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2026-02-10T16:44:00.000-03:00

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CÁLCULO SEM TEORIA - NÍVEL 2

2026-02-10T16:43:00.003-03:00

Resolução por análise das unidades solicitadas e dadas no exercício,

sem necessidade de conhecimento prévio da teoria que envolve o exercício.

Exemplo 01: A combustão do carbono é representada pela equação:

1C_(grafita) + 1O_2(g) → 1CO_2(g) + 392,92kJ

Nessa reação, há produção de 1,0 litro de CO_2(g), medido nas CNTP, quando são liberadas, aproximadamente quantos quilojoules (kJ).

Dado: 1 mol / 22,4L.

a) 17,54 kJ b) 22,4 kJ c) 392,92 kJ d) 40 kJ e) 0,1754 kJ

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => neste caso é KJ

Passo 2: achar no texto algum dado numérico com esta unidade => a equação da reação mostra que 1 mol de CO₂ produzido envolve 392,92 kJ.

Passo 3: verificar no dado encontrado no texto se tem alguma unidade a ser cancelada, neste caso deveremos cancelar: 1 mol / 22,4L logo 1 mol e 22,4L devem ser cancelados.

Passo 4: no texto tem algum dado numérico com estas unidades?

Sim: 1 mol envolve 392,92 kJ

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => kJ =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 02: Em uma amostra de 19,6 g de ácido fosfórico puro estão presentes quantas moléculas?

Dado: 98g/mol e 1mol = 6,02 x 10²³ moléculas

a) 6 .10²³ b) 1,2 .10²³ c) 6 .10²² d) 3 .10²² e) 10²³

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => moléculas

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto: 19,6 g de ácido

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 1 mol = 6,02 x 10²³ moléculas e 1mol = 98g

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada. Sim, moL e gramas

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => moléculas =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis

Exemplo 03: Quantas moléculas estão contidas em 112 mililitros de gás amoníaco (NH₃)?

Dado: 22,4 litros tem 6,02 x 10²³ moléculas.

a) 6 . 10²³ b) 3,01 . 10²¹ c) 6 . 10²² d) 3 . 10²² e) 10²³

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => moléculas

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto => 112 mililitros

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 22,4 litros = 6,02 x 10²³ moléculas

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada => Sim, mililitros

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => moléculas =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Lembrando que: 1.000 mililitros = 1 litro

Exemplo 04: um copo de 200 mL de leite semidesnatado possui a composição nutricional abaixo.

Carboidratos ......... 10 g Gorduras .......... Totais 2,0 g

Proteínas .............. 6,0 g Cálcio .......... 240 mg

Sódio ................... 100 mg

A concentração em g .L^-1 de cátions de metal alcalino, contido em 1 L de leite, é

(A) 0,10 (B) 0,24 (C) 0,50 (D) 1,20 (E) 1,70

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => gramas por Litro

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto => sódio é o metal alcalino => 100mg e 200mL de leite

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 1litro e 100mg

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada => Sim, mg e mL

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => gramas por Litro =

Passo 6: conhecimento prévio: 1.000mL = 1L e 1.000mg = 1g

Passo 7: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 05: O sal rosa do Himalaia é um sal rochoso muito apreciado em gastronomia, sendo obtido diretamente de uma reserva natural aos pés da cordilheira. Apresenta baixo teor de sódio e é muito rico em sais minerais, alguns dos quais lhe conferem a cor característica. Considere uma amostra de 100 g de sal rosa que contenha em sua composição, além de sódio e outros minerais, os seguintes elementos nas quantidades especificadas:

Magnésio= 36 mg => Dado: 24g .mol^-1

Potássio (K)= 39 mg => Dado: 39g .mol^-1

Cálcio= 48 mg => Dado: 40g .mol^-1

Os elementos, colocados na ordem crescente de número de mols presentes na amostra, são

(A) K, Ca, Mg (B) K, Mg, Ca (C) Mg, K, Ca

(D) Ca, Mg, K (E) Ca, K, Mg

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => mol

Passo 2: verificar quais os dados fornecidos no texto => 36 mg (Mg); 39mg (K); 48mg (Ca)

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades ou relacionadas com elas => 24g .mol^-1 (Mg); 39 g .mol^-1(K) e 40g .mol^-1(Ca).

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada => Sim, mg e g

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => mol =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

CÁLCULO SEM TEORIA - NÍVEL 1

2026-02-10T16:35:00.005-03:00

Resolução por análise das unidades solicitadas e dadas no exercício,

sem necessidade de conhecimento prévio da teoria.

Exemplo 01: A concentração de 0,46 g de álcool etílico (C₂H₅OH) por litro de sangue reduz a concentração de um motorista, aumenta o tempo de suas reações e duplica o risco de acidente no trânsito.

Nessas condições, a concentração de álcool presente no sangue do motorista, em mol /L, é igual a:

Massa molar do álcool etílico: 46g /mol

a) 0,01 b) 0,02 c) 0,46 d) 1,00 e) 2,17

Passo 1: verificar quais as unidades na pergunta => neste caso é mol /L

Passo 2: achar no texto algum dado numérico com ao menos uma unidade da pergunta => 46g /mol

Passo 3: verificar no dado encontrado no texto se tem alguma unidade a ser cancelada, neste caso deveremos cancelar gramas (g).

Passo 4: no texto tem algum dado numérico com estas unidades? Sim: A concentração de 0,46 g de álcool etílico (C₂H₅OH) por litro (L) ou 0,46g/L.

Passo 5: escreva as unidades da pergunta colocando o sinal de igual => mol /L =

Passo 6: o dado 46g/mol é uma fração que no cálculo deve ser invertida (mol/46g), pois assim ficaremos com a unidade mol no numerador como solicitado na pergunta.

Passo 7: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 02: Uma reação monomolecular de primeira ordem, em fase gasosa, ocorre com uma velocidade de 5,0 mol . L^-1 .min^-1 quando a concentração do reagente é de 2,0 mol .L^-1. A constante de velocidade desta reação, expressa em min^-1, é igual a:

a) 2,0 b) 2,5 c) 5,0 d) 7,0 e) 10,0

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => neste caso é min^-1

Passo 2: achar no texto algum dado numérico com esta unidade => 5,0 mol . L^-1 .min^-1

Passo 3: verificar no dado encontrado no texto se tem alguma unidade a ser cancelada, neste caso deveremos cancelar mol e L^-1.

Passo 4: no texto tem algum dado numérico com estas unidades? Sim: 2,0 mol .L^-1

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => min^-1=

Passo 6: para cancelar as unidades solicitadas vamos precisar das unidades mol .L^-1 como denominador.

Passo 7: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 03: Um gás desconhecido foi analisado com relação a diferentes propriedades. Um dos testes constituiu em pesar uma amostra de 200 mL do gás a 0°C e 1 atm. A massa determinada foi de 0,357g. A partir desses dados calcule a massa específica, gramas por litro, desse gás.

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => neste caso é grama por litro: g/L

Passo 2: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 0,357g e 200mL

Passo 3: verificar no dado encontrado no texto se tem alguma unidade a ser cancelada. Sim, mL

Passo 4: no texto tem algum dado numérico com estas unidades? Não, mas 1.000 mL = 1litro

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => g/L =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 04: Em uma amostra de 1,15g de sódio o número de átomos existentes será igual a:

Dado: 23g tem 6,02 x 10²³ átomos.

a) 6 .10²³ b) 3 .10²³ c) 6 .10²² d) 3 .10²² e) 10²³

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => átomos

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto: 1,15g de sódio

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 23g tem 6,02 x 10²³ átomos

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada. Sim, gramas

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => átomos =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

EXEMPLO 05: Em 800g do gás SO₃ existem quantas moléculas?

Dado: 80g tem 6,0 x 10²³ moléculas.

a) 6,0 . 10²³ b) 3,0 . 10²³ c) 6,0 . 10²⁴ d) 3,0 . 10²² e) 10²³

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => moléculas

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto: 800g

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades =>80g tem 6,0 x 10²³ moléculas

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada. Sim, gramas

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => moléculas =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 06: Calcule a quantidade mínima de água, em gramas, a 50ºC, necessária para dissolver totalmente 66g de sulfato de potássio (K₂SO₄).

Dado: coeficiente de solubilidade = 16,50g de K₂SO₄/100g (H₂O).

a) 165g b) 200g c) 400g d) 800g e) 700g

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => gramas (g) (H₂O)

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto => 66g de sulfato de potássio (K₂SO₄)

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 16,50g (K₂SO₄) / 100g (H₂O)

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada => Sim, gramas (K₂SO₄)

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => gramas (H₂O) =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 07: Calcular o número de moléculas que estão contidas em 450g de água.

Dado: 18g tem 6,02 x 10²³ moléculas.

a) 6 . 10²³ b) 3,01 . 10²¹ c) 6,02 . 10²²

d) 3,01 . 10²² e) 1,505 . 10²⁵

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => moléculas

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto => 450 g de H₂O

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 18g tem 6,02 x 10²³ moléculas

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada => Sim, gramas

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => moléculas =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 08: quantos mols de gás oxigênio (O₂) estão presentes em 16g deste gás?

Dado: 32g/mol

a) 0,5 b) 1,0 c) 1,5 d) 2,0 e) 2,5

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => mols

Passo 2: verificar qual o dado fornecido no texto => 16g de Oxigênio

Passo 3: achar no texto algum dado numérico com estas unidades => 32g por mol

Passo 4: verificar nos dados encontrados no texto se tem alguma unidade a ser cancelada => Sim, gramas

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => mols =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

Exemplo 09: A distância em linha reta entre as cidades de São Paulo e Rio de Janeiro é de, aproximadamente, 357,37 km (quilômetros). Esta mesma distância em metros é igual a:

Dado: 1.000m = 1 km

Passo 1: verificar qual é a unidade usada na pergunta => metros

Passo 2: achar no texto algum dado numérico com esta unidade => 1.000m = 1 km

Passo 3: verificar no dado encontrado no texto se tem alguma unidade a ser cancelada. Sim, km

Passo 4: no texto tem algum dado numérico com esta unidade? Sim, 357,37 km

Passo 5: escreva a unidade da pergunta colocando depois o sinal de igual => m =

Passo 6: vamos fazer multiplicações dos dados numéricos na forma de frações, conforme abaixo, cancelando as unidades possíveis.

ENEM - CÁLCULOS EM FÍSICO QUÍMICA

2025-12-28T17:05:00.008-03:00

Cálculos de Concentração, Diluição, Cinética, Termoquímica e Eletroquímica

CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES

(ENEM 2024): O soro caseiro serve para combater a desidratação por meio da reposição da água e sais minerais perdidos, por exemplo, por diarreia. Uma receita simples para a sua preparação consiste em utilizar duas colheres grandes (de sopa) de açúcar e duas colheres pequenas (de café) de sal de cozinha, dissolvidos em 2 L de água fervida, obtendo-se uma solução com concentração de íon sódio de 1,4 mg/mL.

Considere as massas molares: NaCl = 58,5 g/mol; Na = 23 g/mol.

Qual é o valor mais próximo da massa, em grama, de cloreto de sódio presente em uma única colher pequena?

a) 0,7 g b) 1,8 g c) 2,8 g d) 3,6 g e) 7,0 g

Resolução

Pergunta: massa, em gramas, de cloreto de sódio presente em uma colher pequena.

Leitura da concentração de íons sódio (Na¹⁺): cada mililitro de solução contém 1,4 miligramas de íons sódio (Na¹⁺).

Em 2 litros ou 2.000 mililitros de solução teremos?

