estrutura da matéria - Portal

Apostila de Química
CMB
Cálculos Químicos
GRANDEZAS QUÍMICAS
Massa Atômica
A massa atômica de um átomo é sua massa
determinada em u, ou seja, é a massa comparada
com 1/12 da massa do 12C.
A massa atômica de um elemento é a média
ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
35
Cl
Exercícios Resolvidos:
1) Verifica-se experimentalmente que, na queima
de 2,4 g de magnésio, formam-se 4,0 g de um
certo composto de magnésio. Qual a fórmula
porcentual desse composto:
Resolução: Na queima do magnésio há uma reação
de síntese entre o magnésio e o oxigênio dando um
composto , que é o óxido de magnésio.
4,0 g do composto ------------- 2,4 g de Mg
100 g do composto ------------- x
x = 60 g  60% de Mg
37
Cl
Na natureza existem 75% de Cl-35 e 25% de Cl-37
6,0 g do composto ------------- 1,6 g de Mg
100 g do composto ------------- x
Calculando a média ponderada, temos:
Massa Molecular
A massa da molécula é numericamente igual à soma
das massas dos átomos que a constituem.
Ex: Ca3(PO4)2
Massas atômicas: Ca = 40 u (x 3) = 120
P = 31 u (x 2) = 62
O = 16 u (x 8) = 128 .
Massa molecular (somatório) = 310 u
Massa Molar
Massa, em gramas, correspondente à massa atômica,
ou à massa molecular.
É a massa de um mol (6,02x1023 unidades) de
qualquer espécie.
Massa
Massa
Massa
Massa
x =40 g  40% de Mg
Exercícios:
1) Verifica-se experimentalmente que 5 g de um
composto contêm 2 g de cálcio, 0,6 g de carbono
e 2,4 g de oxigênio. Determine a fórmula
porcentual em massa desse composto.
2) Verifica-se experimentalmente que 1,8 g de
glicose contêm 0,72 g de carbono, 0,12 g de
hidrogênio e 0,96 g de oxigênio. Determine a
fórmula porcentual em massa da glicose.
3) Verifica-se experimentalmente que 9 g de
alumínio reagem completamente com 8 g de
oxigênio, dando óxido de alumínio. Determine a
fórmula porcentual em massa do óxido de
alumínio.
4) Verifica-se experimentalmente que a massa de
sulfato de magnésio contém 4,8 g de magnésio ,
6,4 g de enxofre e 9,6 g de oxigênio. Determine a
fórmula porcentual em massa do sulfato de
magnésio.
M=
atômica do Ca = 40 u
molar do Ca = 40 g/mol
molecular do Ca3(PO4)2 = 310 u
molar do Ca3(PO4)2 = 310 g/mol
Número de Avogadro ou Constante de Avogadro X
Quantidade de Matéria (mol)
Esse valor corresponde a 6,02 x 1023 entidades (ou,
aproximando, 6 x 1023).
Um mol contém 6,02 x 1023 unidades.
1
1
1
1
mol de átomos ---- 6,02 x 1023 átomos
mol de moléculas---6,02 x 1023 moléculas
mol de íons ---- 6,02 x 1023 íons
mol de alunos ---- 6,02 x 1023 alunos
DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS PORCENTUAIS
As fórmulas são determinadas experimentalmente
através dos resultados obtidos na análise quantitativa
das substâncias. Na época de Proust, eram utilizadas
as fórmulas porcentuais em massa, porque elas
podiam ser estabelecidas independentemente das
massas atômicas e moleculares, ainda não conhecidas
na época. (somente depois de determinadas as
massas atômicas e moleculares é que as fórmulas
porcentuais em massa puderam ser convertidas em
fórmulas moleculares).
Profª Fátima Serrado
3
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MÍNIMA
A fórmula mínima (ou empírica, ou estequiométrica)
é a fórmula que indica a proporção entre os números
de átomos de cada elemento participante, pelos
menores números inteiros possíveis.
