nas proporções ideais. 127g de Cu ———– 32g de O2 24g de Cu ———- x g de O2 x = 6,0 g de O2 Concluímos que 24,0g de Cobre reagem com 6,0g de Oxigênio. Porém, temos 10,0g de Oxigênio. Com isso são 4g de Oxigênio que estão em excesso e não participam da reação, portanto o reagente limitante é o Cobre. O contrário também pode ser feito para se determinar o reagente limitante. Dessa vez a quantidade de cobre será a incógnita, e assim calculamos a quantidade para reagir com 10g de Gás Oxigênio: 127g de Cu ———– 32g de O2 xg de Cu ———- 10 g de O2 x = 39,7g de Cu
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
9 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Então a reação de 10g de O2 necessitam de quase 40g de Cu, porém temos 24g. Por isso, o Cobre é o reagente limitante.
2.2. Cálculo Estequiométrico com Reagentes Limitantes O próximo passo é realizar os cálculos das quantidades de produtos formados por meio da quantidade estequiométrica do reagente limitante. Lembrando que a quantidade de produto formada depende apenas do reagente limitante, pois é a sua quantidade que será consumida primeiramente, não tendo mais o reagente em excesso com quem reagir. Vou utilizar o exemplo anterior: Na reação de oxidação do cobre metálico, temos 24g do metal reagindo com 10g de Oxigênio. 2 Cu + O2 → 2 CuO Qual a quantidade de CuO formada? Já sabemos que o Cobre é o reagente limitante. Portanto, deve-se utilizar a massa de cobre para os cálculos, e não a quantidade de oxigênio. Agora fazemos a regra de três para calcular a quantidade de produto formada. 127g de Cu ———- 159g de CuO 24 g de Cu ———- xg de CuO x = 30g de CuO Com isso a quantidade de produto formada é de 30g.
006. (IDECAM/2019/IF-PB/TÉCNICO EM LABORATÓRIO/QUÍMICA/ADAPTADA) O reagen-
te limitante de uma reação é o reagente que determina o rendimento máximo do produto. Identifique o regente limitante e o excesso, da seguinte reação, sabendo que: 2 mols de A2 reagem com 9 mols de B2 para formar 4AB3. A2 + 3B2 → 2AB3 a) B; 0,5 mols de excesso b) A; 1 mol de excesso c) B; 3 mols de excesso d) A; 3 mols de excesso e) A; 2 mols de excesso
Primeiramente devemos conferir a lei das proporções da equação geral da reação supracitada: A2 + 3B2 → 2AB3
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
10 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Para definirmos a proporção basta contar o número de mols de cada substância ao final do balanceamento. 1A2 + 3B2 → 2AB3 A substância “A2” possui 1 mol ao final da reação. A2 + 3B2 → 2AB3 A substância “B2” possui 3 mols ao final da reação. A2 + 3B2 → 2AB3 Já o produto “AB3” possui 2 mols ao final da reação. Com isso a proporção fica: 1:3:2 A questão informa como se procedeu a reação: “sabendo que: 2 mols de A reagem com 9 mols de B para formar 4AB3.” A quantidade de mols do produto AB3 é de 4 mols, isto significa que dobrou a sua produção em relação a equação geral, que era de 2 mols. Para que se chegue ao dobro de produtos, devemos obrigatoriamente dobrar as quantidades de mols dos reagentes. Ficando assim a equação devidamente balanceada: 2A2 + 6B2 → 4AB3 Temos então 6 mols da substância B2, porém foram inseridos 9 mols da mesma na reação, com isso então existem 3 mols de B2 “sobrando”, ou seja, em excesso. Letra c.
007. (CESGRANRIO/2019/UNIRIO/Técnico de Laboratório/ Química). Em uma unidade indus-
trial, é feita a seguinte reação química:
Nessa unidade, adicionaram-se 440 kg de FeS e 146 kg de HCl. Admitindo-se que o reagente limitante foi totalmente consumido, a massa de reagente em excesso, em kg, que não participou da reação é igual a
a) 176 b) 219 c) 264 d) 352 e) 365
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
11 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Vamos primeiro determinar os reagentes em excesso e limitantes da reação, para isso devemos nos basear na equação geral:
A proporção é definida contando o número de mols de cada substância ao final da reação. 1FeS + 2 HCl FeCl2 +H2S Nos reagentes temos 1 mol de Sulfeto de Ferro II (FeS) para cada 2 mols de Ácido clorídrico (HCl). 1FeS + 2 HCl 1FeCl2 +1H2S A proporção das substâncias produzidas é de 1 mol de Cloreto de Ferro II ( FeCl2) e 1 mol de Ácido Sulfídrico (H2S). Ficando assim a proporção real da reação: 1:2:1:1 A reação ocorreu da seguinte maneira: “Nessa unidade, adicionaram-se 440 kg de FeS e 146 kg de HCl.” A quantidade dos reagentes está na unidade de massa quilogramas (kg), devemos transformar essa massa em números de mols para que possamos determinar o reagente limitante. Para isso utilizamos os dados fornecidos na questão.
