Exercícios de Estequiometria

PROF. ARTHUR M. A.
Estequiometria
Definição: É o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e
produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações
químicas correspondentes.
Regras gerais para o cálculo estequiométrico:
a) Escrever a equação química do processo.
b) Acertar os coeficientes estequiométricos da equação da equação química.
c) Montar a proporção baseando-se nos dados e nas perguntas do problema
(massa-massa, massa-quantidade em mols, massa-volume etc.).
d) Utilizar regras de três para chegar à resposta.
Relações auxiliares: Massa molar corresponde à → massa molecular em
gramas.
1 mol contém → 6.1023 moléculas
1 mol ocupa → 22,4 L nas CNTP de gás.
*Lembrar da linha da verdade!
Exemplo 1: O cloro empregado nos sistemas de purificação da
água é obtido industrialmente, pela decomposição eletrolítica
da água do mar mediante a reação química representada a
seguir:
2NaCl (aq) + 2H2O(l) → 2NaOH (aq) + H2 + Cl2
Calcule a massa de cloreto de sódio a ser utilizada na
produção de 142 Kg de cloro. Dados (Na: 23; Cl: 35,5)
Pureza: É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da
amostra. Pode ser expressa em porcentagem.
P = massa da substância pura / massa da amostra x 100
Exemplo 2: Uma amostra de 100Kg de ZnS, cuja pureza é de
95,5% é submetida à oxidação e posteriormente redução
para obtenção do metal livre. A reação global do processo
pode ser representada pela equação
2 ZnS + 3 O2 + C → 2 Zn + 2 SO3 + CO2
A massa do metal obtido será de ? Dados( Zn: 63,5 e S: 32)
Rendimento de uma reação química: É o quociente entre a quantidade de
produto realmente obtida, e a quantidade teoricamente calculada. Pode ser
expresso em porcentagem.
R = quantidade real / quantidade teórica x 100
Reagente em excesso e reagente limitante: Nem sempre uma reação ocorre
por completo. Isso ocorre, por exemplo, quando um dos reagentes está em
excesso e parte dele não reage. O outro reagente, que é consumido primeiro, é
denominado reagente limitante.
Exemplo 3: 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.
2Al + 3 Cl2 → 2AlCl3
Se 2,70g de alumínio são misturados a 4,0g de cloro a massa
produzida, em gramas, de cloreto de alumínio é: (Dado:
Massas Molares Al:27; Cl: 35,5)
Exercícios de Estequiometria
1 - A embalagem de um sal de cozinha comercial com reduzido teor de sódio,
o chamado "sal light", traz a seguinte informação: "Cada 100g contém 20 g de
sódio ...". Isto significa que a porcentagem (em massa) de NaCl nesse sal é
aproximadamente igual a : (massas molares [g/mol] Na = 23 ; NaCl = 58)
a)
b)
c)
d)
e)
20
40
50
60
80
2 - O carbonato de sódio (Na2CO3), utilizado na fabricação do vidro, é
encontrado em quantidades mínimas. Ele, entretanto, pode ser obtido a partir
de produtos naturais muito abundantes: O carbonato de cálcio (CaCO3) e o
cloreto de sódio (NaCl) com mostra a equação abaixo:
CaCO3 + 2NaCl  Na2CO3 + CaCl2
Determine quantos mols de Na2CO3 estão presentes em 159 g desse sal.(M.
atômica Na = 23; C = 12; O = 16)
a) 15 mol
b) 1,5mol
c) 1, 05mol
d) 0,15 mol
e) 2,5 mol
3 - De um cilindro contendo 640 g de gás metano (CH4) foram retirados 12,04 .
1023 moléculas. Quantos mols do gás restaram no cilindro? (massas atômicas
C= 12 ; H= 1)
a) 20 mol
b)30 mol
c) 40 mol
d) 50 mol
e) 80 mol
4 - Fazendo reagir ácido clorídrico em excesso com carbonato de cálcio foram
obtidos 3,1 litros de gás na CNTP. Qual a massa em gramas do gás obtido?
2HCl + CaCO3 - CaCl2 + H2O + CO2(gás)
a) 60,8g
b) 5,08 g
c) 408g
d)6,08g
e) 4,08g
5 - As indústrias de cerveja utilizam o gás carbônico na fermentação da
maltose (C12H22O11), presente na cevada, com o objetivo de produzir água
gaseificada para fabricação de refrigerantes. As reações químicas deste
processo são mostradas abaixo:
C12H22O11 + H2O  4 C2H5OH + 4 CO2
CO2 + H2O  H2CO3
I) Qual a massa de ácido carbônico obtida a partir de 3,26 kg de maltose?
II) Qual o volume ocupado por 4 mols de gás carbônico nas CNTP?