Depois de determinadas as primeiras massas
atômicas, as fórmulas porcentuais em massa puderam
ser convertidas em fórmulas mínimas, ou empíricas,
ou estequiométricas.
Exercícios Resolvidos:
1) Verifica-se
experimentalmente
que
uma
substância X tem a seguinte composição em
massa: 40% de C, 6,67% de H e 53,3% de O . Qual
é a sua fórmula mínima; Dados: C = 12, H = 1 e O
= 16
Resolução:
A fórmula porcentual indica que 100 g da substância
X contém 40 g de C, 6,67 g de H e 53,5 g de O.
Vamos determinar o número de mol (átomos) de
cada elemento.
-1-
Apostila de Química
C  nC = 40/12 = 3,33 mol
H  nH = 6,67/1 = 6,67 mol
O  nO = 53,3/16 = 3,33 mol
A relação entre os números de mol de átomos é a
própria relação entre os números de átomos.
Poderíamos escrever a fórmula:
C3,33H6,67O3,33
Mas, na fórmula mínima, a proporção entre o
número de átomos deve ser expressa pelos menores
inteiros. Uma relação de números não se altera se
todos forem divididos pelo menor:
3,33 / 3,33 = 1
6,67 / 3,33 = 2
3,33 / 3,33 = 1
Resposta: CH2O
Exercícios:
1) Determine a fórmula mínima de um composto
que encerra 26,3% de Ca, 42,1% de S e 31,6% de O
(dados: Ca=40, S=32 e O=16).
2) 2,17 g de um composto contêm 0,84 g da Ca,
0,434 g de P e 0,896 g de O . Determine sua
fórmula empírica (Ca=40, P = 31 e O=16).
3) Determine a fórmula estequiométrica de um
composto que encerra 81,8% de C e 18,2 % de H.
(H=1 e C = 12)
4) Determine a fórmula estequiométrica de um
composto que encerra 72,4% de Fe e 27,6% de O.
(Fe=56 e O=16).
CMB
Tornando-os números inteiros:
Fe: 1 x 2 = 2
S: 1,5 x 2 = 3
O: 6 x 2 = 12
Fórmula: Fe2S3O12  Fe2(SO4)3
Massa molar = 400 g/mol
2x56 + (32 + 4x16)x3 = 400 g/mol
Exercícios
1) Determine a formula molecular de um composto
de massa molar igual a 384 g/mol e que encerra
28,1% de Al, 21,9% de Si e 50% de O. (Al = 27, Si =
28 e O = 16)
2) Determine a fórmula molecular de um composto
A que contém 40% de C, 6,7% de H, 53,3% de O e
cuja massa molecular é igual a 60. (C = 12, H = 1,
O = 16).
Reações Químicas
Cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos
envolvidos em uma reação.
Roteiro:
1) Balancear a reação;
2) Colocar os dados abaixo dos reagentes e/ou
produtos;
3) Correlacionar os dados, em suas unidades
adequadas;
4) Realizar a regra de três pertinente.
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MOLECULAR
LEIS PONDERAIS
A fórmula mínima não indica a grandeza molecular.
Assim, uma substância com a fórmula mínima CH2O
poderia ter as fórmulas moleculares: CH2O, C2H4O2,
C3H6O3, ... pois em todas essa moléculas a proporção
entre o número de átomos de C, H e O, expressa
pelos menores números inteiros, é de 1:2:1
São todas relacionadas à massa.
Lei de Lavoisier: As massas dos reagentes envolvidos
em uma reação são sempre iguais às massas dos
produtos obtidos.
Ex.
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(v)
(coef) x M:
2g
16 g
18 g
2 g + 16 g = 18 g
Exercício Resolvido:
A análise quantitativa de uma substância X mostrou
que ela é formada por 28% de ferro, 24% de enxofre e
48% de oxigênio, em massa. Determine a fórmula
molecular dessa substância X, sabendo que sua massa
molar é 400 g/mol e que as massas atômicas são: Fe
= 56, S = 32 e O = 16
Resolução:
100 g de X contêm: 28 g de Fe; 24 de S e 48 g de O
n = m/M
nFe = 28/56 = 0,5 mol
nS = 24/32 = 0,75 mol
nO = 48/16 = 3 mol
dividindo pelo menor:
Fe  0,5/0,5 = 1
S  0,75;0,5 = 1,5
O  3/0,5 = 6
Profª Fátima Serrado
Lei de Proust: As proporções das substâncias em uma
reação serão sempre obedecidas.