Uma dica muito útil é não se preocupar em transformar de g para kg, pois a proporção não muda. Isso quer dizer que o FeS tem 88g ou 88kg para cada mol ou kmol e que HCl possui 36,5 g ou 36,5kg para cada mol ou kmol. Então a proporção correta em massa nos reagentes é: 1FeS + 2 HCl Nessa unidade, adicionaram-se 440 kg de FeS e 146 kg de HCl.” Vamos agora encontrar a quantidade de mol de cada reagente bastando dividir a quantidade utilizada na reação pela quantidade indicada pela correta proporção. FeS:
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
12 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
HCl:
Lembrando que a correta proporção é de 1 kmol de de FeS para cada 2 kmols de HCl. Podemos chegar a conclusão que deveriam ter apenas 2 kmol de FeS e não 5 kmols. Estando então o FeS em excesso de 3kmols, essa quantidade em massa é calculada multiplicando por 88kg/kmol. Massa em excesso: 88kg/kmol x 3kmol = 264kg Letra c. 008. (QUADRIX/2013/CRQ 4ª REGIÃO-SP/FISCAL) O hexano (C6H14) queima ao ar (O2)
para formar CO2 e H2O. De acordo com essa informação, responda à questão abaixo. Se 215g de hexano são misturados com 215g de O2, as massas de CO2 e H2O produzidas na reação são, respectivamente: a) 187g e 89,2g. b) 178g e 82,9g. c) 189g e 93g. d) 190g e 90g. e) 180g e 90g.
A queima de um composto orgânico é representada pela reação deste com o gás oxigênio (O2) formando o gás carbônico (CO2) e água (H2O). C6H14 + O2 CO2 + H2O O próximo passo é efetuar o balanceamento da equação. Primeiro igualamos o número de carbonos dos reagentes inserindo o coeficiente 6 no CO2 nos produtos. C6H14 + O2 6CO2 + H2O Para igualar a quantidade de hidrogênio colocamos o coeficiente 7 à frente da molécula de água. C6H14 + O2 6CO2 + 7H2O Os químicos de plantão se utilizam da fração por 2 para alcançar o balanceamento do oxigênio, como assim? Basta contar a quantidade de oxigênio nos produtos e fracioná-lo por dois na frente do O2. No 6CO2 temos (6x2)O, então são 12, já no 7H2O são (7O). No total são 19 oxigênios, com isso coloca-se ( ) no gás oxigênio. C6H14 +
O2 6CO2 + 7H2O
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
13 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Pela equação balanceada podemos calcular as quantidades estequiométricas entres os reagentes. Massa molar: C = 12u O =16 u H = 1u 1 mol de Hexano (C6H14): [(6x12)+(14x1)] = (72) + (14) = 86g mols de Gás oxigênio (O2):
Agora efetuamos a regra de três para determinar a o reagente limitante. 86g de C6H14 ———- 304g de O2 215 g de C6H14———- xg de O2 x = 760g de O2 Como calculado, para cada 215g de C6H14 deveríamos ter 760g de O2, então temos pouco oxigênio (215g) na reação, sendo ele o reagente limitante. Portanto devemos realizar a regras de três das quantidades dos produtos utilizando as massas de O2. Massa de 6CO2: 6x[12 +(16x2)] = 6 x [12+32] 6 x [44] = 264g 264g de CO2 ———- 304g de O2 xg de CO2 ———- 215g de O2 x = 186,7g de CO2 aproximadamente 187g. Massa de 7H2O: 7 x (2+16) = 7 x (18) 126g de H2O 126g de H2O ———- 304g de O2 xg de H2O ———- 215g de O2 x = 89,2g de CO2 Como calculado, para cada 215g de C6H14 deveríamos ter 760g de O2, então temos pouco oxigênio na reação, sendo ele o reagente limitante. Portanto devemos realizar a regras de três das quantidades dos produtos utilizando as massas de O2. Letra a.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
14 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
009. Os processos oxidativos no organismo humano ocorrem a todo momento. Um exemplo é
o processo oxidativo da glicose, segundo a equação não balanceada a seguir: Com base na equação acima, nos conceitos de estequiometria e sabendo que M (C) = 12 g/mol, M (H) = 1 g/mol, M (O) = 16 g/mol, assinale a opção correta: a) Segundo a lei da conservação das massas, a massa total presente ao final da reação química é a mesma massa total do início da reação; b) No processo oxidativo de degradação da glicose, será feita 50 mols de oxigênio (O2) para consumir totalmente 10 mols de glicose; c) A oxidação de 180 g de glicose formará 180 g de água; d) Se 8 mols de glicose primeiro para reagir com 40 mols de O2, uma massa de glicose empregada deve ser utilizada para o cálculo de rendimento real, uma vez que a glicose é o reagente limitante nessa reação química, ou seja, é a substância que está em excesso e não será consumida totalmente na reação.