1,4 mg ............... 1 mL

X mg .................. 2.000 mL

X = 2800 mg = 2,8 gramas de íons sódio (Na¹⁺)

Pelas massas molares dadas temos que 58,5 gramas de cloreto de sódio (NaCl) é formado por 23 gramas de íons sódio (Na¹⁺), por ser um composto iônico.

58,5g NaCl ................... 23g Na¹⁺

X g NaCl ....................... 2,8g Na¹⁺

X = 7 g de NaCl que é a massa em duas colheres pequenas, mas o teste pede em uma logo será a metade, ou seja, 3,5 gramas.

Resposta: letra D

(ENEM 2022) O ácido tartárico é o principal ácido do vinho e está diretamente relacionado com sua qualidade. Na avaliação de um vinho branco em produção, uma analista neutralizou uma alíquota de 25,0 mL do vinho com NaOH a 0,10 mol L^-1, consumindo um volume igual a 8,0 mL dessa base. A reação para esse processo de titulação é representada pela equação química

C₄H₆O₆ + 2NaOH => Na₂C₄H₆O₆+ 2 H₂O

Massa molar do ácido tartárico (C₄H₆O₆) = 150g / mol

A concentração de ácido tartárico no vinho analisado é mais próxima de:

A) 1,8 g L^-1B) 2,4 g L^-1C) 3,6 g L^-1D) 4,8 g L^-1E) 9,6 g L^-1

Resolução

Vamos calcular a quantidade, em mols, de NaOH usada para neutralizar 25 mL do ácido e depois passar para 1.000 mL ou 1 litro, que é o solicitado como resposta.

Leitura molar do NaOH: 0,10 mol L^-1, significa que cada litro (1.000 mL) desta solução contém 0,10 mols de NaOH.

Cálculo de quantos a mols foram gastos ao usar 8,0 mL de solução aquosa de NaOH.

0,10 mol ................ 1.000mL

X mols ................... 8,0 mL

X = 0,0008 mols de NaOH foram gastos para neutralizar 25 mL do ácido

Leitura da equação: 2 mols de Hidróxido de sódio (NaOH) neutralizará 1 mol (150 gramas) de ácido tartárico.

2 mols (NaOH) ............... 150g (ácido)

0,0008 mols (NaOH) ....... X g(ácido)

X = 0,06 gramas de ácido, que está contido em 25 mL de solução, foram neutralizados.

A concentração pedida é em gramas/litro, logo vamos calcular a quantidade de gramas em 1 litro ou 1.000 mL de solução.

0,06 g ............. 25 mL

X g ................ 1.000mL

X = 2,4 gramas, que estão dissolvidas em 1 litro de solução

Concentração = 2,4 gramas/litro ou 2,4 g L^-1

Resposta: letra B

(ENEM 2022) O etanol é um combustível produzido a partir da fermentação da sacarose presente no caldo de cana-de-açúcar. Um dos fatores que afeta a produção desse álcool é o grau de deterioração da sacarose, que se inicia após o corte, por causa da ação de microrganismos. Foram analisadas cinco amostras de diferentes tipos de cana-de-açúcar e cada uma recebeu um código de identificação.

No quadro são apresentados os dados de concentração de sacarose e de microrganismos presentes nessas amostras.

Amostras de cana-de-açúcar RB72 RB84 RB92 SP79 SP80

Concentração inicial de sacarose (g.L^-1) 13,0 18,0 16,0 14,0 17,0

Concentração de microrganismos (mg.L^-1) 0,7 0,8 0,6 0,5 0,9

Pretende-se escolher o tipo de cana-de-açúcar que conterá o maior teor de sacarose 10 horas após o corte e que, consequentemente, produzirá a maior quantidade de etanol por fermentação.

Considere que existe uma redução de aproximadamente 50% da concentração de sacarose nesse tempo, para cada 1,0 mg.L^-1 de microrganismos presentes na cana-de-açúcar.

Qual tipo de cana-de-açúcar deve ser escolhido?

A) RB72 B) RB84 C) RB92 D) SP79 E) SP80

Resolução

Tipo de cana-de-açúcar a ser escolhido é o de maior teor de sacarose, que significa maior concentração, em gramas/litro, de sacarose que não foi deteriorada pelo microrganismo.

Concentração de sacarose restante após degradação

1mg/L de microrganismo terá 50% de sacarose degradada e 50% de sacarose não degradada.

Cálculo para 0,7 mg/L de microrganismo

1mg/L ............ 50%

0,7mg/L ......... X

X= 0,7 x 50 = 35%, observe que é só multiplicar o valor da concentração do microrganismo por 50%, e teremos o quando de sacarose será degradada.

RB72 => 0,7mg/L .................... 35%, logo 65% não degrada

RB84 => 0,8mg/L .................... 40%, logo 60% não degrada

RB92 => 0,6 mg/L ................... 30%, logo 70% não degrada

SP79 => 0,5mg/L .................... 25%, logo 75% não degrada

SP80 => 0,9 mg/L ................... 45%, logo 55% não degrada

Cálculo de quanto será a concentração de sacarose, não degradada.

RB72 => 65% de 13,0 = 8,45

RB84 => 60% de 18,0 = 10,8

RB92 => 70% de 16,0 = 11,2 => maior concentração de sacarose, deve ser a amostra escolhida.

SP79 => 75% de 14,0 = 10,5

SP80 => 55% de 17,0 = 9,35

Resposta: letra C

(ENEM 2019/PPL) O vinagre é um produto alimentício resultante da fermentação do vinho que, de acordo com a legislação nacional, deve apresentar um teor mínimo de ácido acético (CH₃COOH) de 4% (v/v). Uma empresa está desenvolvendo um kit para que a inspeção sanitária seja capaz de determinar se alíquotas de 1mL de amostras de vinagre estão de acordo com a legislação. Esse kit é composto por uma ampola que contém uma solução aquosa de Ca(OH)₂ com 0,1 mol L^-1 e um indicador que faz com que a solução fique cor-de-rosa, se estiver básica, e incolor, se estiver neutra ou ácida.

Considere a densidade do ácido acético igual a 1,10 g cm^-3, a massa molar do ácido acético igual a 60g mol^-1 e a massa molar do hidróxido de cálcio igual a 74g mol^-1.

Qual é o valor mais próximo para o volume de solução de Ca(OH)₂, em mL, que deve estar contido em cada ampola do kit para garantir a determinação da regularidade da amostra testada?

A) 3,7 B) 6,6 C) 7,3 D) 25 E) 36

Resolução

Teoria da reação de neutralização ácido/base: quantidades iguais (em mols) de cátions hidrogênio(H¹⁺) e ânions hidroxila (OH^1-) se neutralizam totalmente.

[CH₃COOH]: apresenta um hidrogênio ionizável.

[Ca(OH)₂]: apresenta duas hidroxilas dissociáveis.

Logo 1 mol (74 gramas) de Ca(OH)₂ neutralizará 2 mols (2 x 60 gramas) de CH₃COOH.

Usando a densidade do ácido acético e sua porcentagem (v/v) poderemos calcular a massa de ácido acético neutralizada.

Leitura percentual: o vinagre com teor mínimo de ácido acético (CH₃COOH) de 4% (v/v): (volume/volume), significa que 100 mililitros de uma solução aquosa de vinagre tem 4 mililitros de ácido acético dissolvidos.

Leitura da densidade: densidade do ácido acético igual a 1,10 g cm^-3, significa que um centímetro cúbico ou um mililitro (1mL) de ácido acético terá massa igual a 1,10 gramas. Massa de ácido deve corresponder a 4 mililitros, ou seja, (4x1,1 gramas = 4,4 gramas)

Leitura da concentração: solução aquosa de Ca(OH)₂ com 0,1 mol L^-1, significa que 0,1 mol de Ca(OH)₂ esta dissolvido em 1 litro (1.000 mililitros) de solução.

Teoria da neutralização: 1 mol (74 gramas) de Ca(OH)₂ neutralizará 2 mols (2 x 60 gramas) de CH₃COOH.

A massa de ácido neutralizada é igual a 4,4 gramas e calculando quanto mols de Ca(OH)₂ foram usados poderemos tirar o volume pela leitura da concentração.

120 g (CH₃COOH) .............. 1 mol [Ca(OH)₂]

4,4 g (CH₃COOH) ............... x mols

X = 0,037 mols de [Ca(OH)₂] foram neutralizados

Cálculo do volume de [Ca(OH)₂] usado nesta neutralização.

Pela leitura da concentração temos: 0,1 mol de Ca(OH)₂ esta dissolvido em 1 litro (1.000 mililitros) de solução.

0,1 mol ................ 1.000 mL

0,037 mol .............. x mL

X = 3,7 mL

Resposta: letra A

(ENEM 2016) Para cada litro de etanol produzido em uma indústria de cana-de-açúcar são gerados cerca de 18 L de vinhaça que é utilizada na irrigação das plantações de cana-de-açúcar, já que contém teores médios de nutrientes N, P e K iguais a 357 mg/L, 60 mg/L e 2.034 mg/L, respectivamente. Na produção de 27.000 L de etanol, a quantidade total de fósforo, em kg, disponível na vinhaça será mais próxima de

A) 1 B) 29 C) 60 D) 170 E) 1.000

Resolução

Cálculo do volume de linhaça em 27.000 litros de etanol.

1 L(etanol) ............ 18 L(linhaça)

27.000 L ............... x

x = 486.000 L

Concentração de fósforo(P) na linhaça: 60 mg/L, significa que em um litro de linhaça teremos dissolvidos 60 miligramas de fósforo (P).

60 mg .............. 1 L

x mg ................ 486.000 L

x = 29.160.000 mg

1 kg ........... 1.000.000 mg

X kg ........... 29.160.000 mg

x = 29,16 kg

Resposta: letra B

(ENEM 2016 - 2^da aplicação) O soro fisiológico é uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) comumente utilizada para higienização ocular, nasal, de ferimentos e de lentes de contato. Sua concentração é 0,90%, em massa e densidade igual a 1,00 g/mL.

Qual massa de NaCl, em grama, deverá ser adicionada à água para preparar 500 mL desse soro?

A) 0,45 B) 0,90 C) 4,50 D) 9,00 E) 45,00

Resolução

Leitura percentual: 0,90%, em massa: significa que a cada 100 gramas de soro teremos 0,90 gramas de cloreto de sódio.

Densidade 1,00 gramas/mililitro: significa que cada mililitro de soro tem massa igual a 1 grama.

Pergunta: Qual a massa de NaCl, em gramas, deverá ser adicionada à água para preparar 500 mL desse soro?

Pela densidade, igual a 1,0g/mL, temos que 500 mililitros de soro tem massa igual a 500 gramas.

Cada 100 gramas de soro apresenta 0,90 gramas de NaCl, logo em 500 gramas de soro teremos cinco vezes mais NaCl, ou seja 4,5 gramas.

Resposta: letra C

Resolução por transformação de unidades

(ENEM 2015 - 2^da aplicação) A cafeína é um alcaloide, identificado como 1,3,7 – trimetilxantina (massa molar igual a 194 g/mol), cuja estrutura química contém uma unidade de purina, conforme representado. Esse alcaloide é encontrado em grande quantidade nas sementes de café e nas folhas de chá-verde. Uma xícara de café contém, em média, 80 mg de cafeína.

Considerando que a xícara descrita contém um volume de 200 mL de café, a concentração, em mol/L, de cafeína nessa xícara é mais próxima de

a) 0,0004 b) 0,002 c) 0,4 d) 2 e) 4

1. Por regra de três tradicional

Cálculo da massa 80 miligramas ( 0,08 gramas) em mols.

1 mol ...................... 194 g
x mol ...................... 0,08g

x = 0,00041 gramas

Cálculo da concentração molar.