Ex. .
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(v)
(coef) x M:
2g
16 g
18 g
Proporção:
4g
32 g
36 g
Exercício Resolvido:
Certa quantidade de cobre reagiu completamente
com 2,52 g de HNO3, conforme a reação:
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Calcule:
a) o número de átomos de cobre que reagiu;
b) a massa de Cu(NO3)2 formado;
c) a quantidade (mol) de H2O formado;
d) o volume de NO formado nas CNTP.
Dados: Cu = 63; N = 14; O = 16; H = 1
-2-
Apostila de Química
Resolução:
Massa molar HNO3 = 1 + 14 + 3x16 = 63g/mol
Massa molar Cu(NO3)2 = 63+(14+3x16)x2 =
187g/mol
Volume molar = 22,4l/mol
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3x6.1023 -- 8x63g ----- 3x187g -------2x22,4 l ---4 mols
a (átomos) --2,52 g----- b (m) --- d (vol) ----c(mol)
a = 9.1021 átomos
b = 2.805 g
c = 0,02 mol
d = 0,224 litros
Reação com excesso de reagente
Em uma reação balanceada corretamente, o
somatório das massas molares dos reagentes iguala-se
ao somatório das massas molares do produto (Lei de
Lavoisier). Porém, quando se coloca para reagir uma
quantidade acima da necessária da proporção
correta, existirá sobra (parte não reage), que
chamamos de excesso.
O reagente que reage totalmente, sem sobra,
é chamado de reagente limitante da reação (pois,
ele é que vai determinar estequiometricamente a
proporção dos componentes da reação).
Exercício Resolvido:
28 g de ferro são colocados para reagir com 36 g de
enxofre, segundo a reação: Fe + S → Fe3S3.
Dados: M(Fe) = 56; M(S) = 32; M(Fe 2S3) = 208
Responda:
a) Qual a massa de Fe2S3 formada.
b) Calcule a massa do reagente em excesso.
c) Qual o reagente limitante dessa reação?
Resolução:
Primeiramente verifica-se se a reação está
balanceada, caso contrário, faz-se o
balanceamento: 2Fe + 3S → Fe2S3
Coloca-se os valores dados e o que foi pedido no
problema, na 2ª linha abaixo das respectivas
substâncias e, na 1ª linha, coloca-se os valores
estequiométricos da reação:
2Fe + 3S → Fe2S3
2x56 -- 3x32 ---- 160
28g -- 36g ---- x
Calcula-se o valor necessário para que 30g de Fe
reaja totalmente:
112 ------ 64
28 ------ x  x = 16 g
Logo, como preciso de 16 g de S para reagir com
28 g de Fe, tem-se excesso de S (dos 36 g que foi
colocado para reagir, 16g reagiu, logo, houve uma
sobra de: 36 g – 16 g = 20 g de enxofre)
Com isso, podemos dizer que o reagente limitante é
o ferro, pois todo ele reage e limita a reação nesse
valor estequimétrico.
Profª Fátima Serrado
CMB
Com isso, calculamos o valor do Fe 2S3 a partir do Fe
utilizado:
2Fe + 3S → Fe2S3
2x56 g ------- 160g
28g --------- x  x = 40 g de Fe2S3
Reação com grau de pureza
Em uma reação onde um dos reagentes tem um
determinado grau de pureza, calcula-se esse grau de
pureza e faz-se os cálculos estequiométricos. A parte
pura é a que reage.
Exemplo: Calcule a massa de calcáreo, com grau de
pureza igual a 80% de carbonato de cálcio que deve
ser usada para obter 140 g de óxido de cálcio, CaO,
segundo a reação: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g).