A – Certa. “Segundo a lei da conservação das massas, a massa total presente ao final da reação química é a mesma massa total do início da reação.” Parabéns para a perfeita definição da lei de Lavoisier, também conhecida como Lei da conservação das massas, contida na alternativa A. Como já sabemos a alternativa correta, agora é a hora aprendermos com os erros, nesse caso com as alternativas erradas. Para isso vamos efetuar o balanceamento da equação de oxidação da glicose. Primeiro igualamos o número de carbonos dos reagentes inserindo o coeficiente 6 no CO2 nos produtos. C6H12O6 + O2 6CO2 + H2O Para igualar a quantidade de hidrogênio colocamos o coeficiente 6 à frente da molécula de água. C6H12O6 + O2 6CO2 + 6H2O Devemos contar a quantidade de oxigênio nos produtos e completar com o coeficiente na frente do O2 nos reagentes. No 6CO2 temos 12O e no 6H2O são 6O, contabilizando 18 Oxigênios, como já temos 6O no C6H12O6 faltam então 12 Oxigênios, resolvemos isso inserindo o coeficiente 6 no gás oxigênio (O2). C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
15 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Agora podemos resolver as alternativas. B – Errada. “No processo oxidativo de degradação da glicose, será feita 50 mols de oxigênio (O2) para consumir totalmente 10 mols de glicose;” Na equação balanceada podemos identificar a proporção de 1 mol de C6H12O6 para cada 6 mols de O2. Então 10 mols de glicose precisam reagir com no mínimo 60 mols de oxigênio. C – Errada. “A oxidação de 180 g de glicose formará 180 g de água;” Realizando o cálculo da massa molecular da glicose C6H12O6: (6x12) + (12x1) + (6x16) 72u + 12u + 96u = 180g/mol Portanto 180g de glicose (1 mol) forma 6mols de H2O, que correspondem a 108g de água. D – Errada. “Se 8 mols de glicose primeiro para reagir com 40 mols de O2, uma massa de glicose empregada deve ser utilizada para o cálculo de rendimento real, uma vez que a glicose é o reagente limitante nessa reação química, ou seja, é a substância que está em excesso e não será consumida totalmente na reação.” Se forem colocados 8 mols de glicose para reagir, devemos ter no mínimo 6 vezes mais moléculas de gás oxigênio (6x8), totalizando 48 mols, então temos menos gás oxigênio que o necessário (40 mols), sendo assim o O2 reagente limitante. Letra a.
010. (FUNRIO/2014/IF/BA/Técnico de Laboratório/Química). De um modo geral, no laborató-
rio, os reagentes não são misturados na exata proporção exigida pelas reações químicas. Ao contrário, é comum o excesso de um dos reagentes, geralmente o mais barato. Considerando que o iodeto de alumínio é formado pelo aquecimento de alumínio em presença de iodo, representamos esta reação através da equação: Al(s) + I2(s) → AlI3(s) Com base nessas informações, partindo-se de 1,40 moles de Al e 3,00 moles de I₂, o reagente limitante e o rendimento teórico do produto serão respectivamente: a) Al e 2,00 moles. b) I2 e 1,40 moles. c) Al e 1,60 moles. d) I2 e 2,00 moles. e) Al e 1,40 moles.
Como sempre digo, vamos primeiramente balancear a equação da reação: Al(s) + I2(s) → AlI3(s) Nesse caso balanceamos as quantidades das substâncias trocando os valores dos índices do Iodo (I): Al(s) + I2(s) → AlI3(s) O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
16 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
O valor 2 do índice do I2 passa para o AlI3 e o valor do 3 do índice para o AlI3 passa para o I2. Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s) Agora basta ajustar a quantidade de mols do Alumínio (Al), temos 2 mols no AlI3 nos reagentes, então inserimos o valor 2 à frente do Al nos reagentes. 2Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s) Com a equação balanceada podemos determinar o reagente limitante e quantidade de produto formado. A proporção ficou assim para reação: 2:3:2 São 1,40 moles de Al para 3,00 moles de I₂. Ficou fácil para você querido concursando(a), pois para 3 mols de I2 devíamos ter 2 mols de Al. Então a quantidade de I2 está acima do ideal, isto é, está em excesso e por consequência o Al é o reagente limitante. Como a quantidade de mols de Alumínio (Al) é igual à quantidade de mols do Iodeto de Alumínio (AlI3), então serão formando também 1,40 mols de produto. Letra e.
011. (IBFC/2017/SEDUC/MT/Professor de Educação Básica/Ciências Físicas e Biológicas).
Se colocados 100,0 g de Al(s) e 40,0 g de Cr2O3 em alta temperatura, ocorrerá uma reação de oxidação de alumínio seguindo a reação: 2 Al(s) + Cr2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Cr(l) Identifique qual será o reagente limitante desta reação e quantifque (em gramas) o excesso de reagente que permanece sem reagir. Dados: 1 mol de Al = 27 g Al, 1 mol de Cr2O3 = 152,0 g Cr2O3. Assinale a alternativa que possui ambas respostas corretas. a) Cr2O3 e 85,8g de Al; b) Cr2O3 e 0,0035g Al; c) Cr2O3 e 4,5g Cr2O3; d) Al e 4,5g Cr2O3; e) Al e 2,25g Cr2O3.