0,00041 g .................... 200 mL
x gramas ..................... 1.000 mL

x = 0,002 mol/litro

2. Resolução por análise dimensional

Resposta: letra B

(ENEM 2015 - 2^da aplicação) O vinagre vem sendo usado desde a Antiguidade como conservante de alimentos, bem como agente de limpeza e condimento. Um dos principais componentes do vinagre é o ácido acético (massa molar 60g/mol), cuja faixa de concentração deve se situar entre 4% a 6% (m/v). Em um teste de controle de qualidade foram analisadas cinco marcas de diferentes vinagres, e as concentrações de ácido acético, em mol/L, se encontram no quadro.

Amostra Concentração de ácido acético (mol/L)

1 0,007

2 0,070

3 0,150

4 0,400

5 0,700

A amostra de vinagre que se encontra dento do limite de concentração tolerado é a

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

Resumo teórico e resolução do teste

Leitura percentual: 4% (m/v) = 4 gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre.

Leitura percentual: 6 % (m/v) = 6 gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre.

Resolução por transformação de unidades

Resposta: letra E

(ENEM 2014 - 2^da aplicação) O álcool comercial (solução de etanol mais água) é vendido na concentração de 96%, em volume. Entretanto, para que possa ser utilizado como desinfetante, deve-se usar uma solução alcoólica na concentração de 70%, em volume.

Suponha que um hospital recebeu como doação um lote de 1.000 litros de álcool comercial 96%, em volume, e pretende trocá-lo por um lote de álcool desinfetante.

Para que a quantidade total de etanol seja a mesma nos dois lotes, o volume de álcool 70% fornecido na troca deve ser mais próximo de

a) 1.042L b) 1.371 L c) 1.428L d) 1.632 L e) 1.700L

Resolução

Cálculo da quantidade de etanol presente nos 1.000 litros de álcool comercial a 96%

Leitura percentual: álcool comercial 96% corresponde a 96 litros de etanol em 100 litros de álcool comercial

Por regra de três tradicional

álcool comercial etanol
100 L ....................... 96L
1.000L ..................... x L

x = 960 L

Cálculo do volume de álcool comercial a 70% que contém 960 litros de etanol

Leitura percentual: álcool comercial 70% corresponde a 70 litros de etanol em 100 litros de álcool comercial a 70%

Por regra de três tradicional

Álcool comercial etanol
100 L ....................... 70 L
x L .......................... 960 L

x = 1371 L

Resposta: letra B

Resolução por regra de três inversa: baseada na teoria que para diminuir a concentração da solução o volume de solvente deve aumentar e com isso aumentando o volume final da solução.

1.000L ................. 96%

x L ....................... 70%

70 . x = 96 . 1.000

x = 1.371 L

Resolução por transformação de unidades

Legenda: álcool comercial a 70% = a.c.70% e álcool comercial a 96% = a.c.96%

(ENEM 2012/PPL) O quadro apresenta o teor de cafeína em diferentes bebidas comumente consumidas pela população.

Bebida Volume (mL) Quantidade média de cafeína (mg)

Café expresso 80,0 120

Café filtrado 50,0 35

Chá preto 180,0 45

Refrigerante de cola 250,0 80

Chocolate quente 60,0 25

Da análise do quadro conclui-se que o menor teor de cafeína por unidade de volume está presente no

a) café expresso b) café filtrado c) chá preto

d) refrigerante de cola e) chocolate quente

Resolução por transformação de unidades

A quantidade em miligramas pode expressar o teor de cafeína por mililitro.

Resposta: letra C

(ENEM 2010) Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a obtenção de uma só fase, prepara-se uma solução. O mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o soluto é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. Suponha que uma pessoas, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 gramas de sacarose (massa molar igual a 342 g/mol) para uma xícara de 50 mL do líquido. Qual a concentração final, em mol/L, de sacarose nesse cafezinho?

a) 0,02 b) 0,2 c) 2 d) 200 e) 2.000

Resolução

A pergunta é a concentração, em mol/litro

Cálculo da quantidade de mols

342gramas ............. 1 mol

3,42 gramas ........... x

X = 0,01 mol

Cálculo do volume, em litros.

1 litro ............. 1.000 mililitros

X litros ........... 50 mililitros

X = 0,05 litros

Concentração, em mol/litro: 0,01 mol / 0,05 litros = 0,2mol/litro

Resposta: letra B

(ENEM 2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO₂ e 36% PbSO₄. A média de massa da pasta residual de uma bateria usada é de 6 Kg, onde 19% é PbO₂, 60% PbSO₄ e 21% Pb. Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que compostos de chumbo (placas de bateria) são fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente.

Para reduzir o problema das emissões de SO_2(g), a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato presente no PbSO₄ é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na₂CO₃) 1M a 45^oC, em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo, o material segue para a fundição para obter o chumbo metálico.

PbSO₄ + Na₂CO₃=> PbCO₃ + Na₂SO₄

Dados: Massas molares em g/mol: Pb = 207; S = 32; Na = 23; O = 16; C = 12

Segundo as condições do processo apresentado para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviação por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 Kg, qual quantidade aproximada, em quilogramas, de PbCO₃ é obtida?

a) 1,7 Kg b) 1,9 Kg c) 2,9 Kg d) 3,3Kg e) 3,6 Kg

Resolução

Cálculo das Massas molares

PbSO₄ = (1 x 207) + (1 x 32) + (4 x 16) = 303g = 0,303 Kg

PbCO₃ = (1 x 207) + (1 x 12) + (3 x 16) = 267g = 0,267 Kg

60% da pasta residual é de PbSO₄ e com este dado poderemos calcular a massa de PbCO₃ usando a proporção da equação.

Cálculo da massa de PbSO₄ contida na pasta residual.

6kg(pasta) ................. 100%

x kg (PbSO₄) .............. 60%

x = 3,6kg de PbSO₄ existe na pasta residual.

Leitura mássica da equação usando as massas molares: 0,3kg de PbSO₄ reagem e produzem 0,267kg de PbCO₃.

3. Montando a regra de três teremos:

0,3kg PbSO₄ .................... 0,267 kg PbCO₃

3,6kg PbSO₄ .....................x kg PbCO₃

x = 3,3 kg de PbCO₃ foi obtida, considerando um rendimento de 100%, mas o teste diz que o rendimento foi de 91%.

3,3kg ................... 100%

x kg ,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,. 91%

x = 2,9 kg aproximadamente

Resposta: letra C

(ENEM 2010 - 2^da aplicação) Um litro de “água de lavanderia” custa R$ 1,50. Sua densidade é de 1,0 Kg/litro e seu poder alvejante equivale a uma solução aquosa com 3%, em massa, de cloro (Cl₂). Calcule quanto se deverá pagar para adquirir uma quantidade de tal produto que corresponderia a um mol de Cl₂.

Dado: massa molar do cloro = 35,5g/mol)

A) R$ 3,55 B) R$ 2,81 C) R$ 28,1 D) R$ 35,5 E) R$ 1,78

Resolução

Leitura percentual, em massa: 3%, em massa, de cloro na “água de lavanderia” significa que em 1oo gramas de “água de lavanderia” teremos 3 gramas de um produto que neste caso corresponde ao gás cloro.

Cálculo da quantidade de “água de lavanderia” que corresponde a 1 mol de cloro ou 71 gramas.

Cl₂ = (2 x 35,5) = 71 gramas/mol

3g Cl₂ ................ 100 g de “agua de lavanderia”.

7g Cl₂ .............. x

x = 2.367 g de “água de lavanderia”

Cálculo do volume que esta massa calculada ocupa usando a densidade.

d = 1kg/L ou 1.000 g/L

1.000 g .................. 1 L

2.367 g .................. x L

x = 2,367 L

Cálculo do custo deste volume

1 L ............... R$ 1,5

2,367 L ........ x

x = 3,55 reais

Resposta: letra A

Resolução por transformação de unidades

Legenda: “água de lavanderia” = AL

TERMOQUÍMICA

(ENEM 2019) Glicólise é um processo que ocorre nas células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de exercícios físicos que demandam grande quantidade de esforço, a glicose é completamente oxidada na presença de O₂. Entretanto, em alguns casos, as células musculares podem sofrer um déficit de O₂ e a glicose ser convertida em duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas para a combustão da glicose e do ácido lático são, respectivamente, mostradas a seguir:

I. C₆H₁₂O_6(s) + 6O₂_(g) → 6CO₂_(g)+ 6H₂O₍_l₎ Δ_cH = −2.800 kJ

II. CH₃CH(OH)COOH_(s) + 3O₂_(g) → 3CO₂_(g) + 3H₂O₍_l₎ Δ_cH = −1.344 kJ

O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente porque

A) libera 112 kJ por mol de glicose. B) libera 467 kJ por mol de glicose.

C) libera 2.688 kJ por mol de glicose. D) absorve 1.344 kJ por mol de glicose.

E) absorve 2.800 kJ por mol de glicose.

Resolução

Reação do processo anaeróbico é a conversão da glicose em ácido lático na ausência de oxigênio.

Equação da reação anaeróbica: C₆H₁₂O_6(s) → 2CH₃CH(OH)COOH_(s)

Na reação I está representado 1 mol de glicose como reagente, igual a equação da reação anaeróbica, logo a entalpia envolvida será igual a −2.800 kJ

Na reação II está representado 1 mol de ácido lático como reagente, mas precisamos de 2 mols de ácido lático como produto, igual a equação da reação anaeróbica, logo precisamos inverter e multiplicar por dois a entalpia envolvida.

+1.344 x 2 kJ = +2.688 kJ

Balanço de energia: a soma das variações de entalpia resulta na energia envolvida na reação anaeróbica.

∆H = +2.688 + (-2.800) = - 112kJ

Resposta: letra A

(ENEM 2019/PPL) O gás hidrogênio é considerado um ótimo combustível — o único produto da combustão desse gás é o vapor de água, como mostrado na equação química.

2 H_2(g) + O_2(g) → 2 H₂O_(g)

Um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado. Nessa reação, são rompidas e formadas ligações químicas que envolvem as energias listadas no quadro.

Ligação química Energia de ligação (Kj/mol)

H−H 437

H−O 463

O=O 494

Massas molares (g/mol): H₂ = 2; O₂ = 32; H₂O = 18.

Qual é a variação da entalpia, em quilojoule, da reação de combustão do hidrogênio contido no cilindro?

A) −242.000 B) −121.000 C) −2.500 D) +110.500 E) +234.000

Resolução

Energia de ligação: é a energia gasta para romper 1 mol de ligações de uma substância.

H₂ => H−H = 437 kj/mol: significa que para romper 1 mol de ligações H – H serão necessários 437 quilojoules.

O₂ => O=O = 494 kj/mol: significa que para romper 1 mol de ligações H – O serão necessários 494 quilojoules.

No caso da água (H₂O = H – O – H) teremos 2 mols de ligações H - O, logo 2H-O => = 2x463 = 926 kj/mol: significa que para romper 2 mol de ligações H – O serão necessários 926 quilojoules.

Variação de Entalpia: será a soma das energias absorvidas (valor positivo) para quebrar ligações mais as energias liberadas (valor negativo) ao formar novas ligações.

Leitura da equação: 2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O_(g)

2 H_2(g): teremos 2 mols de ligações H–H, e para romper deverá absorver 437x2 quilojoules.

O_2(g): teremos 1 mol de ligações O = O, e para romper deverá absorver 494 quilojoules.

2H₂O_(g): cada mol de moléculas de água é formado por 2 mols de ligações H – O, como na reação teremos 2 mols de moléculas de água ao forma-las teremos liberação de 2 x 926 quilojoules.