Dados: Massas molares: Ca = 40; C = 12; O = 16.
Resolução:
CaCO3 → CaO + CO2
100 g --- 56 g
x
--- 140 g 
x = 250 g
Como somente a parte pura que reage e, o calcáreo
tem 80% de pureza, a massa calculada (250g)
corresponde a 80% do calcáreo, então calculamos a
quantidade de calcáreo que foi usada (os 100% da
massa colocada)
250 g --- 80%
x
--- 100%  x = 312,5 g de calcáreo
Reação com rendimento
Toda reação, teoricamente, ocorre com 100% de
eficiência (rendimento), então, caso tenha um
rendimento definido, calcula-se, dos valores
formados nos produtos, o correspondente ao
rendimento.
Exemplo: Reagindo 320 g de Fe2O3, segundo a reação
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 , qual a massa de ferro
obtida, sabendo-se que o rendimento é de 90%.
Dados: M(Fe2O3) = 160g/mol; M(Fe) = 56 g/mol.
Resolução: Calcula-se a massa de Fe obtida:
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2
2x160 g ------ 4x56 g
320 g ------ x
x = 224 g (essa massa é obtida para um
rendimento de 100%), porém, como o rendimento
é 90%, então, a massa obtida será 90% de 224g =
201,6 g.
Questões de Olimpíadas de Química
1. (OBQ-2011) A combustão completa do propano
ocorre segundo a reação, representada pela
equação não balanceada, abaixo:
C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
-3-
Apostila de Química
CMB
A relação entre os volumes de O2(g) consumido e
de CO2(g) produzido é de:
a) 1:1
b) 2: 3
c) 3:1
d) 3:2
e) 5:3
2. (OBQ-2011) O carbeto de silício (SiC), também
conhecido como carborundum, uma substância
dura empregada como abrasivo, pode ser obtido
a partir da reação de SiO2 com carbono, a altas
temperaturas, conforme a equação química (não
balanceada) abaixo:
SiO2(s) + C(s)  SiC(s) + CO(g)
a)
Reescreva a equação
devidamente balanceada
Segundo a reação: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) +
H2O(l)
1 mol de CH4 reagem totalmente com 2 mol de O2
química
CH4: T (K) = T(oC) + 273 = 25 + 273 = 298K
1 torr = 1 mmHg
800 torr = 800 mmHg
X atm = 800 mmHg
Utilizando a equação de Clapeyron, para gases,
temos: PV = nRT (onde R = 0,081 atm.L/mol.K)
acima,
Em um experimento colocou-se para reagir 6,01g
de SiO2 e 7,20 g de carbono.
b)
c)
d)
e)
Qual será o reagente limitante?
Que massa de carborundum poderá ser
obtida, considerando o consumo completo do
reagente (rendimento de 100%)?
Que massa restará do reagente em excesso?
Se, no experimento acima, obtém-se 2,56 g
de SiC, qual o rendimento da reação?
As questões de 1 a 11 referem-se à IX Olimpíada
de
Química
do
Distrito
Federal
(2010)
Modalidade A – 1º e 2º anos
Julgue os itens seguintes em certo ou errado.
O metano sofre reação de combustão segundo a
equação:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
3. Sabendo que o ar atmosférico possui apenas 21%
de oxigênio e admitindo que os reagentes estão
às mesmas condições de temperatura e pressão,
é correto afirmar que é necessária quantidade
inferior a 50 L de ar para a combustão de 9,37 L
de CH4.