2 Al(s) + Cr2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Cr(l) A Proporção dos reagentes é de 2:1 2 mols de Al = 54g 1 mol de Cr2O3= 152g
Vamos determinar o reagente limitante:
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
17 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
54g de Al(s) --------- 152g de Cr2O3(s) 100g de Al(s) --------------- xg de Cr2O3(s) x=281,5g de Cr2O3(s) Para cada 100g de Al(s) deveríamos ter 281,5g de Cr2O3(s), então temos pouco Cr2O3 (40g) na reação, sendo ele o reagente limitante. Portanto devemos realizar a regras de três das quantidades dos produtos utilizando as massas de Cr2O3. 54g de Al(s) --------- 152g de Cr2O3(s) xg de Al(s) --------------- 40g de Cr2O3(s) x= 14,2g de Al(s) Do total de 100g reagiram 14,2g, logo o excesso é de 85,8g de Al(s). Letra a. 012. (FUNRIO/2015/UFRB/Químico). Para a ocorrência de uma neutralização, misturam-se
147g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio. Determine a massa do reagente que sobra em excesso após a neutralização (Dadas massas molares: H=1, O=16, Na=23, S=32). a) 177,5 g de Na2SO4. b) 24,5 g de NaOH. c) 24,5 g de H2SO4. d) 122,5 g de H2SO4. e) 120 g de NaOH.
A questão não informa as fórmulas das substâncias e tampouco equação referente à reação, mas como sou bonzinho vou colocar aqui para você. Reagentes: Ácido Sulfúrico H2SO4 (Ácido) Hidróxido de Sódio NaOH (Base) A reação é de neutralização, pois ocorre entre um ácido e uma base, os produtos formados serão sal e água. Produtos Água H2O Sulfato de Sódio Na2SO4 (Sal) Equação geral H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O Para balancear a equação basta igualar a quantidade de sódio (Na) nos reagentes e produtos, para isso colocamos o coeficiente 2 à frente do NaOH. H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O Para finalizar inserimos o coeficiente 2 na molécula de água.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
18 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O Com a equação balanceada, podemos ver que a proporção entre o ácido e a base é de 1 mol para 2 mols. Munido das as massas moleculares de H2SO4 (98g/mol) e NaOH (40g/mol), podemos utilizar a regra de três para determinar as quantidades estequiométricas entre reagentes e produtos. 1 H2SO4 (98g) reage com 2 NAOH (2x40g) 1mol --- 98g H2SO4 x --- 147g x = 1,5 mol de H2SO4 1 mol --- 80g NAOH x --- 100g x = 1,25g NAOH 1,5 - 1,25 = 0,25mol de H2SO4 em excesso. 1mol --- 98g 0,25mol --- x x = 24,5g de H2SO4 em excesso Letra c.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
19 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
MAPA MENTAL
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
20 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
QUESTÕES DE CONCURSO 013. (INSTITUTO AOCP/2018/ITEP/RN/PERITO CRIMINAL/QUÍMICO) A acetanilida é uma
amida secundária, que tem a mesma função do paracetamol, atuando como analgésico e antipirético. Pode ser sintetizada por meio de uma reação da anilina, como apresentado na reação a seguir:
Em um laboratório, a reação apresentada foi conduzida nas condições de temperatura e pressão apropriadas, com a adição de 279 kg de anilina e 204 kg de anidrido acético, ambos com pureza de 100%, em um reator. A reação alcançou rendimento de 80%. A massa, em kg, do reagente em excesso, ao final da reação, é igual a m1. Assinale a alternativa que apresenta o intervalo que contém m1. a) m1 ≤ 30; b) 30 < m1 ≤ 60; c) 60 < m1 ≤ 90; d) 90 < m1 ≤ 120; e) m1 > 120.