Variação de entalpia: 874 + 494 + (-1852) = - 484 kj é a energia liberada na queima de 4 gramas de gás Hidrogênio, conforme equação dada (2H₂), mas a queima foi de 1 quilograma ou 1.000 gramas, logo

4g ............ - 484 kj

1.000g ...... x kj

X = -121.000 kj

(ENEM 2016/1) O benzeno um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:

3C₂H_2(g) => C₆H₆₍_l₎

I. C₂H_2(g) + 5/2 A energia envolvida nesse processo pode ser calculada pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:

O_2(g)=> 2 CO_2(g) + H₂O_(l) ∆H_c= - 310 kcal/mol

II. C₆H_6(g) + 15/2 O_2(g)=> 6 CO_2(g) + 3 H₂O_(l) ∆H_c= - 780 kcal/mol

A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de

a) - 1.090 b) - 150 c) - 50 d) + 157 e) + 470

Resolução

Trimerização é o termo usado para representar 3 mols de substância, neste caso 3 mols de acetileno (C₂H₂) reagem e produzem 1 mol de benzeno (C₆H₆).

Equação da reação de trimerização: 3C₂H₂ => 1C₆H₆

Na reação I está representado somente 1 mol de acetileno, mas o processo exige 3, logo vamos multiplicar todas as substâncias por 3 e a variação de entalpia também.

O benzeno será o produto da reação de trimerização e como na reação II ele está como reagente precisamos inverter a reação e o sinal da variação de entalpia também, pois a reação I indica o início e a reação II o fim do processo de trimerização.

Balanço de energia: a soma das variações de entalpia resulta na energia envolvida na trimerização.

∆H_final= ( - 310 x 3 ) + ( + 780 ) = - 150 kcal

Resposta: letra B

(ENEM 2016 - PPL) A obtenção de energia por meio da fissão nuclear do ²³⁵U é muito superior quando comparada à combustão da gasolina. O calor liberado na fissão do ²³⁵U é 8 x 10¹⁰J/g e na combustão da gasolina é 5 x 10⁴J/g.

A massa de gasolina necessária para obter a mesma energia na fissão de 1 kg de ²³⁵U é da ordem de

a) 10³ g b) 10⁴ g c) 10⁵ g d) 10⁶ g e) 10⁹ g

1. Por regra de três tradicional

Cálculo da energia gerada na fissão de 1 quilograma de urânio.

1 grama ..................... 8 x 10¹⁰J

1.000 gramas ................ x

x = 8 x 10¹³J

Cálculo da massa de gasolina que será queimada para produzir a mesma energia.

5 x 10⁴J .................. 1 grama

8 x 10¹³J ................. x gramas

x = 1,6 x 10⁹gramas, logo a ordem de grande é 10⁹

Resposta: letra E

(ENEM 2015) O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo da madeira, sendo ∆H₁ a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água líquida, e ∆H₂ a variação de entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o estado líquido.

A variação de entalpia, em kJ para a queima de 5 g desse bio-óleo resultando em CO₂(gasoso) e H₂O (gasoso) é:

a) – 106 b) – 94,0 c) – 82,0 d) – 21,2 e) – 16,4

Resolução

∆H₁ = - 18,8 kJ/g é a energia liberada quando da formação de água líquida.

∆H₂ = - 2,4 kJ/g é a energia liberada na passagem de água gasosa para água líquida. Observe que o estado físico do CO₂ não mudou.

Logo ∆H₁ - ∆H₂: é a energia envolvida na combustão do bio-óleo formando água líquida que absorverá 2,4kJ para vaporizar e formar água gasosa .

∆H₁ - ∆H₂ = - 18,8 – (- 2,4) = - 16,4 kJ energia envolvida na queima de 1 g de bio-óleo

Por regra de três tradicional

1grama de bio-óleo ................ -16,4kj

gramas de bio-óleo ............... X

X = - 82 kj

(ENEM 2015/2) O urânio é um elemento cujos átomos contém 92 prótons, 92 elétrons e entre 135 e 148 nêutrons. O isótopo de urânio ²³⁵U é utilizado como combustível em usinas nucleares, onde, ao ser bombardeado por nêutrons, sofre fissão de seu núcleo e libera uma grande quantidade de energia (2,35 x 10¹⁰ kJ/mol). O isótopo ²³⁵U ocorre naturalmente em minérios de urânio, com concentração de apenas 0,7%. Para ser utilizado na geração de energia nuclear, o minério é submetido a um processo de enriquecimento, visando aumentar a concentração do isótopo ²³⁵U para, aproximadamente, 3% nas pastilhas.

Em décadas anteriores, houve um movimento mundial para aumentar a geração de energia nuclear buscando substituir, parcialmente, a geração de energia elétrica a partir da queima de carvão, o que diminui a emissão atmosférica de CO₂ (gás com massa molar igual a 44g/mol).

A queima do carvão é representada pela equação química:

C_(s) + O_2(g) => CO_2(g) DH = - 400kJ/mol

Qual a massa de CO₂, em toneladas, que deixa de ser liberada na atmosfera, para cada 100 g de pastilhas de urânio enriquecido utilizadas em substituição ao carvão como fonte de energia?

a) 2,1 b) 7,70 c) 9,0 d) 33,0 e) 300

Resolução

Por regra de três tradicional

a. Cálculo da quantidade de urânio por pastilha

Leitura percentual: 3%: cada 100 gramas de pastilhas contém 3 gramas de urânio 235

b. Cálculo da energia liberada quando usamos 3 gramas de urânio 235

Lembrando que: 2,35 x 10¹⁰ kJ/mol U = 2,35 x 10¹⁰ kJ / 235gramas

Energia ..................... gramas de urânio

2,35 x 10¹⁰ kJ ................ 235 g

x kJ ................................ 3 g

x = 3 x 10⁸ kJ

c. Cálculo da massa de carbono, em toneladas, para produzir a mesma energia

Lembrando que: 400 kJ/mol Carbono = 400 kJ/ 44 gramas de Carbono e que 1 tonelada = 10⁶ gramas

44 g ............................... 400 kJ

X g ................................. 3 x 10⁸ kJ

X = 33 x 10⁶ gramas = 33 toneladas

Resposta: letra D

(ENEM 2009) Vários combustíveis alternativos estão sendo procurados para reduzir a demanda por combustíveis fósseis, cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de dióxido de carbono (massa molar igual a 44g.mol^-1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o metano. A queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, que estão apresentadas na tabela a seguir.

Combustível Massa molar(g.mol^-1) Calor liberado na queima (kj.mol^-1)

H₂ 2 270

CH₄ 16 900

C₂H₅OH 46 1350

Considere que foram queimadas massas, independentemente, desses três combustíveis, de forma tal que em cada queima foram liberados 5.400 kj. O combustível mais econômico, ou seja, o que teve menor massa consumida, e o combustível mais poluente, que é aquele que produziu a maior massa de dióxido de carbono (massa molar igual a 44g.mol^-1), foram respectivamente,

a) o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO₂.

b) o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, e o etanol, que produziu352 g de CO₂.

c) o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO₂.

d) o etanol, que teve apenas 96 g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO₂.

e) o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1350 g de CO₂.

Resolução por transformação de unidades

Cálculo da massa consumida de cada combustível quando da liberação de 5.400 quilojoules.

Cálculo da massa de dióxido de carbono produzida.

Resposta: letra B

CINÉTICA QUÍMICA

(ENEM 2025) A química nuclear é uma importante ferramenta na produção de substâncias utilizadas na área da saúde humana. A radiação emitida pelo cobalto-60 é utilizada na medicina como ferramenta de diagnóstico e no tratamento do câncer. No entanto, esse radioisótopo tem um tempo de armazenamento limitado, pois seu tempo de meia-vida é

de 5,3 anos. Considere um frasco com uma amostra contendo 2,00 mg de cobalto-60, armazenado durante um período de 26,5 anos.

A massa de cobalto-60, em miligrama, que restará ao final desse tempo é mais próxima de

a) 2,00 mg b) 1,00 mg c) 0,40 mg d) 0,13 mg e) 0,06 mg

Resolução: meia-vida é o tempo que uma substância leva para que a metade desapareça.

Meia-vida do Cobalto é de 5,3 anos.

Cálculo de quantas meias-vidas o Cobalto armazenado terá.

1 meia-vida............. 5,3 anos

X meias-vidas ......... 26,5 anos

X = 5 meias vidas.

Decaimento radioativo (meia-vida) após 5 meias-vidas.

1^ra meia vida: 2,00 mg decai para 1,00 mg

2^da meia vida: 1,00 mg decai para 0,50 mg

3^ra meia vida: 0,50 mg decaí para 0,25 mg

4^ra meia vida: 0,25 mg decaí para 0,125 mg

5^ra meia vida: 0,125 mg decaí para 0,0625 mg

Resposta: letra E

(ENEM 2022) O elemento iodo (I) tem função biológica e é acumulado na tireoide. Nos acidentes nucleares de Chernobyl e Fukushima, ocorreu a liberação para a atmosfera do

radioisótopo ¹³¹I, responsável por enfermidades nas pessoas que foram expostas a ele.

O decaimento de uma massa de 12 microgramas do isótopo ¹³¹I foi monitorado por 14 dias, conforme o quadro.

Tempo (dias): 0 2 4 5 6 8 14

Massa residual de ¹³¹I (μg): 12,0 10,1 8,5 7,8 7,2 6,0 3,6

Após o período de 40 dias, a massa residual desse isótopo é mais próxima de

A) 2,4 μg. B) 1,5 μg. C) 0,8 μg. D) 0,4 μg. E) 0,2 μg.

Resolução

Precisamos descobrir quanto tempo leva para que o decaimento mostre que metade da massa foi consumida (tempo de meia vida).

Observando o quadro verificamos que a massa inicial era de 12 microgramas e após oito dias era de 6,0 microgramas, logo o tempo de meia vida é de oito dias.

Meia vida igual a oito dias significa que a cada oito dias metade da massa foi consumida, logo em 40 dias teremos 5 meias vidas de oito dias.

Decaimento radioativo (meia-vida) após 5 meias-vidas.

1^ra meia vida: 12μg decai para 6μg

2^da meia vida: 6μg decai para 3μg

3^ra meia vida: 3μg decaí para 1,5μg

4^da meia vida: 1,5μg decai para 0,75μg

5^ta meia vida: 0,75μg decaí para 0,375μg

Resposta: letra D

(ENEM 2021) Os pesticidas organoclorados foram amplamente empregados na agricultura, contudo, em razão de suas elevadas toxicidades e persistências no meio ambiente, eles foram banidos. Considere a aplicação de 500 gramas de um pesticida organoclorado em uma cultura e que, em certas condições o tempo de meia-vida no solo seja de 5 anos. A massa do pesticida no decorrer de 35 anos será mais próxima de

A) 3,9 g B) 31,2 g C) 62,5 g D) 125,0 g E) 250,0 g

Resolução: Meia-vida do pesticida é de 7 anos.

Cálculo de quantas meias-vidas passou após 35 anos.

1 meia-vida............. 5 anos

X meias-vidas ......... 35 anos

X = 7 meias vidas

Decaimento radioativo após 7 meias-vidas.

1^ra meia vida: 500 m decai para 250 g

2^da meia vida: 250 g decai para 125 g

3^ra meia vida: 125 g decaí para 62,5 g

4^ra meia vida: 62,5 g decaí para 31,25 g

5^ra meia vida: 31,25 g decaí para 15,625 g

6^ra meia vida: 15,625 g decaí para 7,8125 g

7^ra meia vida: 7,8125 g g decaí para 3,90625 g

Massa de pesticida após 7 meias-vidas é 3,90625 g

Resposta: letra A

(ENEM 2020) A sacarase (ou invertase) é uma enzima que atua no intestino humano hidrolisando o dissacarídeo sacarose nos monossacarídeos glicose e frutose. Em um estudo cinético da reação de hidrólise da sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁), foram dissolvidos 171 g de sacarose em 500 mL de água. Observou-se que, a cada 100 minutos de reação, a concentração de sacarose foi reduzida à metade, qualquer que fosse o momento escolhido como tempo inicial.

