EXERCÍCIOS RESOLVIDOS DE QUÍMICA GERAL

QUÍMICA GERAL

1- A aspirina, C9H8O4, é preparada pela reação entre o ácido salicílico, C7H6O3, e o anidrido acético,
C4H6O3:

C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + HC2H3O2

(a) Que quantidade de ácido salicílico é necessária para preparar 1,50 x 102 kg de aspirina, considerando-se a conversão completa do ácido a aspirina?

RESOLUÇÃO:

MMác.salicílico = 138,0 g/mol
MMaspirina = 180,0 g/mol
138,0 g/mol ——- 180 g/mol
x ——- 1,50 x 102
kg
x = 1,15 x 102
kg

(b) Considerando o item (a), que quantidade de ácido salicílico seria necessária se o rendimento da reação fosse de 80,0%?

RESOLUÇÃO:

Caso o rendimento fosse de 80%, seria necessário aumentar a quantidade de ácido salicílico, demodo a compensar esse fato:

mác.salicílico = 1,15 x 102
kg x (100/80) = 1,44 x 102
kg

(c) Qual a produção teórica de aspirina na reação entre 185 kg de ácido salicílico e 125 kg de anidrido acético?

RESOLUÇÃO:

MManidrido acético = 102,0 g/mol
O anidrido acético é o reagente limitante.
naspirina = nanidrido acético = 1225,5 mols
maspirina = 1225,5 x 180 = 220,6 kg

(d) Se na situação descrita na parte (c) forem obtidos 182 kg de aspirina, qual o rendimento percentual da reação?

RESOLUÇÃO:

rendimento = (182/220,6) x 100 = 82,5%

2- O etanol, C2H6O, pode ser obtido a partir da sacarose, C12H22O11, contida em matérias-primas como a
cana-de-açúcar, segundo a reação abaixo:

C12H22O11(s) + H2O(l) → 4C2H6O(l) + 4CO2(g)

A cana-de-açúcar contém 20% em massa de sacarose. Para a produção de etanol foram utilizados 2.190 kg de cana-de-açúcar e 30 L de água.

(a) Defina reagente limitante e indique o reagente limitante da reação nas condições acima descritas.

RESOLUÇÃO:

MMsacarose = 342 g/mol
MMetanol = 46,0 g/mol
MMágua = 18,0 g/mol
2.190 kg de cana-de-açúcar contêm 20% de sacarose = (20/100) x 2190 = 438 kg de sacarose nsacarose = (438 x 103
)/342 = 1.281 mols de sacarose
densidade da água = 1g/mL

Logo, 30 L de água = 30.000 mL = 30.000 g de água
nágua = 30.000/18 = 1.666,7 mols

Então a sacarose é o reagente limitante, pois está presente em quantidade inferior à necessária pela estequiométrica para reagir com toda a água.

(b) Qual é a quantidade máxima de etanol (em mol) que pode ser produzida?

RESOLUÇÃO:

Para cada mol de sacarose (que é o reagente limitante), são produzidos 4 mols de etanol (ver equação).
Assim, serão produzidos (1.281 x 4) = 5.124 mols de etanol

(c) Defina rendimento percentual da reação e calcule-o para a reação do problema quando são produzidos 167 kg de etanol.
Dado: densidade da água = 1,0 g mL-1

RESOLUÇÃO:

Rendimento percentual da reação é a razão entre o valor obtido em um experimento dividido pelo valor que seria esperado segundo a estequiometria da reação, multiplicado por 100.
1 mol de etanol —- 46 g
x —- 167.000 g
x = 3630 mols de etanol
Pelo item (b), deveriam ser produzidos 5.124 mols de etanol:
5.124 mols —- 100%
3630 mols —- r
r = 70,8%

3- Um pequeno pedaço de zinco, Zn(s), é totalmente dissolvido em 50,00 mL de uma solução 1,035 mol.L-1 de HCl(aq).

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

Quando a reação termina, a concentração de HCl(aq) nos 50,00 mL de solução é 0,812 mol.L-1. Qual a massa de zinco dissolvido?