Reagentes C6H7N + C4H6O3 (Anilina) (Anidrido Acético) M=93g/mol M=102g/mol 279Kg 204Kg (Excesso): 3000mols 2000mols 2000 --- 100% x ---- 80% x=1600 mols (Que participam da reação) 279Kg ---- 3000 m(exccesso) - 1400(mols não reagem) m(excesso) = 130Kg Letra e. 014. (UFTM/2016/UFTM/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/QUÍMICA) O cloreto de titânio(IV),
TiCl4, é um importante produto químico industrial. Esse pode ser usado tanto na obtenção O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
21 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
do TiO2 quanto de titânio metálico. O TiCl4 pode ser obtido a partir de um minério contendo titânio (TiO2 impuro), utilizado em excesso, com carbono e gás cloro, conforme a equação química a seguir. TiO2(s) + 2 Cl2(g) + C(s) → TiCl4(l) + CO2(g) Considere que a obtenção do TiCl4 seja feita a partir de 852 g de C e 852 g de Cl2. Dados: Cl2 (71 g mol-1 ); C (12 g mol-1 ) e TiCl4 (190 g mol-1 ) O reagente limitante e a massa em gramas de TiCl4 obtida são, respectivamente: a) Cl2 e 2280 g b) C e 71 g c) Cl2 e 1140 g d) C e 13490 g
TiO2(s) + 2 Cl2(g) + C(s) → TiCl4(l) + CO2(g) (2x71)g + 12g 190g 852g de TiO2(s) com 852g de C(s)
Usando o Cl se produz quanto de TiCL4? 142g 190g 852g y y = 1.140g de Cl2 (produziu menos massa, portanto, é o reagente limitante) Utilizando o C se produz quanto de TiCl4? 12g 190g 852 z g z= 13.490 g de TiCl4 (produziu mais massa, portanto é o reagente em excesso) Reagente Limitante: Cl2, pois é com ele que o Ti reage. Regra de Três: 142 g de Cl2 (2x71) ----------- 190 g de TiCl4 852 g de Cl 2 ----------------------- X X = 1140 g. Letra c. 015. (CEPERJ/2013/SEDUC-RJ/PROFESSOR/QUÍMICA) Lagoas onde são despejadas gran-
des quantidades de esgoto sofrem com a proliferação de cianobactérias. Esses micro-organismos produzem cianotoxinas que podem envenenar pessoas. A ingestão de 4 mg de uma toxina de massa molar 415 g.mol-1 pode levar uma pessoa à morte. O número de moléculas dessa toxina que corresponde à dose citada corresponde, aproximadamente, a:
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
22 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
a) 6 x 10 b) 3 x 1021 c) 2 x 1020 d) 2 x 1019 e) 6 x 1018 23
m= 4mg = 0,004g MM= 415g/mol Sabemos que: n= m/MM n= 0,004g/415gmol-1= 9,64x10^-6 mols 1mol----------- 6,02x 10^23 moléculas 9,64x10^-6 mols ------- X X= 6,0x 10^18 moléculas Letra e. 016. (CESGRANRIO/2011/PETROBRAS/TÉCNICO QUÍMICO DE PETRÓLEO JÚNIOR/2011)
Calcário é um minério de carbonato de cálcio utilizado como fundente nos altos-fornos das siderurgias. Com o forte calor, ele se decompõe em óxido de cálcio e gás carbônico. O óxido de cálcio reage com a sílica, formando a escória. Na análise de um calcário, o forte aquecimento da amostra, pesando 30 g, até a decomposição total, deu origem a 13,44 g de óxido de cálcio. A porcentagem de CaCO3 presente nesse calcário é: a) 70% b) 75% c) 80% d) 85% e) 90%
MM(CaCO3) = 100 g/mol MM(CaO) = 56 g/mol Calcula-se a massa de CaCO3 que produz 13,44 g de CaO: CaCO3 CaO + CO2 100 g de CaCO3 56 g de CaO m 13,44 g de CaO m = 100 x (13,44/56) m = 24 g de CaCO3 Por fim, calculamos a porcentagem de CaCO3 em 30 g da amostra: O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
23 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
30 g 100% 24 g %CaCO3 %CaCO3 = 24 x (100/30) %CaCO3 = 80% Letra c. 017. (CESGRANRIO/2014/PETROBRAS/TÉCNICO DE PERFURAÇÃO E POÇOS JÚNIOR) A
um recipiente com 18,7 g de um minério contendo 90% m/m de MgCO3 e o complemento (10% m/m) de impurezas inertes, adiciona-se solução aquosa de ácido sulfúrico suficiente para atacar por completo o carbonato de magnésio de acordo com a equação abaixo: A quantidade, em gramas, de H2SO4 que reage estequiometricamente com o MgCO3 presente no minério é, aproximadamente, igual a:
a) 19,6 b) 23,4 c) 27,2 d) 31,5 e) 35,7
CÁLCULO DA MASSA DE DE MgCO3 PURA 90% de 18,7 = 16,83 g CÁLCULO DO NÚMERO DE MOLS DE MgCO3 n = m/MM n = 16,83/84 n = 0,2 mols CÁLCULO DA MASSA DE H2SO4 n = m/MM 0,2 = m/98 m = 19,6 g Letra c. 018. (COPEVE-UFAL/2012/ALGÁS/Engenheiro). O gás natural normalmente apresenta em sua
composição, um percentual de metano superior a 80% em volume. Considere a reação química de combustão do metano, expressa abaixo e assuma que a reação é completa e sem excesso O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
24 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
de ar. Qual das opções abaixo mostra a quantidade de gás carbônico formada a partir da combustão de 5.000 moles de metano? Valores dos pesos atômicos dos elementos: Valores dos pesos atômicos dos elementos: Elemento -------- Peso atômico (g/mol) Carbono --------- 12,011 Hidrogênio ------ 1,008 Oxigênio -------- 15,999 CH4 + 2O2 - > CO2 + 2H2O a) 176kg. b) 110,2kg. c) 275kg. d) 220,0kg. e) 50,80kg.
