terça-feira, 3 de abril de 2012

Exercícios - Soluções


Lista de Exercícios - Soluções


1. Calcule a concentração, em g/L, de uma solução de nitrato de potássio, sabendo que ela encerra 60g de sal em 300 cm3 de solução.


2. Quantos gramas de cloreto de sódio são necessário para preparar 3,0 L de uma solução cuja concentração é 25 g/L?


3. Qual a molaridade de uma solução de iodeto de sódio (NaI), que encerra 45 g do sal em 400 mL de solução? (Massa atômica: Na = 23 e I = 127)


4. Qual a massa de hidróxido de sódio, necessária para preparar meio litro de uma solução 0,2 molar? (Massa atômica: H = 1, Na = 23 e O = 16)


5. 500ml de solução contém 20g de sulfato férrico (Fe2(SO4)3) 100% dissociado em íons Fe2+ e SO42- Calcule a molaridade do sulfato férrico e dos íons, em mol por litro. (Fe = 56, S = 32, O = 16).


6. Uma solução contém 20 g de soluto e 180g de solvente.

a) Qual o título dessa solução?

b) Qual a percentagem em massa dessa solução?


7. Em 200g de solução alcoólica de fenolftaleína contendo 8,0% em massa de soluto(título), a massa de fenolftaleína, em gramas, contida na solução é igual a

a) 16,0

b) 8,00

c) 5,00

d) 4,00

e) 2,00


8. Uma solução formada por 30g de iodeto de potássio (NaI) e 356,4g de água, a fração molar do iodeto na solução é:

a) 0,1

b) 0,01

c) 0,2

d) 0,02

e) 0,99

9. Uma solução contém 16 g de metanol, CH4O e 23 g de etanol, C2H6O. A fração molar do metanol na solução é igual a:

a) 0,5

b) 1,0

c) 16

d) 23

e) 49

10. Uma solução foi preparada pela adição de 20 g de um sal em 200 g de água, originando uma solução cujo volume é de 200 mL. Determine sua densidade.


11. Uma solução aquosa de hidróxido de sódio apresenta uma massa de soluto igual a 12 g em 150 mL de solvente. Calcule sua densidade sabendo que sua percentagem em massa vale 10%.

12. Uma solução de ácido nítrico tem 32% de HNO3 em massa e densidade 1,25 g/mL. Calcule o volume de solução necessário para que se tenha 6,4g de HNO3.

13. De acordo com os padrões internacionais, a água potável não pode conter mais do que 5,0 x 10-4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Qual a valor dessa quantidade em ppm?


14. Uma lata de 250 g de sardinha tem concentração de 0,52 ppm de mercúrio.

a) Quantos gramas de mercúrio há na lata?

b) Quantos moles de átomos de mercúrio há na lata?

c) Quantos átomos de mercúrio há na lata?

(Dados: Massa molar do mercúrio 200 g/mol)

15. A molaridade de uma solução de ácido sulfúrico a 75% em massa e de densidade a 1,7 g/ml é aproximadamente:

a) 6,5 M

b) 13,0 M

c) 15,0 M

d) 17,2 M

e) 26,0 M

16. A concentração do cloreto de sódio na água do mar é, em média, de 2,95 g/L. Assim sendo, a concentração em termos de mol/L desse sal na água do mar é aproximadamente de:

a) 0,050

b) 0,295

c) 2,950

d) 5,000

e) 5,850


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sábado, 31 de março de 2012

Lista de exercícios - estequiometria

Cálculo Estequiométrico

POR DEFINIÇÃO:

Cálculo estequiométrico (ou estequiometria) é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, feito com base nas Leis das Reações e executado, em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Esse tipo de cálculo segue, em geral, as seguintes regras:

Regras Fundamentais

1ª) Escrever a equação química mencionada no problema.

2ª) Acertar os coeficientes dessa equação (lembrando que os coeficientes indicam a proporção em mols existentes entre os participantes da reação).

3ª) Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, e que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em mols, etc., conforme as conveniências do problema.



