PROFESSOR: VINÍCIUS DANTAS CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

PROFESSOR: VINÍCIUS DANTAS
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
01. (UCSal) 10 gramas de uma substância X reagem com 120 gramas de uma substância
Y, produzindo 3 mols de uma substância Z e uma substância W.
Sendo a massa molecular de Z igual a 20, a massa, em gramas, de W produzida na
reação é igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
60
70
120
130
150
02. Ozônio pode ser totalmente decomposto, fornecendo como único produto oxigênio
molecular.
Quando 30 litros de ozônio gasoso (à temperatura T e pressão P) se decompõem, o
volume de oxigênio gasoso formado, em litros, medido a P e T é:
a)
b)
c)
d)
e)
15
30
45
60
75
03. (UFBA/adaptada) Numa reação de precipitação entre nitrato de prata e cloreto de
sódio, obteve-se 30,0 g de cloreto de prata e certa quantidade de nitrato de sódio. A
quantidade de nitrato de prata empregada na reação foi aproximadamente de:
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
a)
b)
c)
d)
e)
17,8 g
30,0 g
35,6 g
47,8 g
71,2 g
04. A aspirina (C9H8O4) é preparada através da reação do ácido salicílico (C7H6O3),
conforme a equação:
C7H6O3 + C4H6O3  C9H8O4 + C2H4O2
Sabendo-se que um envelope de aspirina contém quatro comprimidos e que cada um
deles tem 1,5 g.
Quantos envelopes são obtidos a partir de 46 g de ácido salicílico?
a)
b)
c)
d)
e)
09
10
11
16
19
05. (Uneb) Um produto comercial empregado na limpeza de esgotos contém pequenos
pedaços de alumínio, que reagem com NaOH para produzir bolhas de hidrogênio. A
reação que ocorre é expressa pela equação:
2 Al + 2 NaOH + 2 H2O  3 H2 + 2 NaAlO2
Calcular o volume de H2 medido nas CNTP que será liberado quando 0,162g de
alumínio reagir totalmente.
01) 1,20 L
02) 0,20 L
03) 0,10 L
04) 2,20 L
05) 3,30 L
06. (Fuvest-SP) Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela
“chuva ácida”, seja liberado para a atmosfera é trata-lo previamente com óxido de
magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir:
MgO(s) + SO2(g) + ½ O2(g)  MgSO4(s)
Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6 x 10 3
toneladas de SO2?
a)
b)
c)
d)
e)
1,5 x 102
3,0 x 102
1,0 x 103
6,0 x 103
2,5 x 104
07. (PUCamp) Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos
orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação:
NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)
Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de
60,0g de hidreto de sódio?
Dados:
Volume molar, nas condições ambiente = 24,5L/mol
Massa molar do NaH = 24g/mol
a) 61,2
b) 49,0
c) 44,8
d) 36,8
e) 33,6
08. (UCSal) O volume de H2, a 0°C e 0,5 atm, obtido quando reagimos 10 mols de ácido
clorídrico com zinco, supondo-se que a reação seja total, será:
2 HCl + Zn  ZnCl2 + H2
a)
b)
c)
d)
e)
2,24 L
22,4 L
0,224 L
2,24 L
224 L
09. (Cesgranrio) Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe 2O3),
considere a equação não-balanceada:
Fe2O3 + C  Fe + CO
Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na
reação, a quantidade de ferro produzida será de:
Pesos atômicos: C = 12; O = 16; Fe = 56
a) 2688 kg
b) 3360 kg
c) 1344 t
d) 2688 t
e) 3360 t
10. (Uneb) Calcule o volume de CO2, nas CNTP, quando se utiliza 3,2 g de metano (CH4),
admitindo para a reação uma eficiência de 50 %.
