cursinho etwb 2012 - PROF. RICARDO HONDA

CURSINHO ETWB 2012
Componente Curricular: Química
Professor: Ricardo Honda
Data: Terça-feira, 24/04/2012
Tema da aula: Cálculos estequiométricos básicos
“É importante saber a quantidade de produto que pode ser obtida a partir de uma determinada quantidade de
reagentes. É fundamental, também, numa indústria química, por exemplo, saber antecipadamente qual a
quantidade de reagentes que deve ser utilizada para se obter uma determinada quantidade de produto. O objetivo
econômico de toda indústria que envolve processos químicos é produzir substâncias em quantidade suficiente,
usando a menor quantidade possível de reagentes e com o menor custo, obtendo, assim, a melhor relação
custo/benefício. Relações desse tipo não são utilizadas somente pelos químicos. Elas fazem parte da nossa vida e
muitas vezes nós as usamos sem perceber. Em Química, as relações em massas, volumes e mesmo em
quantidade de energia são denominadas cálculos estequiométricos.”.
Estequiometria básica
As equações químicas nos mostram a proporção em número de moléculas, segundo a qual as
substâncias reagem e se formam. Entretanto, quando estamos num laboratório ou numa indústria, trabalhamos
com quantidades de substância medidas em massa (g, kg, ton…).
Podemos estabelecer uma relação entre essas situações: nível microscópico e nível macroscópico,
respectivamente, dando uma nova interpretação aos coeficientes das equações.
Vejamos, por exemplo, a reação que permite produzir amônia (NH3):
Essa conclusão, de grande importância, mostra que os coeficientes de cada substância, numa equação
balanceada, correspondem aos números de mol de cada um dos participantes.
A quantidade de matéria em mol pode ser expressa em outras grandezas, tais como: massa em gramas,
volume de gases e, ainda, número de moléculas.
Conhecendo as massas atômicas do nitrogênio (N = 14) e do hidrogênio (H = 1), pode-se interpretar a
equação de formação da amônia de várias maneiras:
Aula 24
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O que foi demonstrado para a reação de formação da amônia é válido para qualquer reação química, o
que permite prever as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação.
Veja, em outros exemplos, como são feitas as adequações.
 calcular o número de mol de amônia produzido na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente
de gás hidrogênio.
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
A equação, que nos foi fornecida devidamente balanceada, indica a proporção em mol dos participantes.
Assim:
 determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de
gás hidrogênio. (Dado: massa molar do NH3 = 17 g/mol).
Para resolver:
 calcular a massa de amônia produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás
hidrogênio. (Dados: massas molares do NH3 = 17 g/mol; N2 = 28 g/mol).
Para resolver:
 determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzido na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade
suficiente de gás hidrogênio. (Dados: massa molar do N2 = 28 g/mol e volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4
L/mol).
Para resolver:
EXERCÍCIOS DE CLASSE
1. (FUVEST 2010) – Sob condições adequadas, selênio (Se) e estanho (Sn) podem reagir, como representado
pela equação
2 Se + Sn → SnSe2
Em um experimento, deseja-se que haja reação completa, isto é, que os dois reagentes sejam totalmente
consumidos. Sabendo-se que a massa molar do selênio (Se) é 2/3 da massa molar do estanho (Sn), a razão entre
a massa de selênio e a massa de estanho (mSe : mSn), na reação, deve ser de:
a) 2 : 1
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b) 3 : 2
c) 4 : 3
d) 2 : 3
e) 1 : 2
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2. (UNICAMP 2012) – O hidrocarboneto n-octano é um exemplo de substância presente na gasolina. A reação de
combustão completa do n-octano pode ser representada pela seguinte equação não balanceada:
C8H18(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g).
Após balancear a equação, pode-se afirmar que a quantidade de
(Dadas as massas molares em g/mol: C8H18 = 114; O2 = 32; CO2 = 44; H2O = 18).
a) gás carbônico produzido, em massa, é maior que a de gasolina queimada.
b) produtos, em mol, é menor que a quantidade de reagentes.
c) produtos, em massa, é maior que a quantidade de reagentes.
d) água produzida, em massa, é maior que a de gás carbônico.
3. (VUNESP 2010/2) – A cal, muito utilizada na construção civil, é obtida na indústria a partir da reação de
decomposição do calcário, representada pela equação:
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
A fonte de calor para essa decomposição pode ser o gás natural, cuja reação de combustão é representada por:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → 2 H2O (l) + CO2 (g)
Considerando as massas molares: H = 1 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol, Ca = 40 g/mol, a massa de gás
carbônico lançada na atmosfera quando são produzidos 560 kg de cal (CaO), a partir da decomposição térmica do
calcário, utilizando o gás natural como fonte de energia, é:
a) menor do que 220 kg.
b) entre 220 e 330 kg.
c) entre 330 e 440 kg.
d) igual a 440 kg.
e) maior do que 440 kg.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
1. (FATEC 2010/2) – Durante muito tempo acreditou-se que os gases nobres eram muito estáveis, inertes e,
portanto, não poderiam existir compostos desses elementos químicos. Entretanto, essa concepção mudou
quando, em 1962, na Universidade de British Columbia, no Canadá, o primeiro composto de gás nobre foi obtido
pela reação entre xenônio e hexafluoreto de platina, representada por:
Xe + PtF6 → XePtF6
Para cada mol de xenônio que reage completamente, a massa do produto formado na reação é, em gramas,
(Dadas as massas molares em g/mol: Xe = 131; Pt = 195; F = 19).
a) 131.
b) 195.
c) 220.
d) 326.
e) 440.