1. (Osec-SP) Considere a reação representada pela equação química não-balanceada

Fe(S) + O2(g) - Fe2O3(g)

Quantos mols de O2 reagem com 4,0 mols de Fe(S)?

a. 1,5

b. 2,0

c. 2,5

d. 3,0

e. 3,5

2. (PUC/Campinas-SP) A combustão completa do metanol pode ser representada pela equação não-balanceada:

CH3OH(l) + O2(g) - CO2(g) + H2O

Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação, quantos mols de CO2 são produzidos?

a. 1,0

b. 2,5

c. 5,0

d. 7,5

e. 10

3. (UFSE) A reação entre hidróxido de sódio e dióxido de carbono produz bicarbonato de sódio quando essas substâncias reagem na proporção, em mol, respectivamente, de:

a. 3 : 2

b. 3 : 1

c. 2 : 1

d. 1 : 2

e. 1 : 1

4. (F.C.Chagas-BA) A reação entre nitrogênio e hidrogênio produzindo amônia requer, para cada mol de amônia formada:

a. 0,5 mol de N2 e 1,5 mol de H2.

b. 1,0 mol de N2 e 1,5 mol de H2.

c. 2,0 mol de N2 e 3,0 mol de H2.

d. 1 mol de N2 e 1 mol de H2.

e. 0,5 mol de N2 e 1 mol de H2.


EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

1. Determinar o número de moléculas de gás amônia (NH3) que se formam quando 1 mol de moléculas de gás hidrogênio reage com quantidade suficiente de gás nitrogênio.

2. Calcular a massa de nitrogênio, em gramas, necessária para formar 1022 moléculas de NH3.

3. Achar o volume de gás hidrogênio, em litros, a CNTP, necessário para reagir com 5 . 1023 moléculas de nitrogênio.

4. Desejamos executar uma reação química em que quatro átomos de cério se combinem com três átomos de enxofre. Se dispomos de 2,50g de cério, de quantos gramas de enxofre necessitamos para combinar com todo o cério (Dados: Ce = 140u e S = 32u.)

a. 0,108

b. 0,215

c. 0,323

d. 0,428

e. 0,645

2. Considere a reação de zinco com 1024 moléculas de ácido clorídrico:

Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq)+ H2(g)

Dados NA = 6 . 1023 partículas/mol e Zn = 65u, determine:

a. a massa, em gramas, de zinco que deve ser utilizada;

b. o número de mols de ZnCl2 formados;

c. o volume de gás hidrogênio desprendido, a CNTP.

3. Determine o número de átomos de alumínio que reagem com 1023 moléculas de oxigênio:

Al + O2 Al2O3 (não balanceada)

Exemplo 4:

Vamos determinar a quantidade de amônia que resulta quando fazemos reagir 7g de gás nitrogênio com 3g de gás hidrogênio:

Temos:

H = 1u e N = 14u

1N2 + 3H2 2NH3

28g 6g

A proporção de combinação (estequiométrica) é dada por:

E a proporção da mistura (feita na prática) é:

Como os denominadores são iguais, concluímos que na mistura praticada está faltando gás nitrogênio em relação à quantidade de gás hidrogênio empregada. Logo, todo o gás nitrogênio reage, havendo sobra de gás hidrogênio. Por isso, é com o gás nitrogênio que calculamos a amônia.

Da equação, temos:

28g de N2 ––––––– 34g de NH3

7g de N2 ––––––– x

x = 8,5g de NH3

Podemos, ainda, resolver esse problema pelo método das tentativas:

Procuramos, por exemplo, a massa de gás hidrogênio necessária para reagir com os 7g de gás nitrogênio (poderia ser o contrário: procurar a massa de gás nitrogênio que reagiria com os 3g de gás hidrogênio):

28g de N2 –––––– 6g de H2

7g de N2 –––––– x

x = 1,5g de H2 que realmente reagem (dos 3g utilizados)

Concluímos que foi usado gás hidrogênio em excesso na mistura praticada, e o excesso é de:

3 – 1,5g de H2

Se tivéssemos procurado a massa de N2 que reage com os 3g de H2, encontraríamos 14g, superior

à massa de 7g, utilizada na prática, concluindo pela falta de gás nitrogênio.