CH4 + O2  CO2 + H2O
a)
b)
c)
d)
e)
2,24
18,0
20,0
162,0
324,0
11. O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de alumínio com
ácido sulfúrico, cuja equação química não-ajustada é dada a seguir:
Al + H2SO4  Al 2(SO4)3 + H2
Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H2SO4 para reagir com 5,4g do
metal e obteve 5,71 litros do gás nas CNTP. Nesse processo, o analista obteve um
rendimento aproximado de:
Dados: Al = 27
a) 75 %
b) 80 %
c) 85 %
d) 90 %
e) 95 %
12. (Mackenzie) Uma amostra de 340,0g de salitre do Chile, cujo teor em nitrato de sódio
é de 75%, reage com ácido sulfúrico concentrado, produzindo bissulfato de sódio
(NaHSO4) e ácido nítrico. A massa mínima de ácido, necessária para reagir com todo
o nitrato de sódio, é igual a:
Dadas as massas molares:
H=1, N=14, O=16, Na=23 e S=32 (g/mol)
a) 147,0 g
b) 522,7 g
c) 73,5 g
d) 294,0 g
e) 392,0 g
13. (UFBa) As reações químicas abaixo representam um dos processos de obtenção do
ferro.
I. 2 C(s) + O2(g)  2 CO2(g)
II. Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Com base nessas reações, calcule a massa de carbono necessária à obtenção de
111,6g de ferro, expressando o resultado com dois algarismos significativos.
Resolução:
14. (UFBa) Determine nas CNTP, o volume de gás SO2 produzido na reação de
combustão completa de 160Kg de uma amostra contendo 95% (% em peso) de CS2.
Expresse o resultado em unidades de 103 L, aproximando-o para o número inteiro
imediatamente superior.
CS2 + O2  CO2 + SO2
Resolução:
01. (PUC-RS/2004) O carbeto de silício (SiC) possui uma estrutura idêntica à do diamante
e, por isso, apresenta elevada dureza, sendo utilizado, por exemplo, na confecção de
esmeril para afiar facas e no corte de vidros. Uma forma de obtenção do carbeto de
silício dá-se por meio da reação de aquecimento de coque com areia, conforme
expressa a equação a seguir:
3 C + SiO2  SiC + 2 CO
A massa de carbeto de silício, em kg, que se forma a partir da utilização de 1kg de
carbono presente no coque é, aproximadamente,
a) 0,33
b) 0,78
c) 1,11
d) 1,44
e) 3,33
02. (PUC-Rio/2004) O sulfato de bário (BaSO4) é usado como contraste em exames
radiológicos e pode ser obtido pela seguinte reação:
BaCl2(aq) + H2SO4(aq)  BaSO4(s) + 2HCl(aq)
Que volume de solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,5 mol.L­1 deve ser
utilizado para se obter 30 mols de BaSO4? Considere que existe excesso de BaCl2.
a) 6 L
b) 12 L
c) 15 L
d) 20 L
e) 25 L
03. (PUC-MG/2004) O oxigênio pode ser obtido através da decomposição térmica do
clorato de potássio (KClO3), conforme a reação:
KClO3(s)  KCl + 3/2 O2(g)
O volume de oxigênio obtido, nas CNTP, pela decomposição de 24,5 g de clorato de
potássio, é igual a:
a) 3,36 L
b) 6,72 L
c) 13,44 L
d) 22,40 L
04. (PUC-MG/2004) O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser obtido
industrialmente pela fermentação da sacarose (C12H22O11), representada
simplificadamente pelas equações:
C12H22O11 + H2O  2 C6H12O6
2 C6H12O6  4 C2H5OH + 4 CO2
Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana que contenha 5 mols de sacarose e
admitindo-se um rendimento de 80%, o número de mols de álcool etílico obtido será
igual a:
a) 20
b) 16
c) 10
d) 8
Dados: C = 12; H = 1; O = 16.