RESOLUÇÃO:

situação inicial:
(1,035 x 50 x 10-3) = 5,175 x 10-2 mol de HCl.
situação final:
(0,812 x 50 x 10-3) = 4,060 x 10-2 mol de HCl.
Isso significa que foram consumidos (5,175 – 4,060) x 10-2 = 1,115 x 10-2 mol de HCl.
Segundo a estequiometria da reação:
1 mol de Zn —– 2 mols de HCl
x —– 1,115 x 10-2 mol
x = 5,58 x 10-3 mol de Zn consumido
Então, a massa de zinco consumida será:
1 mol Zn —– 65,4 g
5,58 x 10-3 mol —– m
m = 0,365 g

4– Na revelação de chapas fotográficas a base de sais de prata como, por exemplo, o brometo de prata (AgBr), este é removido com uma solução aquosa de tiossulfato de sódio, segundo a reação abaixo:

2Na2S2O3(aq) + AgBr(s) → Na3[Ag(S2O3)]2(aq) + NaBr(aq)

Considere uma chapa fotográfica que contém 940 mg de AgBr e responda as questões abaixo:

(a) Qual é a porcentagem de AgBr que reage com 250 mL de uma solução com 0,50% em massa de tiossulfato de sódio e densidade 1,01 g mL-1?

RESOLUÇÃO:

MM(AgBr) = 188 g/mol
MM(Na2S2O3) = 158 g/mol
número de mols de AgBr em 940 mg = 0,940/188 = 5,0 x 10-3
concentração da solução de Na2S2O3:
pela densidade, 250 mL da solução equivalem a 252,5 g de solução.

Como ela é 0,50% em massa, quer dizer que cada 100 g de solução contêm 0,50 g de Na2S2O3.

Logo:

100 g solução —– 0,50 g de Na2S2O3
252,5 g —– x
x = 1,263 g de Na2S2O3.
Essa quantidade em mol é dada por:
1 mol de Na2S2O3 —– 158 g
n —– 1,263 g
n = 7,99 x 10-3 mol de Na2S2O3.
Pela reação, a estequiometria é:
1 mol de AgBr —– 2 mols de Na2S2O3
x —– 7,99 x 10-3 mol
x = 3,99 x 10-3 mol

Com relação à quantidade inicial de AgBr:

% AgBr = (3,99 x 10-3)/(5 x 10-3) x 100 = 80%

(b) Defina reagente limitante e indique qual é o reagente limitante do item (a). reagente limitante é aquele que em uma reação está presente em quantidade inferior à estequiométrica.

RESOLUÇÃO:

No item (a) o reagente limitante é o Na2S2O3.

(c) Qual é a quantidade em mol do reagente que ficou em excesso?

RESOLUÇÃO:

O reagente em excesso é o AgBr
quantidade inicial = 5,00 x 10-3 mol
quantidade que reage = 3,99 x 10-3 mol
quantidade em excesso = 1,00 x 10-3 mol

5- Um volume de 50,00 mL de tetracloreto de silício, SiCl4(l), cuja densidade é de 1,483 g mL-1, reage com excesso de gás sulfídrico, H2S(g), formando um composto de fórmula HSSiCl3 e ácido clorídrico gasoso, HCl(g), conforme a reação:

SiCl4(l) + H2S(g) → HSSiCl3 + HCl(g)

O ácido clorídrico gasoso formado é dissolvido em água.A solução formada é neutralizada com 8 mL de
NaOH(aq), que tem d = 1,16 g mL-1 e 13,8% em massa. Qual o rendimento percentual da reação?

1) quantidade de SiCl4(l) que reage:
densidade = 1,483 g/mL
Assim, 50,00 mL equivalem a 50,00 x 1,483 = 74,15 g de SiCl4(l)
MM(SiCl4) = 170 g/mol
Logo: n(SiCl4) = 74,15/170 = 0,436 mol

2) quantidade de HCl(g) que formou:
reagiu com NaOH(aq).
A reação é 1:1
HCl(g) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

Assim, a quantidade em mol de NaOH consumida equivale à quantidade de HCl formada.
densidade da solução de NaOH =1,16 g/mL. Então 8 mL equivalem a 9,28 g de solução. Como a solução é 13,8% em massa:

100 g solução —– 13,8 g de NaOH
9,28 g —– x
x = 1,28 g de NaOH
o que equivale em mol a:
1 mol NaOH —– 40 g
n —– 1,28 g
n = 3,2 x 10-2 mol de NaOH = 3,2 x 10-2 mol de HCl formado.