Exercícios Propostos


1. Qual é o número de mols de amônia que resulta quando fazemos reagir 0,5 mol de gás hidrogênio com 0,1 mol de gás nitrogênio?

N2 + H2 NH3 (não balanceada)

2. (FCMSC-SP) 9g de alumínio em pó são misturados com 8g de enxofre, também em pó. Em atmosfera inerte, são submetidos a aquecimento, formando sulfeto de alumínio:

2AI + 35 AI2S3

O número de mols do elemento em excesso é, aproximadamente: (Dados: AI = 27u e S = 32u.)

a.

b.

c.

d.

e.

3. (Fuvest-SP) Qual a quantidade máxima de carbonato de cálcio que pode ser preparada a partir da mistura de 2 mols de carbonato de sódio com 3 mols de cloreto de cálcio? (Massa de 1 mol de carbonato de cálcio = 100g.)

Na2CO3 + CaCl2 CaCO3 + 2NaCl

a. 100g

b. 200g

c. 300g

d. 400g

e. 500g

Exemplo 5:

1. (PUC-SP) 0,6 mol de CaO são colocados em contato com água em excesso para originar a base correspondente. Se, a seguir, a base for neutralizada por H3PO4 suficiente, o número de mols de fosfato de cálcio formado será:

a. 0,2 c. 0,6 e. 1,2

b. 0,3 d. 0,9

Equações


CaO + H2O Ca(OH)2

2H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 6H2O

Resolução:

O composto intermediário é o hidróxido de cálcio, e para igualar o seu número de moléculas em ambas as equações devemos multiplicar a primeira equação por 3:

3CaO + 3H2O 3Ca(OH)2

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 1Ca3(PO4)2 + 6H2O

Então:

3 mols de CaO ––––––– 1 mol de Ca3(PO4)2

0,6 mol de CaO ––––––– x

x = 0,2 mol de Ca3(PO4)2

Exemplo 6: Pureza

2. Numa fábrica, para se obter cal viva (óxido de cálcio), pratica-se a decomposição térmica de 2t de calcário com 90% de pureza:

gás

carbônico

cal viva

carbonato

de cálcio

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Calcular:

a) a massa de cal viva obtida;

b) o volume de gás carbônico, a 0ºC e 1atm;

c) a massa de calcário necessária para a obtenção de 50m3 de gás carbônico, a CNTP. (Dados: C = 12u; Ca = 40u; O = 16u; 1t = 1000kg e 1m3 = 1000l.)

Resolução:

a) Calculamos a massa de CaCO3 existente em 2t de carbonato de cálcio impuro (calcário):

Impuro Puro

100t –––––– 90t

2t –––––– x

x = 1,8t de CaCO3

Em seguida, relacionamos, estequiometricamente, carbonato de cálcio e cal viva, em toneladas:

1CaCO3 1CaO

1 mol 1 mol

100t –––––– 56t

1,8t –––––– y

y = 1,008t ou 1008kg de CaO

b) Como o volume molar (22,4l) é o volume ocupado pela massa molar (expressa em gramas), somos obrigados a usar o grama como unidade de massa. Assim:

1,8t = 1800kg = 1 800 000g ou 1,8 . 106g

Logo:

CaCO3 CO2

1 mol 1 mol

100g ––––––– 22,4l

1,8 . 106g ––––––– x

x = 4,03 . 104l

c) Transformamos 50m3 em litros (50 000l) e, através do volume molar, determinamos a massa (em gramas) de carbonato de cálcio puro:

1CaCO3 1CO2

100g ––––––– 22,4l

x ––––––– 50 000l

x = 223 000g ou 223kg de CaCO3

Em seguida, calculamos a massa do minério impuro (calcário):

Impuro Puro

100kg –––––––– 90kg

y –––––––– 223kg

y = 248kg de calcário

Exemplo 7: Rendimento

Considere a reação de salificação entre ácido nítrico e soda cáustica:

HNO3(aq) + NaOH(aq) NaNO3(aq) + H2O

Admitindo que tenham sido empregados 64g de soda cáustica e que a quantidade recolhida de nitrato de sódio seja de 130g (quantidade prática), calcular o rendimento do processo. (Dados: Na = 23u, O = 16u, N = 14u e H = 1u.)