05. (Fatec-SP) A “morte” de lagos e rios deve-se à presença, na água, de substâncias
orgânicas que, sob ação de bactérias, degradam-se, consumindo o oxigênio
dissolvido. Considere a amostra de água poluída contendo 0,01 g de matéria orgânica,
na forma de uréia, que se degrada como representa a equação:
CO(NH2)2(aq) + 4 O2(g)  CO2(aq) + 2 HNO3(aq) + H2O(l)
Para degradar 0,01 g de uréia, a massa de O2 consumida, expressa em “mg” é:
Dados: massa molar da uréia = 60 g/mol e do gás oxigênio = 32 g/mol
a)
b)
c)
d)
e)
2,13
5,30
6,00
21,3
530
06. (Fuvest-SP) Rodando a 60 km/h, um automóvel faz cerca de 10 km por litro de etanol,
C2H5OH. Calcule o volume de gás carbônico, CO2, em metros cúbicos, emitido pelo
carro após 5 horas de viagem. Admita queima completa do combustível.
Dados: densidade do etanol = 0,8 kg/L; massa molar do etanol = 46 g/mol, volume
molar do CO2 = 25 L/mol
a)
b)
c)
d)
e)
13
26
30
33
41
07. (Uff) O Cloreto de Alumínio é um reagente muito utilizado em processos industriais
que pode ser obtido por meio da reação entre alumínio metálico e cloro gasoso.
Se 2,70g de alumínio são misturados a 4,0g de cloro, a massa produzida, em gramas,
de cloreto de alumínio é:
Massas molares (g/mol): Al = 27,0; Cl2 = 35,5
Al + Cl2  AlCl3
a) 5,01
b) 5,52
c) 9,80
d) 13,35
e) 15,04
08. (PUC-MG) Em julho de 1997, uma explosão danificou um avião da TAM em pleno vôo,
fazendo uma vítima fatal. Algum tempo depois, a perícia constatou que a explosão se
deveu a uma bomba que tinha, como um dos componentes, o nitrato de amônio.
A decomposição térmica do nitrato de amônio produz grande volume de gases e
considerável quantidade de calor, de acordo com a reação:
NH4NO3  N2(g) + ½ O2(g) + 2 H2O(g)
Supondo que o fabricante dessa bomba tivesse utilizado 160 g de nitrato de amônio, o
volume total de gás liberado, nas CNTP, em litros, seria igual a:
(Massas molares: NH4NO3 = 80 g/mol, N2 = 28 g/mol, O2 = 32 g/mol e H2O = 18 g/mol)
a)
b)
c)
d)
e)
33,6
44,8
67,2
156,8
313,6
09. (Cesgranrio) O H2S reage com o SO2 segundo a reação:
2H2S + SO2  3S + 2H2O
Assinale, entre as opções abaixo, aquela que indica o número máximo de mols de S
que pode ser formado quando se faz reagir 5 mols de H2S com 2 mols de SO2.
a) 3
b) 4
c) 6
d) 7,5
e) 15
10. (ESPM-SP) O hipoclorito de sódio tem propriedades bactericida e alvejante sendo
utilizado para cloração de piscinas e é vendido no mercado consumidor em solução
como água sanitária, cândida, Q-boa etc. Para fabricá-lo, reage-se gás cloro com soda
cáustica:
Cl2(g) + 2 NaOH(aq)  NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)
A massa de soda cáustica, NaOH(aq), necessária para obter 149 kg de hipoclorito de
sódio é:
a)
b)
c)
d)
e)
40 kg
80 kg
120 kg
160 kg
200 kg
11. (FEI-SP) O butano, C4H10(g), é um gás usado como combustível em isqueiros
descartáveis. Sabendo-se que o ar atmosférico contém em média 210 mL/L de
oxigênio, 780 mL/L de nitrogênio e 10 mL/L de outros gases, o volume de ar, nas
CNTP, necessário para combustão completa de 2,5 g de butano (um isqueiro) é:
C4H10(g) + 13/2 O2(g)  4 CO2(g) + 5 H2O(v)
Dado: volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol.
a)
b)
c)
d)
e)
6,27 litros
7,58 litros
30,0 litros
52,0 litros
8,00 litros
12. (UCSal) Na decomposição térmica de 60 kg de sulfito de cálcio segundo a equação:
CaSO3(s)  CaO(s) + SO2(g)
foram produzidos 24 kg de gás sulfuroso, SO2(g).