Pela estequiometria da equação, 1 mol de SiCl4 forma 1 mol de HCl. Logo, deveria ter sido formado

0,436 mol de HCl.
0,436 mol —– 100%
3,2 x 10-2 mol —– r
r = 7,34%

6– O ouro pode ser extraído dos minérios de ouro tratando-se a rocha com cianeto de sódio na presença de oxigênio do ar. 4Au(s) + 8NaCN(aq) + O2(g) + H2O(l) → 4NaAu(CN)2(aq) + 4NaOH(aq) reação 1
O ouro em solução, na forma do íon [Au(CN)2] , pode ser precipitado como ouro metálico, Au(s), segundo a reação [Au(CN)2](aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Au(s) + 2CN- (aq) reação 2

(a) Quantos litros de solução 0,075 mol L-1 de NaCN são necessários para extrair o ouro de 1.000 kg de minério que contém 0,019% em ouro?

RESOLUÇÃO:

100 kg de minério —– 0,019 kg de ouro
1000 kg —– x
x = 0,19 kg de ouro a serem extraídos

Como MM(Au) = 197 g/mol, essa quantidade equivale a
1 mol Au —– 197 g
n —– 0,19 x 103
g
n = 0,964 mol de Au a serem extraídos

Pela estequiometria da reação, cada 4 mols de Au reagem com 8 mols de NaCN. Assim serão necessários:

4 mols de Au —– 8 mols de NaCN
0,964 mol —– x
x = 1,928 mol de NaCN

Na solução de NaCN:

0,075 mol de NaCN —– 1 litro de solução
1,928 mol —– V
V = 25,7 L

(b) Quantos kg de zinco metálico serão necessários para precipitar o ouro da solução de [Au(CN)2]- segundo a reação 2?

RESOLUÇÃO:

Pela estequiometria, cada 4 mols de Au produzem 4 mols de NaAu(CN)2. Assim será 0,964 mol
de NaAu(CN)2.

Pela reação 2, cada mol de [Au(CN)2]-(aq) reage com 1 mol de Zn(s). Logo, teremos também 0,964 mol de Zn.

MM(Zn) = 65,4 g/mol

Assim:
1 mol Zn —– 65,4 g
0,964 mol —– x
x = 63,1 g = 6,31 x 10-2 kg

7- Uma das etapas da produção de ferro é a transformação de pirita (FeS2) em óxido de ferro, como mostra a seguinte reação:

reação 1: 4FeS2(s) + 11O2(g) → 2Fe2O3(s) + 8SO2(g)

(a) Calcule o volume de ar que é necessário para reagir com 100 kg de FeS2 a 2,5 atm e 250 °C.

RESOLUÇÃO:

O ar contém 20%,em volume, de O2.

MM(FeS2) = 120 g/mol
1 mol FeS2 —– 120 g
n —– 100 x 103
g
n = 8,33 x 102
mol de FeS2

Pela reação:

4 mols de FeS2 —– 11 mols de O2
8,33 x 102
—– x
x = 2,29 x 103
mols de O2

volume de oxigênio necessário:

PV = nRT
V = 2,29 x 103
x 0,082 x 523/2,5
V = 3,93 x 104

litros de O2

Volume de ar necessário:

100 litros de ar —– 20 litros de O2
Var —– 3,93 x 104
litros
Var = 1,97 x 105
litros de ar

(b) Considerando que a reação 1 teve rendimento de 88% e que todo o dióxido de enxofre SO2 produzido foi dissolvido em 10.000 L de água para formar ácido sulfuroso (ver reação abaixo), qual a molaridade da solução de ácido sulfuroso que é obtida?

reação 2: SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)

RESOLUÇÃO:

Da reação 1:

4 mols de FeS2 —– 8 mols de SO2
8,33 x 102
mol —– x
x = 1,67 x 103
mol de SO2 produzidos

Considerando o rendimento de 88%, serão produzidos 1,47 x 103 mols de SO2.

Pela reação 2, serão produzidos 1,47 x 103 mol de H2SO3 em solução.

O volume total da solução é o volume de água mais o volume do gás SO2 que foi dissolvido:

PV = nRT
V = 1,67 x 103
x 0,082 x 523/2,5
VSO2 = 2,86 x 104
litros = 28.600 litros

O volume total da solução será o volume de SO2 mais o volume de água: Vtotal = 28.600 + 10.000 = 38.600 litros de solução

Assim a molaridade será:

M = 1,67 x 103
/38.600 = 4,3 x 10-2 mol/litro

(c) Qual é a densidade do dióxido de enxofre a 250 °C e 2,5 atm?