As massas molares dos elementos H, C e O são iguais a 1, 12 e 16 g mol⁻¹, respectivamente.

Qual é a concentração de sacarose depois de 400 minutos do início da reação de hidrólise?

a) 2,50 × 10⁻³ mol L⁻¹b) 6,25 × 10⁻² mol L⁻¹c) 1,25 × 10⁻¹ mol L⁻¹

d) 2,50 × 10⁻¹ mol L⁻¹e) 4,27 × 10⁻¹ mol L⁻¹

Resolução

As afirmações das alternativas são em mol/litro, logo precisamos transformar os dados fornecidos em mol e litro.

Volume fornecido: 500 mililitros = meio litro = 0,5 litros

O dado de quantidade fornecido pelo teste foi 171 gramas, precisamos transformar para mols.

Massa molar da sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁)

(12x12) + (22x1) + (11x16) = 342 gramas por mol

1 mol ............ 342gramas

X mols ........... 171 gramas

X = 0,5 mol

Após os cálculos verificamos que 0,5mol de sacarose estão dissolvidos em 0,5 litros de solução ou 1 mol de sacarose esta dissolvido em 1 litro de solução.

No início teremos 1mol/litro de sacarose.

(Teste) Observou-se que, a cada 100 minutos de reação, a concentração de sacarose foi reduzida à metade, qualquer que fosse o momento escolhido como tempo inicial.

Qual é a concentração de sacarose depois de 400 minutos do início da reação de hidrólise?

Concentração inicial = 1,00mol/L

Após 100 minutos = 0,50 mol/L

Após 200 minutos = 0,25 mol/L

Após 300 minutos = 0,125 mol/L

Após 400 minutos = 0,0625 mol/L

Resposta: letra B

(ENEM 2017) A técnica do Carbono-14 permite a datação de fósseis pelos valores de emissão beta desse isótopo presente no fóssil. Para um ser em vida, o máximo são 15 emissões beta/(min.g). Após morte, a quantidade de carbono-14 se reduz pela metade a cada 5730 anos. Considere que um fragmento fóssil de massa igual a 30 gramas foi encontrado em sítio arqueológico, e a medição de radiação apresentou 6.750 emissões beta por hora. A idade desse fóssil, em anos, é

a) 450 b) 1.433 c) 11.460 d) 17.190 e) 27.000

Resolução

Precisamos calcular a quantidade de emissões acontece por hora e considerando a massa de 30 gramas.

Cálculo das emissões por hora ou 60 minutos.

15 emissões .........1 minuto
x emissões ........... 60 minutos

X = 900 emissões

Cálculo das emissões considerando massa de 30 gramas.

900 emissões ............... 1 gramas
x emissões ...................30 gramas

x = 27.000 emissões ocorrem por hora para uma massa de 30 gramas

Cálculo da idade do fóssil em anos.

Primeira meia vida: 27.000 emissões que após 5.730 anos se reduz a metade, ou seja, 13.500 emissões.

Segunda meia vida: 13.500 emissões que após 5.730 anos se reduz a metade, ou seja, 6.750 emissões, igual ao solicitado no teste.

Idade do fóssil em anos= 5730 + 5730 = 11.460 anos.

Resposta: letra C

(ENEM 2013) Glicose marcada com nuclídeos de carbono-11 é utilizada na medicina para se obter imagens tridimensionais do cérebro, por meio de tomografia de emissão de pósitrons. A desintegração do carbono-11 gera um pósitron, com tempo de meia-vida de 20,4 min, de acordo com a equação da reação nuclear.

¹¹C₆ => ¹¹B₅ + ⁰e₁

A partir da injeção de glicose marcada com esse nuclídeo, o tempo de aquisição de uma imagem de tomografia é de cinco meias-vidas.

Considerando que o medicamento contém 1,00 g do carbono-11, a massa, em miligramas, do nuclídeo restante, após a aquisição da imagem, é mais próxima de

a) 0,200 b) 0,969 c) 9,80 d) 31,3 e) 200

Resolução

Lembrando que 1,00 g = 1.000 mg

Decaimento radioativo (meia-vida) após 5 meias-vidas.

1^ra meia vida: 1.000 mg decai para 500 mg

2^da meia vida: 500 mg decai para 250 mg

3^ra meia vida: 250 mg decaí para 125 mg

4^da meia vida: 125 mg decai para 62,5 mg

5^ta meia vida: 62,5 mg decaí para 31,125 mg

Nuclídeo restante = 31,125 mg aproximadamente 31,3

Resposta: letra D

(ENEM 2009) O lixo radioativo ou nuclear é resultado da manipulação de materiais radioativos, utilizados hoje na agricultura, na indústria, na medicina, em pesquisas científicas, na produção de energia, etc. Embora a radioatividade se reduza com o tempo, o processo de decaimento radioativo de alguns materiais pode levar milhões de anos. Por isso, existe a necessidade de se fazer um descarte adequado e controlado de resíduos dessa natureza. A taxa de decaimento radioativo é medida em termos de um tempo característico, chamado meia-vida, que é o tempo necessário para que uma amostra perca metade de sua radioatividade original. O gráfico seguinte representa a taxa de decaimento radioativo do rádio 226, elemento químico pertencente à família dos metais alcalinos terrosos e que foi utilizado durante muito tempo na medicina.

As informações fornecidas mostram que após 3 meias vidas o consumo será igual a ............ da amostra original.

a) 0,500kg b) 0,250kg c) 0,125kg d) 0,875kg e) 0,725kg

Resolução

Decaimento radioativo (meia-vida) após 3 meias vidas.

1^ra meia vida: 1 Kg decai para 1/2 Kg

2^da meia vida: 1/2 Kg decai para 1/4 Kg

3^ra meia vida: 1/4 Kg decaí para 1/8 Kg

Sobra da amostra após 3 meias vidas: 1/8 Kg

Decaimento(consumo da amostra): 1 – 1/8 = 7/8 Kg = 0,875kg

Resposta letra: D

ELETROQUÍMICA

(ENEM 2025)

Objetos de prata escurecem em contato com compostos contendo enxofre por causa da formação de uma fina camada de sulfeto de prata. Um método simples para clarear o objeto consiste em forrar um recipiente com papel alumínio, adicionar ao recipiente uma solução aquosa de cloreto de sódio e, enfim, mergulhar o objeto de prata enegrecido.

Em cerca de três minutos, a prata volta à coloração original. As seguintes semirreações e os respectivos potenciais-padrão de redução são úteis para a compreensão dos fenômenos ocorridos.

Ag₂S_(s) + 2 e− → 2 Ag_(s) + S²⁻_(aq) −0,69 V

O_2(g) + 4 H¹⁺_(aq) + 4 e− → 2 H₂O₍_l₎ +1,23 V

Al³⁺_(aq) + 3 e− → Al_(s) −1,68 V

Os valores das diferenças de potencial-padrão das reações que representam o escurecimento e o clareamento do objeto de prata são, respectivamente:

a) +0,54 V e +2,37 V b) +1,92 V e +0,99 V c) −0,15 V e +5,43 V

d) +2,61 V e +1,29 V e) +0,15 V e −1,29 V

Resolução: para calcular a diferença de potencial-padrão da reação global acertamos os coeficientes das reações, mas o valor do potencial não se modifica.

Reações de escurecimento devido à oxidação da prata.

Em um processo de oxirredução sempre teremos uma reação de oxidação e uma de redução.

Reação de oxidação da prata metálica: no escurecimento da prata ocorre formação de sulfeto de prata (Ag₂S) a primeira reação dada deve ser invertida e o sinal do potencial-padrão de redução invertido.

2 Ag_(s) + S²⁻_(aq) → Ag₂S_(s) + 2 e− +0,69 V

Reação de redução: a única reação de redução disponível no escurecimento da prata é a do gás oxigênio.

O_2(g) + 4 H¹⁺_(aq) + 4 e− → 2 H₂O₍_l₎ +1,23 V

A diferença de potencial-padrão será a soma dos potenciais.

ddp = +0,69 + 1,23 = +1,92 V

Reação de clareamento será a reação dada, pois quem se reduzirá é a prata do sulfeto de prata (Ag₂S) em presença de alumínio metálico. Já o alumínio metálico será oxidado e a reação dada deve ser invertida, mudando o sinal do seu potencial.

Reação de redução da prata do sulfeto de prata

Ag₂S_(s) + 2 e− → 2 Ag_(s) + S²⁻_(aq) −0,69 V

Reação de oxidação do alumínio metálico

Al_(s)→ Al³⁺_(aq) + 3 e− +1,68 V

A diferença de potencial-padrão será a soma dos potenciais.

ddp = +1,68 + (−0,69) = 0,99 V

Resposta: letra B

(ENEM 2016) TEXTO I : Biocélulas combustíveis são uma alternativa tecnológica para substituição das baterias convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias catalisam reações de oxidação de substratos orgânicos; Liberam elétrons produzidos na respiração celular para um eletrodo, onde fluem por um circuito externo até o cátodo do sistema, produzindo corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre em biocélulas microbiológicas utiliza acetato como substrato.

TEXTO II: Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (E^o) apresentam valores característicos. Para as biocélulas de acetato, considere as seguintes semireações de redução e seus respectivos potenciais:

2 CO₂ + 7 H⁺ + 8e => CH₃COO^- + 2 H₂O E^o = -0,34 V

O₂ + 4 H⁺ + 4e => 2H₂O E^o = 0,8 V

Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de acetato, ligadas em série, necessárias para se obter uma diferença de potencial de 4,4 V.

a) 3 b) 4 c) 6 d) 9 e) 15

Resolução

Sinônimos de diferença de potencial (ddp): voltagem, tensão, potencial e força eletromotriz (fem), são termos usados em eletroquímica para expressar a energia elétrica gerada. O cálculo da ddp é simples: faz a diferença entre o maior e o menor valor dos potenciais de oxidação ou os de redução, nunca um de oxidação e outro de redução. Este valor deve ser sempre positivo, pois expressa a espontaneidade do processo de geração de energia elétrica por oxidação-redução.

ddp = 0,80 – (- 0,34) = 1,1 V

Logo para obter uma ddp de 4,4 V precisaremos de 4 biocélulas ligadas em série.

Resposta: letra B

(ENEM 2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente.

Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II), [CuSO₄], durante 3 horas, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente

Dados: Constante de Faraday – F = 96.500 C/mol;

Massa molar em g/mol: Cu = 63,5.

a) 0,02 g b) 0,04 g c) 2,40 g d) 35,5 g e) 71,0 g

Resolução

Reação de formação do cobre metálico: 1Cu²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => 1Cu_(s)

Leitura molar: 1 mol de cátions cobre II, se reduzem, ao receber 2 mols de elétrons ( 2 . 96.500C) formando 1 mol de cobre metálico.

Coulombs é igual ao produto da amperagem pelo tempo em segundo (Q = i . t)

Tempo, em segundos: 3 x 60 x 60 = 10.800 segundos

Coulombs = 10.800 s x 10 A = 108.000 C

A passagem de corrente elétrica reduz o cátion cobre II dissolvido na solução aquosa em cobre metálico insolúvel.

Resolução

1 mol Cu ............... 2x96.500C

x mol Cu ............... 108.000C

x = 0,56 mols

1mol Cu ................. 63,5gramas

0,56 mols Cu .............. x gramas

X = 35,55 gramas de cobre

Resposta: letra D

ENEM - CÁLCULOS COM REAÇÃO QUÍMICA

2025-12-26T20:55:00.012-03:00

20. (ENEM 2025): O Brasil é o maior produtor mundial de Nióbio (massa molar = 93 g. mol⁻¹), metal utilizado na fabricação de vários tipos de aço: automotivos, estruturais e inoxidáveis.