Cálculo para o CH4: 16g 1 mol, xg 5000mols x= 80000g ou 80 Kg. Fazendo agora a relação com o dióxido: 16g ---------- 44g, 80 Kg --- xKg CO2 X= 220 Kg Letra d. 019. (FGV/2014/SEDUC/AM/Professor/Química). O aparelho de Kipp é. Trata-se de um dis-
positivo constituído por 3 balões sobrepostos e que foi desenvolvido com o objetivo de se produzir pequenos volumes de gases. Nele, 3 balões comunicam- se entre si por intermédio de terminações cilíndricas, conforme a figura a seguir.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
25 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
Em um aparelho de Kipp foram colocados 352 gramas de sulfeto de ferro (II) sobre o qual foram adicionados um total de 219 gramas de ácido clorídrico, para reagirem segundo a equação: FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S A massa máxima de gás sulfídrico que pode ser obtida nesse procedimento é: Dados: Massas molares H = 1g.mol –1 S= 32 g.mol –1 Cl= 35,5 g.mol –1 Fe= 56g.mol –1 a) 68 gramas. b) 102 gramas. c) 136 gramas. d) 204 gramas. e) 571 gramas.
Primeiramente balancear a equação química FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S Agora calcular a estequiometria dos reagentes FeS + 2HCl FeCl2 + H2S MM 88 g + (2 x 36,5) = 200 g + 34 g Determinar o reagente limitante: Deve-se fazer as contas com o reagente que está em falta, ou seja, não com o reagente que em excesso: Se 88 gramas FeS ------------ 73 gramas HCl 352 gramas FeS ---------- M M = 292 g Perceba que 292 gramas de HCl é uma quantidade MAIOR do que a que realmente temos. Ou seja, não é possível reagir todo o FeS colocado. o FeS é o REAGENTE EM EXCESSO. Portante o HCl é o REAGENTE LIMITANTE. Toda, qualquer conta onde os reagentes não estão nas quantidades ideais deverá ser conduzida com base no reagente limitante, se não, estará errado Realizar o cálculo com o reagente limitante. Sendo que 73 gramas HCl ------------- 34 gramas H2S 219 gramas HCl ------------ M M = 102 gramas Letra b.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
26 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
020. (COSEAC/2015/UFF/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/ÁREA: QUÍMICA) Certa amostra pe-
sando 805 g é formada por Na2 SO4. 10 H2 O e 20% de umidade. A percentagem em peso de sódio na amostra úmida é de: Dados: Na=23; S=32; O=16; H=1 a) 7,0. b) 8,0. c) 9,5. d) 10,42. e) 11,42.
Existem 2 mols de Na2SO4: 2Na2 = 23 x 4 = 92g 805g 100% x20% de umidade x = 161g de umidade 161g20% 92g x x = 11,42% Letra e. 021. (FUNRIO/2015/UFRB/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/QUÍMICA) O cloreto de magnésio
tem sido muito usado como uma cura natural para muitos males do corpo humano. Ele pode ser obtido por meio da reação: Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) Quantos gramas de cloreto de magnésio podem ser obtidos quando 140 g de magnésio reagem com 355 g de ácido clorídrico? Dados: massas atômicas: H = 1 u; Mg = 24 u; Cl, 35,5 u a) 24. b) 71. c) 120. d) 554,2. e) 475.
Partindo do princípio que o reagente limitante é o HCl !!!!! 73 g de HCl 95 g de MgCl2 355 g de HCl x x = 461,98 g ou 475 g (aproximadamente). Letra e. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
27 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
022. (VUNESP/2014/PC-SP/PERITO CRIMINAL) Para determinação de cálcio em uma amos-
tra foi feita uma análise gravimétrica, partindo-se de uma massa inicial de 2,50 g de CaCO3. Depois de terminada a análise, recuperou-se 95,0% da massa original em CaCO3. A massa final de CaCO3 obtida nessa análise foi igual a: a) 2,15. b) 2,00. c) 2,38. d) 1,95. e) 2,45.
100% CaCO3 2,5 g 95% CaCO3 x x = 2,38 g Letra c. 023. (INSTITUTO/AOCP/2016/CASAN/Técnico de Laboratório). De acordo com a se-
guinte reação N2 + 3H2 → 2NH3 podemos afirmar que são necessários quantos gramas de N2 para a obtenção de 204g de NH3? (Massa molar N=14; H=1) a) 168. b) 172. c) 185. d) 194. e) 202.
Massa molar de NH3 = 2 x [14+(3 x 1)] = 34u. Como são 204 g de NH3, devemos encontrar quantos mols está presente na substância, assim 204/34 = 6. Massa molar de N2 = 2 x 14 = 28u. Multiplicando pela quantidade de mols encontrada teremos, 28 x 6 = 168 g Letra a. 024. (INSTITUTO/AOCP/2016/CASAN/ Técnico de Laboratório). Um técnico de laboratório da
CASAN realizará um teste para determinar o teor de nitrato de prata em uma amostra de acordo com a seguinte reação: O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
28 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3. Foram consumidos 36g de NaCl nesta reação. Assim, podemos afirmar que a quantidade de nitrato de prata na amostra é (Massa molar NaCl=58,6; AgNO3 = 169,9) a) 72,67 gramas. b) 89, 34 gramas. c) 104,37 gramas. d) 126,75 gramas. e) 184,39 gramas.