Indique qual foi aproximadamente o rendimento da reação.
a)
b)
c)
d)
e)
38%
40%
60%
75%
86%
13. (UFPR) Um astronauta elimina cerca de 470,4L de gás carbônico por dia (nas CNTP).
Suponha que se utilize hidróxido de sódio para absorver o gás produzido, segundo a
equação
Qual é a massa de hidróxido de sódio necessária, por dia de viagem?
a) 0,924kg
b) 16,8kg
c) 8,40kg
d) 1,68kg
e) 40kg
14. (FEP-PA) A combustão de gás amoníaco é representada pela equação.
4NH3 + 3O2  2N2 + 6H2O
Calcule a massa de água obtida a partir de 42,5g de NH3, sabendo-se que a reação
apresenta um rendimento de 95%.
a) 25,05g
b) 38,89g
c) 64,12g
d) 71,02g
e) 77,91g
15. (Edson Queiroz-CE) Uma determinada indústria de processamento de minérios de
enxofre expele 3,80 toneladas de SO2 por dia através de sua chaminé. Se 70% do
SO2 expelido fossem convertidos em ácido sulfúrico, segundo a reação.
2SO2 + O2+ 2H2O  2H2SO4
poderíamos afirmar que a quantidade do ácido seria, aproximadamente:
a) 5,81 ton/dia
b) 2,48 ton/dia
c) 1,74 ton/dia
d) 4,07 ton/dia
16. (UCSal) Em presença de água, qual a massa de dióxido de carbono necessária para
transformar 200g de CaCO3 em Ca(HCO3)2?
CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2
a)
b)
c)
d)
e)
28g
44g
56g
88g
112g
17. (FEI-SP) O cobre é um metal encontrado na natureza em diferentes minerais. Sua
obtenção pode ocorrer pela reação da calcosita, Cu2S(s), com a cuprita, Cu2O(s).
Cu2S(s) + 2 Cu2O(s)  6 Cu(s) + SO2(g)
Numa reação com 60% de rendimento, a massa de cobre obtida a partir de 200 g de
calcosita com 20,5% de impureza e cuprita suficiente é:
a)
b)
c)
d)
e)
58,9 g
98,2 g
228,6 g
381,0 g
405,0 g
18. (UEFS) Uma indústria de garrafas fabrica 10 000 unidades por dia e produz o vidro
pela fusão de areia ou dióxido de silício, SiO2(s), calcário ou carbonato de cálcio,
CaCO3(s), e barrilha ou carbonato de sódio, Na2CO3(s). A composição do vidro é
variável, mas podemos considerar a reação abaixo como representativa do processo:
6 SiO2(s) + CaCO3(s) + Na2CO3(s)  2 CO2(g) + Na2O.CaO.6 SiO2(s)
vidro
Calcule, a partir dessa reação, a massa de dióxido de silício, SiO2(s), a 80% de pureza,
necessária para fornecer 9,56 kg de vidro.
Dados: O = 16 u; Na = 23 u; Si = 28 u; Ca = 40 u.
a)
b)
c)
d)
e)
7,2 kg
4,78 kg
9,0 kg
3,60 kg
72 kg
19. (UERJ) os combustíveis fósseis, como carvão e petróleo, apresentam impurezas,
dentre elas o enxofre. Na queima desses combustíveis, são lançados na atmosfera
óxidos de enxofre que, em determinadas condições, são oxidados e, em contanto com
a umidade do ar, se transformam em ácido sulfúrico. Este último precipita sob forma
de “chuva ácida”, causando sérios danos ao meio ambiente. Estes fenômenos estão
representados pelas equações abaixo:
S(s) + O2(g)  SO2(g)
SO2(g) + O2(g)  SO3(g)
SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(aq)
A massa de ácido sulfúrico formada na queima total de 12,8 kg de carvão com 2,5 %
em massa de enxofre será igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
0,32 kg
0,64 kg
0,98 kg
1,28 kg
1,32 kg
20. (UFMG) 65 kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo um sal
e liberando gás hidrogênio.
Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g)
Determine o rendimento desta reação, sabendo que a massa de hidrogênio obtida foi
de 1,5 kg. (Massas atômicas: Zn = 65, H = 1)
a)
b)
c)
d)
e)
50%
65%
75%
80%
85%
21. (PUC-MG) Em um tubo, 16,8 g de bicarbonato de sódio são decompostos, pela ação
do calor, em carbonato de sódio sólido, gás carbônico e vapor d’água. O volume de
gás carbônico, em litros, obtido nas CNTP, supondo o rendimento da reação igual a
90%, é igual a:
(Massa molar do NaHCO3 = 84 g/mol)
a)
b)
c)
d)
e)
2,02
2,48
4,48
4,03
8,96
22. (PUC-MG) O medicamento “Leite de magnésia” é uma suspensão de hidróxido de
magnésio. Esse medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal
provocada pelo ácido clorídrico, encontrado no estômago.
Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse medicamento, neutraliza-se certa
quantidade do ácido clorídrico, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio.
O grau de pureza desse medicamento, em termos de hidróxido de magnésio, é igual a:
(Massas molares: Mg(OH)2 = 58 g/mol, HCl = 36,5 g/mol e MgCl2 = 95 g/mol)
a)
b)
c)
d)
e)
90%
80%
60%
40%
30%
23. (UFRS) O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de
cálcio (carbureto) de acordo com a equação:
CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2
Utilizando-se 1 Kg de carbureto com 36% de impurezas, o volume de acetileno obtido,
nas CNTP, em litros, é de aproximadamente:
(Massa molar CaC2 = 64 g/mol)
a)
b)
c)
d)
e)
0,224
2,24
26
224
260
24. (FEI-SP) São postos a reagir 63,0 g de Cu com 63,0 g de HNO 3, segundo a equação
balanceada:
3 Cu + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Pode-se estequiometricamente concluir que há:
a)
b)
c)
d)
e)
excesso de 0,5 g de Cu.
consumo integral de reagentes.
formação de 18 g de H2O.
formação de 7,5 g de NO.
n.d.a.
(Massas molares: Cu = 63 g/mol, HNO3 = 63 g/mol)
25. (UNB) A Sociedade Interplanetária Inglesa sugeriu o uso de hidróxido de sódio para
remover o dióxido de carbono da atmosfera de uma cabine de expedição lunar. Em
média, o corpo humano elimina 924 g de dióxido de carbono por dia. A quantidade
mínima de hidróxido de sódio que deve ser levada a bordo, para 10 dias de viagem,
para cada astronauta, é:
NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O
a)
b)
c)
d)
e)
1,68 kg
8,40 kg
9,24 kg
16,80 kg
84,0 kg
26. O teor de óxido de alumínio na Terra é cerca de 2,5 vezes maior do que o óxido de
ferro (Fe2O3, FeO). Todavia o custo do alumínio é maior que o do ferro. No passado
(início do século XIX), o metal alumínio era mais caro que o ouro. Reis se destacaram
por dar banquetes com baixelas de alumínio, em lugar de ouro. Contudo, a partir de
1886, uma nova tecnologia de produção do metal alumínio reduziu-lhe o preço cerca
de duas mil vezes, permitindo que um maior número de pessoas usasse utensílios
deste metal, acabando com os privilégios dos reis. A reação química global do novo
processo pode ser representada pela equação:
2 Al2O3 + 3 C  4 Al + 3 CO2
Levando-se em conta as proporções da equação global, o número de mols de carbono
necessário à produção de 2700 kg de alumínio, considerando um rendimento de
100%, é igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
7,5 x 104
1,0 x 105
5,0 x 104
7,5 x 102
1,0 x 102
27. (UCSal) Uma resina de troca iônica (exemplo C8H7SO3Na) serve para diminuir a
dureza (presença de Ca2+) da água natural por um processo de troca iônica: o íon Na+
da resina é substituído pelo íon Ca2+ da água.