O processo utilizado na produção do Nióbio é a redução aluminotérmica de Nb₂O₅ com excesso de 10% de Al (massa molar = 27 g. mol⁻¹), em relação à quantidade estequiométrica da reação, representada pela equação química:

3 Nb₂O_5(s) + 10 Al_(s) → 6 Nb_(s) + 5 Al₂O_3(s)

Uma engenheira metalúrgica estimou a massa de alumínio necessária para produzir 9,3 kg de Nióbio, nas condições descritas, para a produção de um lote de peças de aço encomendado por uma indústria, considerando um rendimento de 100%.

É mais próxima de

a) 2,7 kg b) 3,0 kg c) 4,1 kg d) 4,5 kg e) 5,0 kg

Resolução: a pergunta é a massa de Alumínio, em quilogramas, para produzir 9,3Kg de Nióbio.

Pela equação da reação podemos saber a relação entre as massas de Alumínio e Nióbio.

Alumínio (massa molar = 27 g. mol⁻¹) e Nióbio (massa molar = 93 g. mol⁻¹)

Leitura mássica: 10 Al_(s) → 6 Nb_(s)

Cada mol de Alumínio tem massa igual a 27 gramas, logo 10 mols terão massa igual a 270 g. Mas no texto fala que a massa utilizada na reação tem um excesso de 10% em relação a quantidade estequiométrica da reação.

10% de 270 g é 27 g, logo a massa total será (270 + 27) igual a 297 g.

Cada mol de Nióbio tem massa igual a 93 g, logo 6 mols terão massa igual a 558 g.

Montando a rega de três direta, teremos:

Lembrando que 9,3 Kg Nb = 9.300 g Nb

297g Al .................. 558 g Nb

X g Al ..................... 9.300 g Nb

X = 4.950 g ou 4,95 Kg, logo a resposta mais próxima é 5,0 Kg

Resposta: letra E

19. (ENEM 2025) Apaixonada por culinária e química, uma chefe de cozinha calculou que, para promover o crescimento adequado da massa durante o cozimento de um bolo a 180 °C (453 K) e 1,00 atm, ela precisaria utilizar uma quantidade de fermento químico suficiente para produzir um volume de gás igual a 4,00 L. Com esse objetivo, ela escolheu utilizar o bicarbonato de amônio, um composto que, sob aquecimento, degrada-se em três gases distintos, que são os responsáveis pelo crescimento da massa. A decomposição do bicarbonato de amônio ocorre conforme a equação química apresentada e, nas condições do cozimento, seu rendimento é de 80%.

1NH₄HCO_3(s) → 1NH_3(g) + 1CO_2(g) + 1H₂O_(g)

Considere que a mistura dos gases se comporta como gás ideal nas condições de cozimento utilizadas pela chefe.

Dados: Massa molar do NH₄HCO₃ = 79 g⋅ mol⁻¹ e R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol⁻¹ ⋅ K⁻¹

A massa, em grama, de bicarbonato de amônio que ela deve utilizar é mais próxima de

a) 2,3 g b) 3,5 g c) 5,9 g d) 6,8 g e) 8,9 g

Resolução

Pergunta: massa, em gramas, de bicarbonato de amônio (NH₄HCO₃)

Leitura molar da equação da reação: 1 mol de bicarbonato de amônio (NH₄HCO₃) se decompõe em 1 mol de gás amônia (NH₃), 1 mol de gás dióxido de carbono (CO₂) e 1 mol de água no estado gasoso (H₂O_(g)).

Mistura dos gases contém 3 mols de substâncias no estado gasoso (1 NH₃ +1 CO₂ + 1 H₂O).

Leitura mássica do bicarbonato de amônio:

Dado do texto: massa molar do NH₄HCO₃ = 79 g⋅ mol⁻¹

Significa que 1 mol do bicarbonato de amônio tem massa igual a 79 gramas.

Dada a constante de universal dos gases (R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol⁻¹ ⋅ K⁻¹) nos leva a fórmula geral dos gases: PV = nRT, onde Pressão, em atmosferas, Volume, em litros, número de mols gasoso, constante universal dos gases (R) e Temperatura, em Kelvin.

Dados fornecidos no texto: Pressão = 1,00 atm, Volume = 4,00 L, número de mols gasoso a ser calculado para estes dados fornecidos, constante universal dos gases (R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol⁻¹ ⋅ K⁻¹) e Temperatura, Kelvin = -180 °C (453 K).

Substituindo os valores da fórmula teremos: 1 x 4 = n x 0,082 x 453 = 0,108 mols

Pelos dados da equação da reação temos que a decomposição de 79 gramas (1mol) de bicarbonato de amônio forma três mols de substâncias gasosas. Vamos calcular para 0,108 mols.

79g ............. 3 mols

X g ......... 0,108mols

X = 2,844 gramas de bicarbonato, mas como o texto fala que somente 80% do bicarbonato foi decomposto, a quantidade inicial dele deve ser 20% a mais, para fechar o 100% inicial.

2,844g ............. 80%

X g .................. 100%

X = 3,55 gramas

Resposta: letra B

18. (ENEM PPL 2024) O titânio é encontrado na natureza em minerais, dos quais o rutilo (TiO₂) está presente na principal mina do Brasil, localizada no Rio Grande do Norte. Para obtenção do titânio metálico, o TiO₂ é submetido a duas operações industriais.

A primeira consiste na cloração, produzindo tetracloreto de titânio, conforme a equação:

TiO₂ + 2 Cl₂ + 2CO → TiCl₄ + 2CO₂

A segunda operação consiste na redução do tetracloreto de titânio, utilizando magnésio metálico.

2Mg + TiCl₄ → 2MgCl₂ + Ti

Considere as massas molares: Cl = 35,5g/mol e Ti = 48 g /mol

Qual a massa de gás cloro necessária para produzir 480 quilogramas de titânio metálico?

a) 179 kg b) 359kg c) 480kg d) 710kg e) 1420 kg

Resolução do teste: como a quantidade de TiCl₄ produzida na primeira reação é igual a quantidade de TiCl₄ consumida na segunda, podemos pensar de maneira direta que 2 mols de gás cloro consumidos na primeira etapa forma 1 mol de titânio metálico na segunda etapa.

2 mol de gás cloro = (35,5x2) x 2 = 142 gramas são consumidas.

1 mol de titânio metálico = 48 gramas

Regra de três: relação mássica entre gás cloro e titânio metálico.

142 g ............. 48g

X g ................ 480 g

X = 1.420 gramas de cloro gasoso foi consumido.

Resposta: letra E

17. (ENEM PPL – 2022) Os air bags de segurança dos automóveis são acionados com o impacto, que envia um sinal elétrico para o dispositivo e inicia a reação explosiva do trinitreto de sódio (NaN₃), produzindo sódio metálico e nitrogênio molecular, conforme a equação:

2 NaN_3(s)→ 2 Na_(s)+ 3 N_2(g).

O gás produzido tem função de inflar o airbag. Esse tipo de dispositivo contém, aproximadamente, 100 g de NaN₃.

Considere: PV = nRT; onde P = 1 atm; Volume foi questionado, T= 25°C ( 0 °C = 273 K); R = 0,0821 L.atm/K.mol e n = número de mols do gás

Massas molares: NaN₃ = 65 g mol^-1 ; N₂ = 28 g mol^-1 ; Na = 23 g mol

Nesse dispositivo, o volume de gás produzido, em litros, é

A) 4,7. B) 9,4. C) 18,8. D) 56,5. E) 113,0

Resolução

Calculando o número de mols de gás produzido e usando a fórmula (PV=nRT) acharemos o volume de gás nas condições dadas.

Leitura da equação: 2 NaN_3(s)= 2 mols que é igual a 130 gramas, usando a massa molar fornecida, e ao reagir formará 3 mols de gás nitrogênio (N₂)

130 g NaN₃ ................ 3 mols N₂

100 g de NaN₃ ............ x mols de N₂

X = 2,3 mols de N₂

Usando a fórmula fornecida (PV=nRT) teremos.

1atm . V = 2,3 mols . 0,082 L.atm/K.mol . (273+25)K

V = 56,5 litros

Resposta: letra D

16. (ENEM 2021) A obtenção do etanol utilizando a cana-de-açúcar envolve a fermentação de monossacarídeos formadores da sacarose contida no melaço, um desses formadores é a glicose (C₆H₁₂O₆), cuja fermentação alcoólica produz cerca de 50 gramas de etanol, a partir de 100 gramas de glicose, conforme a equação química descrita:

C₆H₁₂O₆ => 2 CH₃CH₂OH + 2 CO₂

Em uma condição específica de fermentação obtém-se 80% de conversão em etanol que, após sua purificação, apresenta densidade igual a 0,80 g/mL.

O melaço utilizado apresentou 50 kg de monossacarídeos na forma de glicose.

O volume de etanol, em litros, obtido nesse processo é mais próximo de

A) 16. B) 20. C) 25. D) 64. E) 100.

Resolução

Se acharmos a massa de etanol produzido poderemos converter para volume usando a densidade.

100 gramas de glicose produzem 50 gramas de etanol, mas pelo texto teremos 50kg ou 50.000 gramas de glicose que produzirá:

Glicose ............... etanol

100g ................... 50g

50.000 g ............. x

X = 25.000 gramas de etanol seria produzido se a conversão fosse 100%, mas não é, é de 80%, logo:

25.000 g .............. 100%

x .......................... 80%

x = 20.000 gramas.

Transformando gramas para litros usando a densidade.

Leitura da densidade do etanol: 0,80 gramas é a massa de cada mililitro, logo 1.000 mililitros (1 litro) terá massa mil vezes maior, o seja igual a 800 gramas. Baseado na pergunta, o volume de etanol, em litros.

800g ............... 1 litro

20.000 g .......... x

X = 25 litros

Resposta: letra C

15. (ENEM 2020) O crescimento da frota de veículos em circulação no mundo tem levado à busca e desenvolvimento de tecnologias que permitam minimizar emissões de poluentes atmosféricos. O uso de veículos elétricos é uma das propostas mais propagandeadas por serem de emissão zero. Podemos comparar a emissão de carbono na forma de CO₂ (massa molar igual a 44 g mol⁻¹) para os dois tipos de carros (a combustão e elétrico).

Considere que os veículos tradicionais a combustão, movidos a etanol (massa molar igual a 46 g mol^-1), emitem uma média de 2,6 mol de CO2 por quilômetro rodado, e os elétricos emitem o equivalente a 0,45 mol de CO₂ por quilômetro rodado (considerando as emissões na geração e transmissão da eletricidade).

A reação de combustão do etanol pode ser representada pela equação química:

C₂H₅OH_(l) + 3O_2(g) → 2CO_2(g) + 3H₂O_(g)

Foram analisadas as emissões de CO₂ envolvidas em dois veículos, um movido a etanol e outro elétrico, em um mesmo trajeto de 1.000 km.

A quantidade equivalente de etanol economizada, em quilogramas, com o uso do veículo elétrico nesse trajeto, é mais próxima de

a) 50 b) 60 c) 95 d) 99 e) 120

Resolução do teste

Etanol economizado é a quantidade que não seria gasta se a emissão de CO₂ do carro a etanol fosse igual ao do carro elétrico, isto pode ser avaliado analisando quanto menos será a emissão de CO₂ do carro elétrico.

Carro a etanol: 2,6 mol de CO₂ por quilometro rodado.

Carro elétrico: 0,45 mol de CO₂ por quilometro rodado.