2. (FEI 2011) – O sistema de segurança dos automóveis conhecido como “air bag” é inflado pela decomposição do
nitreto de sódio (NaN3). Qual massa de N2, em g, é obtida pela decomposição de 130 g de NaN3?
(Dadas as massas atômicas: N = 14; Na = 23).
2 NaN3 (s) → 2 Na (s) + 3 N2 (g)
a) 168.
b) 84.
c) 42.
d) 8,4.
e) 16,8.
3. (FATEC 2010) – O “cheiro forte” da urina humana deve-se principalmente à amônia, formada pela reação
química que ocorre entre ureia (CO(NH2)2) e água:
CO(NH2)2 (aq) + H2O (l) → CO2 (g) + 2 NH3 (g)
O volume de amônia, medido nas CATP (Condições Ambiente de Temperatura e Pressão), formado quando 6,0 g
de ureia reagem completamente com água é, em litros,
(Dados: Volume molar dos gases nas CATP = 25 L/mol; massa molar da ureia = 60 g/mol)
a) 0,5.
b) 1,0.
c) 1,5.
d) 2,0.
e) 5,0.
4. (FEI 2011) – Forma-se o solvente tetracloreto de carbono pela reação:
CH4 + 4 Cl2 → CCl4 + 4 HCl
Nessa reação, quantos gramas de Cl2 são necessários para reagir com um mol de CH4?
(Considere que as massas molares de CH4, Cl 2 e CCl4 sejam respectivamente iguais a 16 g/mol, 71 g/mol e 154
g/mol).
a) 4 g.
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b) 71 g.
c) 106 g.
d) 142 g.
e) 284 g.
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5. (FUVEST) – Um composto submetido à decomposição produziu hidrogênio (H2) e silício (Si) na proporção,
respectivamente, de 3,0 g para 28,0 g. No composto original, quantos átomos de hidrogênio estão combinados
com um átomo de silício?
(Dadas as massas molares: H2 = 2 g/mol; Si = 28 g/mol)
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 6.
6. (FUVEST) – Resíduos industriais que contêm sulfetos não devem ser jogados nos rios. Pode-se tratá-los com
peróxido de hidrogênio (H2O2), que oxida os sulfetos a sulfatos e se reduz a água. Quantos kg de peróxido de
hidrogênio são necessários para oxidar 117 kg de sulfeto de sódio (Na2S) contidos em dado resíduo?
(Dadas as massas molares: H2O2 = 34 g/mol; Na2S = 78 g/mol)
a) 25.
b) 51.
c) 102.
d) 204.
e) 306.
7. (FUVEST) – Coletou-se água do rio Tietê, na cidade de São Paulo. Para oxidar completamente toda a matéria
orgânica contida em 1,00 L dessa amostra, microrganismos consumiram 48,0 mg de oxigênio (O2). Admitindo que
a matéria orgânica possa ser representada por C6H10O5 e sabendo que sua oxidação completa produz CO2 e H2O,
qual a massa de matéria orgânica por litro de água do rio?
(Dadas as massas molares: C6H10O5 = 162 g/mol; O2 = 32 g/mol)
a) 20,5 mg.
b) 40,5 mg.
c) 80,0 mg.
d) 160 mg.
e) 200 mg.
8. (FUVEST) – Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja liberado
para a atmosfera é tratá-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir:
MgO (s) + SO2 (g) + ½ O2 (g) → MgSO4 (s)
3
Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6 ∙ 10 toneladas de SO2?
(Dadas as massas molares em g/mol: SO2 = 64; MgO = 40)
2
2
a) 1,5 ∙ 10 .
3
b) 3,0 ∙ 10 .
c) 1,0 ∙ 10 .
3
d) 6,0 ∙ 10 .
4
e) 2,5 ∙ 10 .
9. (FUVEST) – Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas em suspensão através do
arraste por flóculos de hidróxido de alumínio, produzidos na reação representada por:
Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4
6
3
Para tratar 1,0 ∙ 10 m de água foram adicionadas 17 toneladas de Al2(SO4)3. Qual a massa de Ca(OH)2
necessária para reagir completamente com esse sal?
(Dadas as massas molares: Al2(SO4)3 = 342 g/mol; Ca(OH)2 = 74 g/mol)
a) 150 quilogramas.
b) 300 quilogramas.
c) 1,0 tonelada.
d) 11 toneladas.
e) 30 toneladas.
10. (FUVEST 2012) – Volumes iguais de uma solução de I 2 (em solvente
orgânico apropriado) foram colocados em cinco diferentes frascos. Em
seguida, a cada um dos frascos foi adicionada uma massa diferente de
estanho (Sn), variando entre 0,2 e 1,0 g. Em cada frasco, formou-se uma
certa quantidade de SnI4, que foi, então, purificado e pesado. No gráfico
ao lado, são apresentados os resultados desse experimento.
Com base nesses resultados experimentais, é possível afirmar que o
valor da relação massa molar do I2 / massa molar do Sn é,
aproximadamente,
a) 1 : 8
Aula 24
b) 1 : 4
c) 1 : 2
d) 2 : 1
e) 4 : 1
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