RESOLUÇÃO:

PV = nRT
PV = (m/MM)RT
P = (m/V)(1/MM)RT
(P MM)/RT = d
d = (2,5 x 64)/(0,082 x 523)
d = 3,73 g/L

8- Uma amostra de 0,608 g de um determinado fertilizante contém nitrogênio na forma de sulfato de amônio, (NH4)2SO4(s). Para determinar a quantidade de nitrogênio, aquece-se a amostra com hidróxido de sódio, segundo a reação:

(NH4)2SO4(s) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) + 2NH3(g)

A amônia produzida é coletada em 46,3 mL de HCl 0,213 mol L-1 e reage segundo a reação: NH3(g) + HCl(aq) → NH4Cl

Esta solução contendo um excesso de HCl(aq) reage finalmente com 44,3 mL de uma solução de NaOH 0,128 mol L-1 NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

Determine a percentagem do nitrogênio no fertilizante.

RESOLUÇÃO:

nNaOH = 0,128 x 0,0443 = 0,00567 mol
assim, excesso de HCl = 0,00567 mol
nHCl inicial = 0,213 x 0,0463 = 0,00986 mol
nHCl que reagiu com amônia = 0,00986 – 0,00567 = 0,00419

Como a reação da amônia com o ácido clorídrico é 1:1, o número de mol de amônia produzida é 0,00419 mol.

Para cada 2 mols de amônia produzidas é necessário 1 mol de (NH4)2SO4(s). Logo:

1 mol de (NH4)2SO4(s) —– 2 mols de NH3
n —– 0,00419 mol
n = 0,00209 mol de (NH4)2SO4(s)
1 mol de (NH4)2SO4 —– 2 mols de N
0,00209 mol —– nN
nN = 0,00418 mol de N
1 mol de N —– 14 g
0,00418 mol —– x
x = 0,0585 g
0,608 g —– 100%
0,0585 g —– y
y = 9,62%

9- Uma amostra de 0,4834 g, contendo ferro e outras substâncias, reagiu com solução ácida de maneira
que todo o ferro, Fe(s), passasse para a forma de Fe2+(aq). O Fe2+ da solução resultante reagiu
estequiometricamente, conforme a reação abaixo, com 45,48 mL de K2Cr2O7 0,016 mol L-1. Qual é a
percentagem em massa de ferro na amostra?

RESOLUÇÃO:

6Fe2+(aq) + K2Cr2O7(aq) + 14H+
(aq) → 6Fe3+(aq) + 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) + 2K+
(aq)

Solução de K2Cr2O7
0,016 mol de K2Cr2O7 —– 1 L
n(K2Cr2O7) —– 45,48 x 10-3 L
n(K2Cr2O7) = 7,3 x 10-4 mol

Pela estequiometria da reação:

6 mols de Fe2+ —– 1 mol de K2Cr2O7
nFe2+ —– 7,3 x 10-4 mol
nFe2+ = 4,4 x 10-3 mol
1 mol de Fe —– 56 g
4,4 x 10-3 mol —– mFe
mFe = 0,25 g

Amostra que contém ferro:

0,4834 g —– 100%
0,25 g —– x
x = 52%

10- A amônia, NH3(g), e o cloreto de hidrogênio, HCl(g), reagem para formar o cloreto de amônio sólido,
NH4Cl(s). NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
Dois balões A e B, de 2,00 L cada, a 25 °C, são ligados por uma torneira, como mostra a figura abaixo.
Um frasco tem 5,00 g de NH3(g) e o outro 5,00 g de HCl(g). Quando a torneira é aberta, os dois gases
reagem até que um deles seja completamente consumido.

(a) Que gás resta no sistema depois de a reação ter completado?

RESOLUÇÃO:

MM(NH3) = 17,0 g/mol
MM(HCl) = 36,5 g/mol

Assim:

nNH3 = 5,00/17,0 = 0,294 mol
nHCl = 5,00/36,5 = 0,137 mol

A estequiometria da reação é 1:1. Isso significa que a amônia está em excesso. Restará (0,294 – 0,137) = 0,157 mol de amônia

(b) Qual a pressão final no sistema depois de terminar a reação? (Despreze o volume de cloreto
de amônio formado)

RESOLUÇÃO:

A pressão será exercida pelo único gás que restou no sistema: a amônia.
Como restou 0,157 mol de amônia:

PV = nRT
P = (0,157 x 0,0821 x 298)/4,00
P = 0,960 atm

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