Utilizando a regra de três. M MM 36 X 58,6 169,9 Logo, X = 104,37 g Letra c. 025. (FUNCAB/2016/PC-PA/PAPILOSCOPISTA) Uma determinada bebida alcoólica apresen-
ta uma concentração de 50 g etanol por 100 mL da bebida. Uma pessoa ingeriu 5 doses de 50 mL dessa bebida. Quantos gramas de etanol foram ingeridos pela pessoa? a) 12,5 g. b) 10 g. c) 50 g. d) 100 g. e) 125 g.
50g por 100ml. Então, a cada 50ml temos 25g 5 dose = 5 x 25g = 125g Letra e. 026. (FGV/2014/COMPESA/AUXILIAR DE SANEAMENTO/AGENTE DE SANEAMENTO)
Uma companhia de abastecimento de água necessita de 199,5 kg/dia de flúor. Sabendo que em 144 g de ácido fluossilícico (H2SiF6), 114 g são de flúor, a quantidade de ácido fluossilícico a ser comprada para atender a ETA, por dois meses, é de a) 5,24 t. b) 10,06 t. c) 15,12 t. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
29 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
d) 25,36 t. e) 50,24 t.
Em 144kg de ácido haverá 114kg de flúor. São necessários 199,5kg de flúor por dia, deve-se calcular a quantidade de ácido por dia: 144kg ácido 114kg flúor X – kg ácido 199,5kg flúor X=(144.199,5)/114= 252kg de ácido por dia. A quantidade é para 2 meses, considerando 1 mês como tendo 30 dias: 2 meses = 60 dias Portanto: 60x252= 15120kg de ácido = 15,12 toneladas de ácido fluossilícico. Letra c. 027. (IF-TO/2017/IF-TO/Professor/Engenharia Química). O Oxigênio é o elemento químico
mais abundante na Terra com aproximadamente 44,8% da sua massa; Por isso, o gás oxigênio é fundamental para a manutenção da vida dos seres humanos, animais e plantas. O silício é o segundo elemento químico mais abundante com aproximadamente 27,7% da massa da Terra. Sabe se que o peso molecular da sílica é 60g/mol e do gás oxigênio é 32g/mol. A quantidade em matéria de oxigênio, é de aproximadamente: a) 1,9 vezes a quantidade de matéria do silício. b) 1,6 vezes a quantidade de matéria do silício. c) 2,7 vezes a quantidade de matéria do silício. d) 1,1 vezes a quantidade de matéria do silício. e) Nenhuma das alternativas anteriores.
100 g (Terra) 44,8 g (Oxigênio) 100 g (Terra) 27,7 g (Silício) MM(oxigênio) = 16 g MM(silício) = 28 g Com isso podemos encontrar a quantidade de matéria (mol) do O e Si: n(oxigênio) = 44,8/16 = 2,8 mol n (silício) = 27,7/28 = 1 mol (arredondado) Logo, 2,7 mol O: 1 mol Si. Letra c.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
30 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
028. (IF-SP/2019/IF-SP/QUÍMICA) Para determinar o teor de prata em uma liga, realizou-se
um procedimento de gravimetria. Tal procedimento partiu de uma amostra da liga de 5g à qual foi submetida à abertura com ácido nítrico seguido de tratamento com solução de cloreto de sódio. Ao fim do procedimento foram obtidos 4,3g de precipitado. A partir dessas informações pode-se constatar que o teor de prata na liga analisada era, aproximadamente, de: Considere as seguintes massas molares em g. mol-1: Na = 23, Cℓ = 35, Ag = 108. a) 65%. b) 56%. c) 86%. d) 32%.
Balanceamento da equação: AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 Determinação da massa da Prata presente no precipitado: 108 g de Ag 143,5 g de AgCl m 4,3 g de AgCl m = 3,23 g de Ag Determinação do Teor de Prata na Liga P = 3,23/5 P = 65 % (aproximadamente). Letra a. 029. (CESPE/CEBRASPE/2018/IFF/PROFESSOR/QUÍMICA I) O titânio, um metal de transi-
ção do “bloco d” da tabela periódica, é bastante empregado em ligas metálicas devido a sua elevada resistência mecânica e baixa tendência à corrosão, além da baixa densidade. Ele é obtido a partir, principalmente, da ilmenita (FeTiO3) e do rutilo (TiO2). Considerando que as massas molares dos elementos titânio e oxigênio sejam iguais a 48 g/ mol e 16 g/mol, respectivamente, e que o titânio seja obtido a partir do rutilo com rendimento de 100%, assinale a opção que apresenta a massa de rutilo que deverá ser processada para a obtenção de titânio suficiente para a preparação de 120 kg de uma liga contendo 20% em massa de nióbio em titânio. a) 24 kg b) 40 kg c) 96 kg d) 160 kg e) 200 kg O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
31 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
TiO2 -> Rutilo Titânio - 48g/mol. Oxigênio - 16 g/mol. RUTILO - 80g/mol. Rendimento de 60% de titânio e 40% de O2; Para reagir 120 kg da liga – precisamos de 20% de Nióbio e 80 % de Titânio, portanto são necessários 96 Kg de titânio para se obter 120 kg de liga. A composição do rutilo tem 60% de titânio, fazendo regra de 3. 96kg ----- 60% x ----- 100% x = 160kg de Rutilo. Letra c. 030. (INSTITUTO AOCP/2016/UFFS/Técnico em Química). Na produção de amônia, matéria
prima básica para a fabricação de vários produtos químicos importantes, são utilizados 420 gramas de nitrogênio e 120 gramas de gás hidrogênio. Qual é a quantidade estequiométrica de gás amônia produzida, considerando o sistema fechado e sem variação de temperatura? a) 500 g. b) 510 g. c) 520 g. d) 530 g. e) 540 g.