Resp: (E) – Solução
Segundo a reação:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + H2O(l)
1 mol CH4 ---- 2 mol O2
0,015 mol ----- x
x = 0,030 mol O2
O2:
n = 0,030 mol
T = 27 + 273 = 300K
P = 742 torr = 0,976 atm
Sendo PV = nRT, temos:
O Na2O2 é um superóxido amarelo pálido utilizado
industrialmente como alvejante de polpa de madeira,
de papel e de artigos têxteis, tais como algodão e
linho. É um oxidante poderoso e muitas de suas
reações
são
perigosamente
violentas,
particularmente com materiais redutores, tais como
alumínio em pó, carvão, enxofre e muitos solventes
orgânicos. Como ele reage com o CO2 do ar, ele pode
ser empregado para purificar o ar em submarinos e
ambientes confinados, pois além de absorver o CO 2
desprende O2. O Na2O2 é obtido industrialmente de
acordo com as seguintes reações balanceadas:
2 Na(s) + ½ O2(g)  Na2O(s)
Na2O(s) + ½ O2(g)  Na2O2(s)
5. A equação balanceada da reação de purificação
do ar citada no texto pode ser escrita como:
Na2O2(s) + CO2(g)  Na2CO3(s) + O2(g)
Resp: (C)
1 Volume CH4 reage com 2 volumes de O2
Então, 9,37 L de CH4 precisa de x
 x = (9,37x2)/1 = 18,74 L de O2
6. Numa determinada indústria a meta diária de
obtenção de Na2O2 é de aproximadamente 8,5
toneladas. Para isto, a indústria consome
diariamente mais de 4 toneladas de sódio
metálico.
O ar contém 21% de O2, então, a
quantidade de ar necessária para termos 18,74L
de O2 é:
Resp: (C) – Solução
2 Na(s) + ½ O2(g)  Na2O(s)
Na2O(s) + ½ O2(g)  Na2O2(s)
18,74 L ------ 21%
x
------ 100%
x = 89,23 L de ar (uma quantidade superior a 50 L).
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s)
2(23) g ------------- 78 g
x
------------- 8,5 t
x = 5,01 ton
4. Caso o metano esteja a uma temperatura de
25°C e a uma pressão de 800 Torr, serão
necessários menos de 380 L de oxigênio a 27 °C
e a 742 Torr para reagir com os 348 mL de CH4.
Resp: (E) – Solução
Profª Fátima Serrado
1 atm = 760 mmHg
x = 1,0526 atm
-4-
Apostila de Química
7. Para alcançar essa mesma meta é necessário
consumir mais de 1000 m3 de O2 (Considerando
volume molar igual a 22,4L).
Resp: (C) – Solução
1000 m3 = 106 dm3 = 106 L (1 dm3 = 1 L)
8,5 t = 8,5.103 Kg = 8,5.106 g
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s)
2(22,4) L --- 78 g
x
---- 8,5.106 g
x = 4,8.106 L
O ar atmosférico é composto por vários gases.
Uma análise nas camadas de ar seco e limpo ao
nível do mar pode revelar uma composição de
21% de oxigênio, 78% de nitrogênio, 0,97% de
gases nobres e 0,03% de dióxido de carbono.
O Brasil é um grande exportador de ferro
mundial. Suas principais reservas se encontram
na serra de Carajás, localizada no estado do Pará.
A reação, não balanceada, que descreve a
extração do ferro de seu minério é:
CMB
Calculando-se as massas molares:
 CuSO4: 63,5 +32 + 4.16 = 159,5 g/mol
 H2O: 2.1 + 16 = 18 g/mol
A % de massa de água é 36,1%, então, o percentual
de CuSO4 (sulfato de cobre) é:
100 – 36,1 =63,9%
Massa molar do CuSO4.xH2O = 159,5 + 18x (que
corresponde a 100% da massa)
(159,5 + 18x)g do CuSO4.xH2O ---- 100 %
159,5g de CuSO4
-------- 63,9 %
x=5
Então, temos 5 mols de H2O no sal hidratado:
CuSO4.5H2O
12. A pirita (FeS2) é um minério de ferro conhecido
como ouro de tolo em face de sua aparência.
Quando queimada na presença de oxigênio do
ar, a pirita é convertida nos óxidos Fe2O3 e SO2.
O ferro é então obtido a partir do óxido de ferro
em um alto-forno. A massa de ferro (em kg) que
pode ser obtida a partir de 1 tonelada de pirita
de pureza igual a 95% está entre:
a)
b)
c)
d)
e)
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(s)
8. Para cada mol de Fe2O3 será produzido um mol
de Fe.