*Resposta I e II respectivamente:
a) 2346 g/90,0 L
b) 3260 g/86,9 L
c) 2364 g/89,6 L
d) 3264 g/89,6 L
6 - Uma maneira de remover dióxido de carbono de naves espaciais é o uso de
cal (CaO) , que se transforma em carbonato de cálcio (CaCO3). Durante uma
viagem espacial foram produzidos 50 kg de CaCO3 . A quantidade de dióxido
de carbono expirada pelos astronautas é (Dados: m.at. : C= 12 ; Ca = 40 ; O =
16)
a) 22 g
b) 44 kg
c) 56 kg
d) 44 kg
e) 50 kg
7 - O cobre é um metal encontrado na natureza em diferentes minerais. Sua
obtenção pode ocorrer pela reação da calcosita (Cu2S) com a cuprita (Cu2O)
Cu2S + Cu2O  Cu + SO2
Numa reação com 60% de rendimento, determine a massa de cobre em g
obtida a partir de 200 g de calcosita com 20,5 % de impureza (m. at. Cu = 63,5;
S = 32 ; O = 16)
a) 228,6 g
b) 446,3 g
c) 44,63 g
d) 2,226 g
e) 228,6 g
8 - Uma amostra contendo 2,10 g de carbonato de magnésio (MgCO 3) foi
tratada com ácido clorídrico (HCl) obtendo-se 476 mL de gás carbônico,
medidos nas CNTP. Determine o rendimento da reação (m. at. Mg = 24; C =
12; O = 16).
MgCO3 + HCl  MgCl2 + H2O + CO2
a) 83,5%
b) 75%
c) 95%
d) 55%
e) 5%
9 - Qual é o volume máximo de solução de NaOH de concentração igual a 2,5
mol/l que pode ser obtido dissolvendo-se 20 kg de NaOH com 96% de pureza
em água suficiente?
a) 192 litros
b) 19,2 litros
c) 291 litros
d) 2,5 litros
e) 96 litros
10 - Calcule o volume em litros de CO2 medido nas CNTP, obtido pela pirólise
de 600 g de CaCO3 contendo 75% de pureza.
a) 108,0 L
b) 90,8 L
c) 100,8 L
d) 200,9 L
e) 50,4 L
11 - Qual a massa de água obtida pela reação de 20,16 L de gás oxigênio com
etanol , numa combustão completa, em CNTP? (m. at. C=12; H = 1; O =16).
a)13,8 g
b)20,0 g
c)10,5 g
d)16,7 g
e)19,4 g
12 - Para obtenção do gás nitrogênio em laboratório, utiliza-se a decomposição
térmica do nitrito de amônio, segundo a reação : (m. at. N= 14 ; O= 16 ; H= 1)
NH4NO2  N2 + H2O (nitrito)
Sabendo-se que a partir de 3,2 g de nitrito de amônio obteve-se 0,896 litros de
gás nitrogênio, em CNTP, calcule o rendimento da reação.
a) 20%
b) 40%
c) 50%
d) 60%
e) 80%
13 - É possível obter gás oxigênio em laboratório pela decomposição térmica
do clorato de potássio, segundo a reação :
KClO3  KCl + O2
Usando -se clorato de potássio a 100% de pureza e considerando que a
reação tenha um rendimento de 100% qual massa de KClO 3 necessária para
se obter um volume de 6,72 L de O2, em CNTP?
a) 22,40 g
b) 24,50 g
c) 122,5 g
d) 26,60 g
e) 244,0 g
14 - Na reação abaixo:
C(g) + O2(g)  CO2(g)
Foram obtidos 44,8 litros de CO2 nas CNTP. Qual a massa em gramas de
carbono que reagiu ?
a) 24 g
b) 34 g
c) 44 g
d) 54 g
e) 64 g
15 - Num processo de obtenção do ferro a partir da hematita (Fe2O3),
considere a equação não-balanceada :
Fe2O3 + C  Fe + CO2
Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um rendimento de 80%
na reação, determine a quantidade de ferro em tonelada obtida (m. at. Fe = 56;
C = 12; O = 16)
a) 1,688 ton.
b) 2,668 ton.
c) 2,688 ton.
d) 1,866 ton.
e) 2,886 ton.
16 - Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas
em suspensão através do arraste por flóculos de hidróxido de alumínio,
produzidas na reação representada por:
Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2  2Al(OH)3 + 3CaSO4
Para tratar 1,0 x 106 m3 de água foram adicionadas 17 toneladas de Al2(SO4)3.
Qual a massa de Ca(OH)2 necessária para reagir completamente com esse sal
(Dados: massas molares: Al2(SO4)3 = 342 g/mol; Ca(OH)2 = 74 g/mol)?
a) 11,1 ton.
b) 12,1 ton.
c) 13,1 ton.
d) 14,1 ton.
e)15,5 ton.
17 - (Unicamp) A produção industrial de metanol, CH3OH, a partir de
metano (CH4) e a combustão do metanol em motores de explosão interna
podem ser representadas, respectivamente pelas equações I e II.
I) 3CH4(g) + 2H2O(g) + CO2(g) → 4CH3OH(g)
II) CH3OH(g) + 3/2 O2 → CO2(g) + 2H2O(g)
Supondo que o CO2 da reação representada em (I) provenha da atmosfera, e
considerando apenas as duas reações, (I) e (II), responda se a seguinte
afirmação é verdadeira:"A produção e o consumo de metanol não alteraria a
quantidade de CO2 na atmosfera". Justifique sua resposta.
18 - 400g de NaOH são adicionados a 504g de HNO3. Calcule a massa NaNO3
obtida e a massa do reagente em excesso. (Dados: Massa molar HNO 3;
63g/mol; Massa molar NaNO3: 85g/mol)
NaOH + HNO3 ————–> NaNO3 + H2O