Diferença = 2,60 – 0,45 = 2,15 mol por quilometro rodado, logo em 1.000 quilômetros a diferença será 2.150 mols.

Leitura molar da equação: 1C₂H₅OH_(l) + 3O_2(g) → 2CO_2(g) + 3H₂O_(g)

1 mol de etanol ao queimar produz 2 mols de CO₂.

Precisamos da massa do etanol: (2x12) + (6x1) + (1x16) = 46 gramas por mol.

Cálculo da massa de etanol que seria economizada.

Massa de etanol ............ mols de CO₂

46 gramas ................... 2 mols

X gramas ..................... 2.150 mols

X = 49.450 gramas = 49,45 quilogramas, quase 50.

Resposta: letra A

14. (ENEM 2019) Na busca por ouro, os garimpeiros se confundem facilmente entre o ouro verdadeiro e o chamado ouro de tolo, que tem em sua composição 90% de um minério chamado pirita (FeS₂). Apesar do engano, a pirita não é descartada, pois é utilizada na produção do ácido sulfúrico, que ocorre com rendimento global de 90%, conforme as equações químicas apresentadas.

Considere as massas molares: FeS₂ (120g/mol ), O₂ (32 g/mol), Fe₂O₃ (160g/mol ),

SO₂(64g/mol), SO₃ (80g/mol), H₂O (18g/mol), H₂SO₄ (98g/mol ).

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Qual é o valor mais próximo da massa de ácido sulfúrico, em quilograma, que será produzida a partir de 2,0 kg de ouro de tolo?

A) 0,33 B) 0,41 C) 2,6 D) 2,9 E) 3,3

Resolução

Cálculo com reações consecutivas devemos levar em consideração que o produto da primeira que se repete na segunda deve ter quantidades, em mols, igual e assim sucessivamente.

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Observe que a primeira produziu 8 mols de SO₂, logo a segunda deve consumir estes 8 mols, e para isto precisamos multiplicar a segunda por 4.

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

[2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃] x 4

Mas o produto formado, SO₃ passou para 8 mols, logo na terceira deverá aparecer também 8 mols dele e para isto precisamos multiplicar por 8.

[SO₃ + H₂O → H₂SO₄] x 8

As equações com as proporções corretas ficaram assim:

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

8 SO₂ + 4O₂ → 8 SO₃

8SO₃ + 8H₂O → 8H₂SO₄

Agora podemos fazer o cálculo direto baseado nas quantidades mostradas de FeS₂ e ácido sulfúrico.

O minério chamado de ouro dos tolos com 90% de pureza, ou seja 90% da massa do minério é FeS₂, portanto precisamos calcular a massa de FeS₂ em 2 quilogramas ou 2.000 gramas do minério.

2.000 gramas ........... 100%

x gramas ................. 90%

x = 1.800 gramas de FeS₂

Cálculo envolve massa dos dois, logo precisamos calcular a massa da cada um na reação.

4 FeS₂ => 4 x [(1 x 56) + (2 x 32)] = 4 x 120 = 480 gramas

8 H₂SO₄ => 8 x [(2 x 1) + (1 x 32) + (4 x 16)] = 8 x 98 = 784 gramas

4 FeS₂====è 8 H₂SO₄

480g .............. 784g

1.800 g .......... x g

x = 2.940 gramas

Mas como o rendimento é de 90% e todo o cálculo fornece como rendimento 100% teremos:

2.940g ........... 100%

x g ................ 90%

x = 2.650 gramas, que dividindo por 1.000 => 2,65 quilogramas

Resposta: letra C

13. (ENEM 2018/PPL) Objetos de prata sofrem escurecimento devido à sua reação com enxofre. Estes materiais recuperam seu brilho característico quando envoltos por papel alumínio e mergulhados em um recipiente contendo água quente e sal de cozinha. A reação não balanceada é:

Ag₂S_(s) + Al_(s)=> Al₂S_3(s) + Ag_(s)

Dados da massa molar dos elementos (g/mol): Ag = 108; S = 32

Utilizando o processo descrito, a massa de prata metálica que será regenerada na superfície de um objeto que contém 2,48 g de Ag₂S é

A) 0,54 g B) 1,08 g C) 1,91 g D) 2,16 g E) 3,82 g

Resolução do teste

Reação balanceada seguindo o regra de Lavoisier de conservação das massas, onde o número de átomos de um elemento deve ser igual nos reagentes e nos produtos,

3 Ag₂S_(s) + 2 Al_(s)=> 1 Al₂S_3(s) + 6 Ag_(s)

Leitura molar: 3 mols de sulfeto de prata reagem com 2 mols de alumínio metálico produzindo 1 mols de sulfeto de alumínio e 6 mols de prata metálica.

Cálculo das massas molares e já multiplicando pelo número de mols de cada substância.

3 Ag₂S = 3 [2x108 + 32] = 744 gramas

6 Ag = 6 x 108 = 648 gramas

Leitura mássica: 744 gramas de sulfeto de prata reagem e produzem 648 gramas de prata metálica.

Cálculo da massa de prata metálica produzida considerando 2,48 gramas de sulfeto de prata.

744 g ............... 648g

2,48g ............... x

x = 2,16 gramas

Resposta letra D

Resolução por transformação de unidades

Legenda: sulfeto de prata = AgS e prata metálica = Ag

12. (ENEM 2017-PPL) Os combustíveis de origem fóssil, como o petróleo e o gás natural, geram um sério problema ambiental, devido à liberação de dióxido de carbono durante o processo de combustão. O quadro apresenta as massas molares e as reações de combustão não balanceadas de diferentes combustíveis.

Considerando a combustão completa de 58 g de cada um dos combustíveis listados no quadro, a substância que emite mais CO₂ é o

a) etano b) butano c) metano d) propano e) acetileno

Resolução por regra de três simples

1. Na queima do metano teremos: 1mol de metano ao queimar formará 1 mol de gás carbônico. Massa molar = 16g/mol

1mol ou 16 gramas de metano ao queimar produzira 1 mol de gás carbônico.

16g ................. 1mol

58g ................. X mol

X = (58X1) / 16 = 3,625 mols

2. Na queima do acetileno teremos: 1mol de acetileno(C₂H₂) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico. Massa molar = 26g/mol

26g ................. 2mol

58g ................. X mol

X = (58x2) / 26 = 4,46 mols

3. Na queima do etano teremos: 1mol de etano (C₂H₆) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico. Massa molar = 30g/mol

30g ................. 2 mol

58g ................. X mol

X = (58x2) / 30 = 3,87 mols

4. Na queima do propano teremos: 1mol de propano (C₃H₈) ao queimar formará 3 mols de gás carbônico. Massa molar = 44g/mol

44g ................. 3 mol

58g ................. X mol

X = (58x3) / 44 = 3,95 mols

5. Na queima do butano teremos: 1mol de butano (C₄H₁₀) ao queimar formará 4 mols de gás carbônico. Massa molar = 58g/mol

58g ................. 4 mol

58g ................. X mol

X = (58x4) / 58 = 4,00 mols

Resposta: letra E

Resolução por transformação de unidades

Cálculo da quantidade de gás carbônico (CO₂) em mols quando a queima do metano (CH₄).

1. Na queima do metano teremos: 1mol de metano ao queimar formará 1mol de gás carbônico. Massa molar = 16g/mol

2. Na queima do acetileno teremos: 1mol de acetileno(C₂H₂) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico.

Obs: o que vai mudar no cálculo é a quantidade em mols de gás carbônico formado e a massa molar de cada combustível, logo faremos somente o seguinte. Massa molar = 26g/mol

3. Na queima do etano teremos: 1mol de etano (C₂H₆) ao queimar formará 2 mols de gás carbônico. Massa molar = 30g/mol

4. Na queima do propano teremos: 1mol de propano (C₃H₈) ao queimar formará 3 mols de gás carbônico. Massa molar = 44g/mol

5. Na queima do butano teremos: 1mol de butano (C₄H₁₀) ao queimar formará 4 mols de gás carbônico. Massa molar = 58g/mol

11. (ENEM 2016/PPL) Climatéreo é o nome de um estágio no processos de amadurecimento de determinados frutos, caracterizado pelo aumento do nível de respiração celular e do gás etileno (C₂H₄). Como consequência, há o escurecimento do fruto, o que representa a perda de toneladas de alimentos a cada ano. É possível prolongar a vida de um fruto no climatério pela eliminação do etileno produzido. Na indústria utiliza-se o permanganato de potássio (KMnO₄) para oxidar o etileno a etilenoglicol (HOCH₂CH₂OH) sendo o processo representado na forma simplificada pela equação.

2 KMnO₄ + 3 C₂H₄ + 4 H₂O => 2 MnO₂ + 3 HOCH₂CH₂OH + 2 KOH

O processo de amadurecimento começa quando a concentração de etileno no ar está em cerca de 1 mg de C₂H₄ por kg de ar.

As massas molares dos elementos H, C, O, K e Mn são, respectivamente, iguais a 1g/mol, 12g/mol, 16g/mol, 39g/mol e 55g/mol.

A fim de diminuir essas perdas, sem desperdício de reagentes, a massa mínima de KMnO₄ por kg de ar é mais próxima de

a) 0,7 mg b) 1,0 mg c) 3,8 mg d) 5,6 mg e) 8,5 mg

Resolução do teste

Lembrando que 1 grama = 1.000mg

Leitura molar da equação:

2 KMnO₄ + 3 C₂H₄ + 4 H₂O => 2 MnO₂ + 3 HOCH₂CH₂OH + 2 KOH

2 mols de KMnO₄ reagem com 3 mols de C₂H₄

Massa molar de 2 KMnO₄ = 2[(1x39)+(1x55)+(4x16)] = 316g = 316.000 mg

Massa molar de 3 C₂H₄ = 3[(2x12) + (4x1)] = 84g = 84.000 mg

Resolução por transformação de unidades

Resposta: Letra C

10. (ENEM 2014/- 2^da aplicação) O bisfenol-A é um composto que serve de matéria-prima para a fabricação de polímeros utilizados em embalagens plásticas de alimentos, em mamadeiras e no revestimento interno de latas. Esse composto está sendo banido em diversos países, incluindo o Brasil, principalmente por ser um mimetizador de estrógenos (hormônios) que, atuando como tal no organismo, pode causar infertilidade na vida adulta.

O bisfenol- A (massa molar igual a 228 g/mol ) é preparado pela condensação da propanona (massa molar igual a 58 g/mol) com fenol (massa molar igual a 84 g/mol), em meio ácido, conforme apresentado na equação química.

Considerando que, ao reagir 580 g de propanona com 3.760 g de fenol, obteve-se 1,14kg de bisfenol-A, de acordo com a reação descrita, o rendimento real do processo foi de

a) 0,025% b) 0,05% c) 12,5% d) 25% e) 50%

Resolução por transformação de unidades

O exercício forneceu dados numéricos de dois reagentes (propanona e fenol), sem necessidade, para calcular a quantidade de um produto, isto é indício que tem reagente em excesso.

Cuidado que existe um número 2 como coeficiente do fenol na equação.

Leitura mássica: 168 gramas de fenol reagem com 58 gramas de propanona produzindo 228 gramas de bisfenol-A.

A quantidade misturada de cada reagente foi 3.760 g fenol com 580 g de propanona, observe que a quantidade de propanona é 10 vezes maior que a da equação teórica (58 gramas), logo reagirá com 1.680 g de fenol e não com 3.760 gramas que esta excessivo, ou seja, o fenol é o reagente em excesso.

Dados do reagente em excesso não podem ser usados no cálculo, pois, o que esta em excesso não reage, sobra e não formará bisfenol-A.

Cálculo do rendimento da reação: relação entre a massa de bisfenol -A com a massa de propanona, reagente limitante.