Resp: (E) – Solução
Reação balanceada:
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(s)
1 mol de : Fe2O3(s) produz 2 mols de Fe(s)
9. Considerando que a reação tenha 95% de
rendimento, para cada mol de Fe2O3 gasto há a
produção de 125,4 g de CO2.
Resp: (C) – Solução
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(s)
1 mol -------------------------3(44 g) = 132 g
Como o rendimento foi de 95%:
132 x 95% = 125,4 g
10. 3 toneladas de hematita (Fe2O3) produzirão
aproximadamente 2,1 toneladas de ferro.
Resp: (C) – Solução
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(s)
160 g ----------------- 2(56 g)
3 ton ----------------- x
 x = 2,1 ton
11. Se a porcentagem, em massa, de água de
cristalização em sulfato de cobre hidratado é de
36.1%, o número de mols de água por mol de
CuSO4 é igual a:
a) 4
b) 5
c) 6
d) 7
e) 8
e
e
e
e
e
300
350
400
450
500
kg
kg
kg
kg
kg
Resp: (d)
Reação balanceada (tentativa):
2FeS2 + 11/2 O2  Fe2O3 + 4 SO2
Em alto-forno o Fe3+ é reduzido a Feo, com presença
de CO, que se oxida a CO2:
Fe2O3 + CO  2 Fe + CO2
Balanceamento por oxi-redução:
Fe3+ se reduz a Feo (variação de 3, mas, como temos
2 Fe, multiplica-se por 2) = 6
Carbono (no CO) tem nox +2 e no CO2 tem nos +4,
então houve uma variação de 2.
Simplificando 6 (do Fe) com 2 (do C), temos 3 e 1.
Trocando as variações, temos:
1 Fe2O3 + 3 CO  Fe + CO2
Agora, por tentativa:
1 Fe2O3 + 3 CO  2 Fe +3 CO2
As reações balanceadas que ocorrem são:
Reação 1: 2 FeS2 + 11/2 O2  Fe2O3 + 4SO2
Reação 2: 1 Fe2O3 + 3 CO  2 Fe +3 CO2
Na reação 1, reagindo 2 mols de FeS 2 obtém-se 1 mol
de Fe2O3, que, na reação 2 reage formando 2 mols de
Fe, então, é necessário 2 mols de pirita (FeS2) para
se obter 2 mols de Fe, que, simplificando:
1 mol FeS2  1 mol Fe
Dados: Cu =63,5 u; S = 32 u; O = 16 u; H = 1 Resp: (b)
Profª Fátima Serrado
200
300
350
400
450
-5-
Apostila de Química
CMB
Grau de pureza é 95%, então 95% de 1 tonelada
(1.000 kg) = 950 Kg
FeS2 ----- Fe
M(FeS2)=120 e M(Fe)=56
Massa molares: 120 g ---- 56 g
950 kg --- x  x= 443,33 kg
2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
1 mol –- 1 mol
x --- 0,1 mol
 x = 0,1 mol H2O
13. A partir da pirita, minério citado na questão
anterior, também se pode obter ácido sulfúrico,
segundo a sequência de reações, cujas equações
químicas não-balanceadas são mostradas a
seguir:
FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
SO2 + O2  SO3
SO3 + H2O  H2SO4
Após o balanceamento destas equações, pode-se
deduzir que a quantidade de matéria (número de
mols) de ácido sulfúrico obtida a partir de 1 mol
de FeS2 é igual a:
a) 1
b) d) 4
b) 2
e) 8
Após o aquecimento houve uma perda de 16
g. O CO2 é liberado como gás, então, a massa
de água formada é: 16 – 4,4g (CO2) = 11,6 g
(que corresponde a 0,64 mol):
1 mol H2O ----- 18 g
x ------ 11,6 g  x = 0,64 mol
Houve formação de 0,1 mol de água na
segunda reação, então, na primeira reação
formou-se: 0,64 – 0,1 = 0,54 mol de água.