Ca2+ + 2 C8H7SO3Na  (C8H7SO3)2Ca + Na+
resina
resina
É assim que 1 grama de resina pode fixar uma quantidade, em mol de átomos de
cálcio igual a:
Dado: Massa molar C8H7SO3Na = 206 g/mol
a)
b)
c)
d)
e)
2,4 x 10-3 mol
2,4 x 10-2 mol
2,4 x 10-1 mol
1,2 x 10-2 mol
1,2 x 10-1 mol
28. (UCSal/2005.1) Os silicatos de sódio são vidros de grande importância, pois são
solúveis em água. Suas soluções aquosas têm utilização como adesivos de papelões
ondulados, preservadores de ovos e proteção contra fogo, entre outras. Os silicatos de
sódio são obtidos pela fusão alcalina da areia (sílica) com barrilha (carbonato de
sódio):
Na2CO3 + nSiO2  Na2O . nSiO2 + CO2
Nessa transformação n varia, dependendo das condições em que é realizada. Nos
silicatos de sódio comerciais mais comuns n é igual a 2,0 ou a 3,2.
Quando n = 3,2, para cada quilograma de silicato de sódio que se forma, o volume
que se produz de CO2, medido nas CAPT, é próximo de
Dado: volume molar de gás nas CAPT = 25 L/mol.
a)
b)
c)
d)
e)
100 L
75 L
50 L
25 L
10 L
29. (UFGO) No processo de fotossíntese a planta absorve CO2 e elimina oxigênio.
Tomando como base a reação seguinte,
6 CO2(g) + 6 H2O(l)  C6H12O6(l) + 6 O2(g),
marque a(s) alternativa(s) correta(s):
(01) A planta requer 1 mol de CO2 para produzir 1 mol de oxigênio.
(02) Para cada mol de glicose produzida são necessárias 6 moléculas de H2O.
(04) O número de moléculas do produto é igual ao número de moléculas dos
reagentes.
(08) O número total de átomos contidos nos reagentes é igual a quantidade de
átomos existentes nas substâncias produzidas.
(16) São necessários 44 g de gás carbônico para produzir 32 g de oxigênio.
30. (UFBA) Qual a massa, em gramas, de carbonato de cálcio (CaCO3) necessária para
reagir com o ácido clorídrico, a fim de produzir 5,6 L de CO 2, a 273°C e 4 atm de
pressão?
CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2O + CO2
Resolução:
31. (UFBA) O carbonato de cálcio, CaCO3(s), decompõe-se termicamente formando óxido
de cálcio, CaO(s), e dióxido de carbono, CO2(g). O acompanhamento dessa reação está
representado no gráfico a seguir, em que a pressão de equilíbrio do CO2 é
apresentada em função da temperatura, em 0C.
Num sistema fechado, de volume igual a 45,5L, foram aquecidos 150 g de CaCO 3(s)
até a temperatura de 835 0C.
Calcule a massa de carbonato de cálcio que se decompõe, admitindo que o CO2 se
comporta como um gás ideal, e expresse o resultado com dois algarismos
significativos.
Considere: massa molar do CaCO3 =100,0 g
Resolução:
32. (UNICAMP/2003) Considerando que o carbonato ácido de amônio NH4HCO3
(hidrogeno carbonato de amônio) se decompõe totalmente pela ação do calor
formando amônia, água e gás carbônico, todos no estado gasoso:
a) Escreva a equação química que representa esta reação.
b) Determine o volume total de gases produzidos pela decomposição de 790g
carbonato ácido de amônio em um forno a 227°C, à pressão ambiente de 1 atm.
Massa molar do carbonato ácido de amônio = 79 g/mol.