Devemos primeiro descobrir quem é o reagente limitante. Equação balanceada: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 28 g de N2 6 g de H2 420 g de N2 x X= 90 g de H2 Os 120 g de H2, irão reagir apenas 90 g de H2. Logo, o H2 é o reagente em excesso e o N2 o reagente limitante. Cálculo da quantidade de amônia formada: 28 g de N2 34 g de NH3 420 g de N2 x x= 510 g de NH3 Letra b. O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
32 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
031. (VUNESP/2016/PREFEITURA DE PRESIDENTE PRUDENTE/SP/TÉCNICO AMBIEN-
TAL) Qual será a massa, em gramas de água produzida a partir de 10 g de gás hidrogênio? a) 10 g. b) 30 g. c) 50 g. d) 90 g. e) 150 g.
Fazemos: 4g de H2 36g de H2O 10g X 4X=36.10 360/4=X X=90 g de H2O Letra b. 032. (SEPLAG-MG) Uma determinada marca de tintura para cabelos possui uma concentração
de 7%, em massa, de hidróxido de amônio (NH₄ OH). Em tubo com 50 gramas dessa tintura, o número de moléculas de hidróxido de amônio presentes será: a) 0,1 • 10²². b) 0,6 - 10²². c) 0,1 • 10²³. d) 0,6 • 10²³.
Vamos Encontrar a quantidade, em gramas, de NH₄OH no tubo de tintura: 50 g 100% X – g 7% X= 3,5 g de NH₄OH Determinar a quantidade de moléculas presentes na massa encontrada: Massa molar do NH₄ OH = 35g/mol Massa encontrada= 3,5 g Quantidade de moléculas em 1 mol = 6 x 1023 35 g/mol de NH₄ OH 6 x 1023 3,5 g de NH₄ OH ------------ Y y= 0,5 x 1023 Valor aproximado: 0,6 x 1023. Letra d. Bons estudos! O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
33 de 35
QUÍMICA
Estequiometria - Parte II Andrei Kaiser
GABARITO 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19.
e c e c c d b
20. 21. 22. 23. 24. 25. 26.
e e c a c e c
27. 28. 29. 30. 31. 32.
c a c b b d
Andrei Kaiser Graduado em Química pela UnB e pós-graduado em Orientação Educacional. É professor de Química desde meados de 2004, dando aulas para ensino fundamental, ensino médio, EJA e preparatórios para o ENEM. Trabalhou em diversas escolas da rede particular de ensino, e hoje atua como professor do Estado de Goiás e do GDF.
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
www.grancursosonline.com.br
34 de 35
O conteúdo deste livro eletrônico é licenciado para JEFFERSON DIAS FERNANDES JUNIOR - 33237020850, vedada, por quaisquer meios e a qualquer título, a sua reprodução, cópia, divulgação ou distribuição, sujeitando-se aos infratores à responsabilização civil e criminal.
Related documents
Química - Apostila - Aula 13
35 Pages • 9,175 Words • PDF • 1.9 MB
2º ano Apostila 13 Geral
15 Pages • 2,301 Words • PDF • 471.3 KB
Aula 13 - slides
41 Pages • 2,195 Words • PDF • 946.6 KB
AULA 13 taxonomia parte2
19 Pages • 1,128 Words • PDF • 4.7 MB
Aula 13 - Mastalgias - Inavan
4 Pages • 2,244 Words • PDF • 845.6 KB
AULA 13 - QUESTÕES DA FADESP
65 Pages • 12,783 Words • PDF • 1.3 MB
Aula 13 - MMC e MDC
6 Pages • 1,044 Words • PDF • 361.3 KB
Português - Apostila - Aula 3
167 Pages • 57,474 Words • PDF • 4.1 MB
![[APOSTILA] Aula 34 - Educação.](https://docero.tips/img/crop/96x132/kq2w9eornk.jpg)
[APOSTILA] Aula 34 - Educação.
20 Pages • 2,307 Words • PDF • 468 KB
Informática - Apostila - Aula 2
70 Pages • 17,487 Words • PDF • 6.4 MB
Apostila Completa AULA 1
15 Pages • 1,968 Words • PDF • 473.1 KB
Biologia - Apostila - Aula 8
47 Pages • 9,188 Words • PDF • 1.7 MB