Na2CO3 .10 H2O  Na2CO3 + 10 H2O
286 g ------------- 10 mols
x ------------- 0,54 mols
x = 15,4 g
c) 3
Resp: (b)
Fazendo o balanceamento por tentativas,
temos:
2 FeS2 + 11/2 O2  Fe2O3 + 4 SO2
Como formou 4 mols de SO2 , multiplica-se a
reação seguinte por 4:
SO2 + ½ O2  SO3 que passa a ser:
4SO2 + 2 O2  4 SO3
Houve formação de 4 mols de SO 3, então
multiplica se próxima reação por 4:
SO3 + H2O  H2SO4 que passa a ser:
4 SO3 + 4 H2O  4 H2SO4
15. Numa reação em que 44 g de sulfeto ferroso são
obtidos a partir de 20 g de enxofre, estando o
ferro em excesso, o rendimento está entre:
a)10 e 30 %
b) 30 e 40 %
c) 40 e 50 %
d) 50 e 70%
e) 70 e 90 %
Resp: (e) – Solução
Reação balanceada:
S + Fe  FeS (Massas molares: Fe = 56; S = 32)
1 mol Fe ---- 1 mol FeS
56 g ---- 88 g
x ---- 44 g 
x = 28 g
Então, 2 mols de FeS2 forma 4 mols de H2SO4
Simplificando: 1 mol de FeS2 são necessários
para formar 2 mols de H2SO4
14. Em um cadinho foi colocada uma mistura de
carbonato de sódio decahidratado e carbonato
ácido de sódio. Após aquecê-la na mufla restou
unicamente carbonato de sódio, verificando-se
uma perda total de peso na ordem de 16 gramas.
Se a quantidade de CO2 seco desprendido do
cadinho foi de 4,4 g e as reações ocorridas
foram:
Na2CO3 .10 H2O  Na2CO3 + 10 H2O
2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
Determine a quantidade, em gramas, de
Na2CO3.10 H2O existente na mistura.
DADOS: M (H) =1 g/mol; M (C) = 12 g/mol; M
(O) = 16 g/mol; M (Na) = 23 g/mol
Solução
Massa molar do CO2 = 44 g/mol
Massa de CO2 formada = 4,4 g (= 0,1mol)
Profª Fátima Serrado
Cálculo do rendimento:
28 g ---- 100% de rendimento
20 g ---- x  x = 71,43%
16. Se a densidade de uma mistura de gases metano
e propano, apresenta a mesma densidade que o
gás etano, então, a proporção entre os volumes
dos gases metano e propano nesta mistura é de:
a) 1:1
b) 1:2
c) 1:3
d) 2:1
e) 3:1
Resp: (a) – Solução
Metano: CH4 (massa molar= 12 + 4(1) = 16 g/mol)
Propano: C3H8 (massa molar= 3(12) + 8(1) = 44 g/mol)
Etano: C2H6 (massa molar= 2(12) + 6(1) = 30 g/mol)
Como a mistura tem a mesma densidade do gás
etano, a massa molar relativa é a mesma do etano,
que é 30.
-6-
Apostila de Química
Cálculo do %, em massa, de metano e propano
na mistura:
x = % metano
y = % propano
x + y = 100%  y = x – 100
CMB
A razão é ½ , mas, caso tenha mais oxigênio, a
combustão também será completa, portanto, pelas
alternativas, o item c é o único onde a quantidade
de O2 é maior.
19. Em um laboratório há uma amostra de carbonato
de bário contaminada com sulfato de bário. Para
determinar a porcentagem de contaminante um
técnico tomou 10 g dessa amostra e reagiu com
excesso de ácido clorídrico, produzindo 10,55 g
de precipitado de cloreto de bário.
a) Escreva a equação da reação de carbonato
de bário com o ácido clorídrico;
b) Calcule o volume de gás desprendido em
condições ambientes (1 atm e 27 °C);
c) Determine a porcentagem de sulfato de
bário na amostra.