Resolução:

Inicialmente, calculamos a quantidade teórica de nitrato de sódio:

1NaOH 1NaNO3

1 mol 1 mol

40g –––––––– 85g

64g –––––––– x

x = 136g de NaNO3

O rendimento da reação é de:

r =

EXERCÍCIOSEntão, de cada 100g de NaNO3 que deveriam ser recolhidos, obtemos apenas 95g; 5g se perdem no processo.


1. Determine a massa de amônia (NH3) que resulta quando 14g de nitrogênio reagem com hidrogênio suficiente:

N2 + H2 NH3­ (equação não-balanceada)

(Dados: N = 14u e H = 1u.)

2. Determine quantos gramas de fósforo e de iodo são necessários para produzir 14,0g de HI de acordo com a seguinte equação:

P4 + 6I2 + 12H2O 4H3PO3 + 12HI

3. Qual o volume de gás hidrogênio que reage com quantidade suficiente de gás nitrogênio para produzir 20ml de gás amônia (NH3), a CNTP?

4. Considere a equação de síntese do gás amoníaco (ou gás amônia):

N2(g) + H2(g) NH3(g) (não balanceada)

Quantos litros de gás amoníaco se formam, a CNTP, quando se utilizam 0,6 mol de gás hidrogênio?

5. Observe a equação de combustão do gás sulfídrico:

2H2S(g) +3O2(g) 2H2O(g) + 2SO2(g)

Quantos mols de gás oxigênio são necessários para queimar 5,6l de gás sulfídrico, a CNTP?

6. Um fragmento de 7g de zinco impuro reagiu com 7,3g de ácido clorídrico:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Qual é a porcentagem de pureza do fragmento?
(Dados: Zn = 65u, H = 1u e Cl = 35,5u.)

7. (Fuvest-SP) Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja liberado para atmosfera é tratá-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir:

MgO(s) + SO2 (g) + O2 (g) MgSO4(s). Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6 x 103t de SO2? (Massa molares: SO2 = 64 g/mol; MgO = 40g/mol.)

a. 1,5 x 102

b. 3,0 x 102

c. 1,0 x 103

d. 6,0 x 103

e. 2,5 x 104

8. (U.S.Judas Tadeu-SP) A corrosão de um metal é a sua destruição ou deterioração devida à reação com o meio ambiente. O enferrujamento é o nome dado à corrosão do ferro:

Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)

(Massas atômicas: O = 16u, Fe = 56u.) A massa de ferrugem (óxido férrico) que se forma quando é atacado 1g de ferro é:

a. 1,43g

b. 0,70g

c. 0,35g

d. 2,86g

e. 5,00g

9. (Fatec-SP) (Dados: massas atômicas: Al = 27; O = 16.) Em 1kg de óxido de alumínio Al2O3 a quantidade em gramas e em mols de alumínio Al são, respectivamente:

a. 52,9g e 18mols

b. 529,4g e 19,6mols

c. 275,4g e 9,8mols

d. 529,4g e 9,8mols

e. 52,9g e 9,8mols

10. (UFRS) Os clorofluorcarbonos (CFC) sofrem decomposição nas altas camadas da atmosfera originando átomos de cloro, os quais atacam moléculas de ozônio (O3), produzindo oxigênio. Supondo que 1 mol de ozônio seja totalmente transformado em moléculas de oxigênio, o número de moléculas produzidas é:

a. 3,01 x 1024

b. 6,02 x 1023

c. 9,03 x 1023

d. 12,04 x 1023

e. 18,06 x 1023