33. (Consultec/2003) O óxido de cálcio, CaO, é produzido a partir da calcinação do
carbonato de cálcio, CaCO3, de acordo com a equação química
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Com base nessa informação:
a) Determine o volume aproximado de CO2(g) liberado para a atmosfera, na calcinação
de 100g de carbonato de cálcio, a 800°C e 1 atm.
b) A reação em questão é redox? Justifique.
34. (ITA/2004) Deseja-se preparar 57 gramas de sulfato de alumínio [Al2(SO4)3] a partir de
alumínio sólido (Al), praticamente puro, e ácido sulfúrico (H2SO4). O ácido sulfúrico
disponível é uma solução aquosa 96% (m/m), com massa específica de 1,84 gcm-1.
a) Qual a massa, em gramas, de alumínio necessária para preparar a quantidade de
Al2(SO4)3 especificada? Mostre os cálculos realizados.
b) Qual a massa, em gramas, de ácido sulfúrico necessária para preparar a
quantidade de Al2(SO4)3 especificada? Mostre os cálculos realizados.
c) Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), qual é o volume, em
litros, de gás formado durante a preparação da quantidade de Al2(SO4)3
especificada? Mostre os cálculos realizados.
c) Caso a quantidade especificada de Al2(SO4)3 seja dissolvida em água acidulada,
formando 1 L de solução, qual a concentração de íons Al 3+ e de íons SO42existentes nesta solução?
Resolução:
35. (Unesp/2003) Na indústria, um dos processos de obtenção do ácido sulfúrico consiste
no tratamento térmico vigoroso da pirita (FeS2) na presença de corrente de ar (reação
de ustulação). Os produtos obtidos são óxido férrico (Fe2O3) e dióxido de enxofre
(SO2). O dióxido de enxofre é oxidado a anidrido sulfúrico (SO3), também pela reação
com oxigênio, e, finalmente, por hidrólise do anidrido sulfúrico, obtém-se o ácido
sulfúrico.
a) Escreva as reações de obtenção do ácido sulfúrico a partir da ustulação da pirita.
b) Calcule a massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 24 kg de pirita.
Dados: massas molares: FeS2 = 120 g/mol,
H2SO4 = 98 g/mol
36. (Unesp/2003) Na indústria, a amônia é obtida pelo processo denominado Haber-Bosh,
pela reação entre o nitrogênio e o hidrogênio na presença de um catalisador
apropriado, conforme mostra a reação não balanceada:
N2(g)
+
H2(g)

NH3(g)
catalisador
Com base nessas informações, considerando um rendimento de 100% e sabendo que
as massas molares desses compostos são: N2 = 28 g/mol, H2 = 2 g/mol, NH3 = 17
g/mol, calcule
a) a massa de amônia produzida reagindo-se 7 g de nitrogênio com 3 g de hidrogênio.
b) nas condições descritas no item a, existe reagente em excesso? Se existir, qual a
massa em excesso desse reagente?
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
GABARITO DA LISTA DE EXERCÍCIOS
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
1) B
2) C
3) C
4) B
5) 02
6) D
7) A
8) E
9) A
10) 2,24L
11) C
12) D
13) 36 gramas
3
14) 90 . 10 L
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1) C
2) D
3) B
4) B
5) D
6) B
7) A
8) D
9) C
10) D
11) C
12) D
13) D
14) C
15) D
16) D
17) C
18) C
19) C
20) C
21) C
22) B
23) D
24) D
25) D
26) A
27) A
28) A
29) 27
30) 50
31) 50
32) a) NH4HCO3 → NH3 + H2O + CO2
b) 123 L
33) a) 88 L
b) Não, pois não há variação de nox.
34) Resolução em sala
35) a) I. 2FeS2 + 11/2 O2 → 1Fe2O3 + 4SO2
II. 4SO2 + 2 O2 → 4SO3
III. 4SO3 + 4H2O → 4H2SO4
b) 39,2 Kg
36) a) 8,5g NH3
b) 1,5g H2