16 x + 4400 – 44 x = 3000  x = 50% (logo, y = 50%)
17. Explosivos produzem, em geral, um grande
volume de gases como produtos. A nitroglicerina
detona de acordo com a seguinte reação:
2 C3H5N3O9(l)  6 CO2(g) + 3 N2(g) + 5 H20(g) + ½ O2(g)
Se 1 g de nitroglicerina sofre uma explosão, o
volume de gases produzidos, se a pressão total é
de 1 atm e a temperatura 500oC será de:
a) 1 L
b) 2 L
c) 3 L
d) 4 L
e) 5 L
Resp: (b)
Massa molar:
C3H5N3O9 = 3(12)+5(1)+3(14)+9(16) = 227 g/mol
Solução
a) BaCO3 + 2HCl  BaCl2 + H2O + CO2
b) Massa molar: BaCl2 = 208 g/mol
1 mol BaCl2 ----- 1 mol CO2
208 g
----- 1 mol
10,55 g ----x  x = 0,05 mol de
CO2
Cálculo do volume: P.V = n.R.T
1.V = 0,05.0,082.(27+273)  V =
1,23 L de CO2
c) Massa molar do BaCO3 = 197 g/mol
1 mol BaCO3 ---- 1 mol BaCl2
197 g
----- 208
x
------ 10,55 g
 x = 9,99 g
Cálculo da % de BaCO3 na mistura:
10 g ----- 100%
9,99 g --- x  x = 99,9%
2 C3H5N3O9(l)  6 CO2(g) + 3 N2(g) + 5 H20(g) + ½ O2(g)
2 mols ---------- 6 mol + 3mol + 5mol + ½ mol =
14,5 mols de produtos gasosos
2(227) g -------- 14,5 mol
1g
------x  x = 0,032 mol
Utilizando a equação de Clapeyron, calculamos o
volume correspondente a 0,032 mol
P.V = n.R.T  1.V = 0,032.0,082.(500 + 273)
V=2L
18. No maçarico de acetileno ocorre a reação de
combustão, representada pela equação química
(não balanceada), abaixo:
C2H2(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
Para que ocorra uma combustão “perfeita” do
acetileno, a razão entre os números de mols de
acetileno e oxigênio deve ser:
a) 2/1
b) 3/1
c) 2/5
d) 3/5
e) 5/2
Resp: (c)
Reação balanceada (por tentativas):
C2H2(g) + 2O2(g)  2CO2(g) + H2O(g)
1 mol ----- 2 mol
Profª Fátima Serrado
20. As soluções aquosas de carbonato de sódio e
nitrato de prata reagem para formar carbonato
de prata sólido e uma solução de nitrato de
sódio. Uma solução contendo 6,5 g de carbonato
de sódio é misturada com uma solução contendo
7,00 g de nitrato de prata. Quantos gramas de
carbonato de sódio, nitrato de prata, carbonato
de prata e nitrato de sódio estão presentes ao
final da reação?
Solução
Massas molares: Na2CO3 = 106; AgNO3 = 170;
NaNO3 =85; Ag2CO3 = 276
Reação balanceada:
Na2CO3 + 2AgNO3  2NaNO3 + Ag2CO3
Cálculo do reagente limitante:
1 mol ---- 2 mol
106 g ----- 2(170) g
6,5 g ----- x  x = 20,85 g
Para reagir com 6,5 g de Na2CO3 são
necessários mais que 7,00 g de AgNO3, então teremos
-7-
Apostila de Química
CMB
excesso de Na2CO3 , logo o Na2CO3 é o reagente
limitante.
Cálculo
das
massas
das
substâncias
envolvidas:
Na2CO3 + 2AgNO3  2NaNO3 + Ag2CO3
106 g --- 2(170) ---2(85) --- 276 g
x ---- 7 g ---- y ----- z
x = 2,18 g Na2CO3
y = 3,5 g NaNO3
z = 5, 6 g Ag2CO3
Profª Fátima Serrado
-8-