Resposta: letra E

09. (ENEM 2014) A água potável precisa ser límpida, ou seja, não deve conter partículas em suspensão, tais como terra e restos de plantas, comuns nas águas de rios e lagoas. A remoção das partículas é feita em estações de tratamento, onde o hidróxido de cálcio [Ca(OH)₂] em excesso e sulfato de alumínio[ Al₂(SO₄)₃] são adicionados em um tanque para formar sulfato de cálcio e hidróxido de alumínio. Esse último se forma como flocos gelatinosos insolúveis em água, que são capazes de agregar partículas em suspensão. Em uma estação de tratamento, cada 10 gramas de hidróxido de alumínio é capaz de carregar 2 gramas de partículas. Após a decantação e filtração, a água límpida é tratada com cloro e distribuída para as residências. Considerando que 1.000 litros de água de um rio possuem, em média, 45 gramas de partículas em suspensão, a quantidade mínima de sulfato de alumínio que deve ser utilizada na estação de tratamento de água, capaz de tratar 3.000 litros de água de uma só vez, para garantir que todas as partículas em suspensão sejam precipitadas, é mais próxima de:

a) 59 g b) 493 g c) 987 g d) 1480 g e) 2960 g

Resolução do teste

Cálculo da quantidade de partículas em suspensão em 3.000 litros de água.

1.000 L .............. 45 g
3.000 L .............. x

x = 135 gramas

Cálculo da quantidade de hidróxido de alumínio necessária para remover 135 g de partículas em suspensão.

10 g ................... 2 g
x g ...................... 135 g

x = 675 g

Pelo dados da reação teremos que 342 g de sulfato de alumínio reagem com a cal hidratada e produzem 156 g de hidróxido de alumínio, logo

156 g .............. 342 g
675 g .............. x

x = 1480 g

Resposta: letra D

Resolução por transformação de unidades

Legenda: partículas em suspensão = ps

Equação da reação: 3 Ca(OH)_2(aq) + Al₂(SO₄)_3(aq) => 2 Al(OH)_3(s) + 3 CaSO_4(aq

Massas molares: Al₂(SO₄)₃ = (2 x 27) + (3 x 32) + (12 x 16) = 342 g/mol

2 Al(OH)₃= 2[(1 x 27) + (3 x 16) + (3 x 1) = 156g/mol

08. (ENEM 2013) A produção de aço envolve o aquecimento do minério de ferro, junto com carvão (carbono) e ar atmosférico em uma série de reações de oxirredução. O produto é chamado de ferro-gusa e contém cerca de 3,3% de carbono. Uma forma de eliminar o excesso de carbono é a oxidação a partir do aquecimento do ferro-gusa com gás oxigênio puro. Os dois principais produtos formados são aço doce (liga de ferro com teor de 0,3% de carbono restante) e gás carbônico. As massas molares aproximadas dos elementos carbono e oxigênio são, respectivamente, 12 g/mol e 16 g/mol.

Considerando que um forno foi alimentado com 2,5 toneladas de ferro-gusa, a massa de gás carbônico formada, em quilogramas, na produção de aço doce, é mais próxima de

a) 28 b) 75 c) 175 d) 275 e) 303

Resolução por transformação de unidades

3,3% da massa total de ferro gusa é de carbono e o ferro doce terá no final 0,3%, logo 3,0% de carbono deve ser oxidado a gás carbônico conforme a reação:

C_(s) + O_2(g) => CO_2(g)

Leitura mássica: 12 gramas ( 0,012Kg) de carbono reage com gás oxigênio puro formando 44 gramas (0,044Kg) de gás carbônico.

Resposta: letra D

07. (ENEM 2012) Pesquisadores conseguiram produzir grafita magnética por um processo inédito em forno com atmosfera controlada e em temperaturas elevadas. No forno são colocados grafita comercial em pó e óxido metálico, tal como CuO. Nessas condições, o óxido é reduzido e ocorre oxidação da grafita, com a introdução de pequenos defeitos, dando origem a propriedade magnética do material.

Considerando o processo descrito com um rendimento de 100%, 8 g de CuO produzirão uma massa de CO₂ igual a:

Dados: Massa molar em g/mol: C = 12; O = 16; Cu = 64

a) 2,2 g b) 2,8 g c) 3,7 g d) 4,4 g e) 5,5 g

Resolução por transformação de unidades

Equação da reação: C_(s) + 2 CuO_(s) => CO_2(g) + 2 Cu_(s)

Resposta: letra A

06. (ENEM/PPL/2011) Três amostras de minérios de ferro de regiões distintas foram analisadas e os resultados, com valores aproximados, estão na tabela:

Região Tipo de óxido encontrado Massa da amostra Massa de ferro encontrada

A Fe₂O₃ 100 gramas 52,5 gramas

B FeO 100 gramas 62,3 gramas

C Fe₃O₄ 100 gramas 61,5 gramas

Considerando que as impurezas são inertes aos compostos envolvidos, as reações de redução do minério de ferro com carvão, de formas simplificadas, são:

2 Fe₂O₃ + 3 C → 4 Fe + 3 CO₂

2 FeO + C → 2 Fe + CO₂

Fe₃O₄ + 2 C → 3 Fe + 2 CO₂

Dados: Massas molares (g/mol) C = 12; O = 16; Fe = 56; FeO = 72; Fe₂O₃ = 160; Fe₃O₄ = 232.

Os minérios que apresentam, respectivamente, a maior pureza e o menor consumo de carvão por tonelada de ferro produzido são os das regiões:

A) com 75% e C com 143 kg. B) com 80% e A com 161 kg.

C) com 85% e B com 107 kg. D) com 90% e B com 200 kg.

E) B com 95% e A com 161 kg.

Resolução por transformação de unidades

Resposta: letra C

05. (ENEM 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:

5H₂O_2(aq)+2KMnO_4(aq)+3H₂SO_4(aq)=> 5O_2(g)+2MnSO_4(aq)+K₂SO_4(aq)+8H₂O_(l)

De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio, em mols, necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a:

a) 2,0 × 10⁰ b) 2,0 × 10^-3 c) 8,0 × 10^-1

d) 8,0 × 10^-4 e) 5,0 × 10^-3

Resolução por transformação de unidades

Pergunta: quantidade, em mols, de permanganato de potássio

Legenda: permanganato de potássio = sal; peróxido de hidrogênio = per; solução = sol

Resposta: letra D

04. (ENEM 2010) Todos os organismos necessitam de água e grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. Os processos biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem profunda influência na química das águas naturais em todo o planeta. O oxigênio é ator dominante na química e na bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa solubilidade em água (9,0 mg/L a 20^oC) a disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido para medir a quantidade de matéria orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de O₂ em miligramas necessária para realizar a oxidação total do carbono orgânico em um litro de água.

Dados: Massas molares, em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16.

Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula CH₂O e massa molar igual a 30 g/mol) são dissolvidos em um litro de água; em quanto a DBO será aumentada ?

a) 0,4 mg de O₂/litro b) 1,7 mg de O₂/litro c) 2,7 mg de O₂/litro

d) 9,4 mg de O₂/litro e) 10,7 mg de O₂/litro

Resolução por transformação de unidades

Reação de oxidação total do carbono orgânico: 1C_(s) + 1O_2(g)=>1CO_2(g)

Legenda: açúcar = CH₂O; gás oxigênio = O₂; água = H₂O

10 mg CH₂O = 0,01g e 32 g O₂= 32.000 mg

Resposta: letra E

03. (ENEM 2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO₂ e 36% PbSO₄. A média de massa da pasta residual de uma bateria usada é de 6 Kg, onde 19% é PbO₂, 60% PbSO₄ e 21% Pb. Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que compostos de chumbo (placas de bateria) são fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente.

PbSO₄ + Na₂CO₃=> PbCO₃ + Na₂SO₄

Dados: Massas molares em g/mol: Pb = 207; S = 32; Na = 23; O = 16; C = 12

a) 1,7 Kg b) 1,9 Kg c) 2,9 Kg d) 3,3Kg e) 3,6 Kg

Resolução do teste

Cálculo das Massas molares

PbSO₄ = (1 x 207) + (1 x 32) + (4 x 16) = 303g = 0,303 Kg

PbCO₃ = (1 x 207) + (1 x 12) + (3 x 16) = 267g = 0,267 Kg

60% da pasta residual é de PbSO₄ e com este dado poderemos calcular a massa de PbCO₃ usando a proporção da equação.

1. Cálculo da massa de PbSO₄ contida na pasta residual.

6kg(pasta) ................. 100%

x kg (PbSO₄) ............. 60%

x = 3,6kg de PbSO₄ existe na pasta residual.

2. Leitura mássica da equação usando as massas molares: 0,3kg de PbSO₄ reagem e produzem 0,267kg de PbCO₃.

Montando a regra de três teremos:

0,3kg PbSO₄ .................... 0,267 kg PbCO₃

3,6kg PbSO₄ .....................x kg PbCO₃

x = 3,3 kg de PbCO₃ foi obtida, considerando um rendimento de 100%, mas o teste diz que o rendimento foi de 91%.

3,3kg ................... 100%

x kg ,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,. 91%

x = 2,9 kg aproximadamente

Resposta: letra C

Resolução por transformação de unidades

Cálculo das Massas molares

PbSO₄ = (1 x 207) + (1 x 32) + (4 x 16) = 303g = 0,303 Kg

PbCO₃ = (1 x 207) + (1 x 12) + (3 x 16) = 267g = 0,267 Kg

60% da pasta residual é de PbSO₄ e com este dado poderemos calcular a massa de PbCO₃ usando a proporção da equação.

02. (ENEM 2010) Fator de emissão (carbono footprint) é um termo utilizado para expressar a quantidade de gases que contribuem para o aquecimento global, emitidos por uma fonte ou processo industrial específico. Pode-se pensar na quantidade de gases emitidos por uma indústria, uma cidade ou mesmo por uma pessoa. Para o gás CO₂ a relação pode ser escrita:

O termo “quantidade de material” pode ser, por exemplo, a massa de material produzido em uma indústria ou a quantidade de gasolina consumida por um carro em um determinado período.

No caso da produção do cimento, o primeiro passo é a obtenção do óxido de cálcio, a partir do aquecimento do calcário a altas temperaturas, de acordo com a reação:

CaCO_3(s) => CaO_(s) + CO_2(g)

Uma vez processada essa reação, outros compostos inorgânicos são adicionados ao óxido de cálcio, tendo o cimento formado 62% de CaO em sua composição.

Dados: Massas molares, em g/mol – CO₂ = 44; CaCO₃ = 100; CaO = 56.

Considerando as informações apresentadas no texto, qual é, aproximadamente, o fator de emissão de CO₂ quando 1 tonelada de cimento for produzida, levando-se em consideração apenas a etapa de obtenção do óxido de cálcio?

a) 4,9 x 10^-4 b) 7,9 x 10^-4c) 3,8 x 10^-1d) 4,9 x 10^-1e) 7,9 x 10^-1

Resolução por transformação de unidades

Lembrando que o material é o cimento e 1tonelada = 1 x 10⁶ gramas

Resposta: letra D

01. (ENEM 2010) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxiapatita [Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂] presente nos esmaltes dos dentes, o flúor forma fluorapatita [Ca₁₀(PO₄)₆F₂], um mineral mais resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias específicas presentes nos açúcares Das placas que aderem aos dentes.

A reação de dissolução da hidroxiapatita é:

[Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂]_(s)+ 8 H¹⁺_(aq) => 10 Ca²⁺_(aq) + 6 HPO₄^2-_(aq)+2 H₂O₍_l₎

Dados: Massas molares em g/mol: [Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂] = 1004; [HPO₄^2-] = 96; Ca = 40

Supondo-se que o esmalte dentário seja constituído exclusivamente por hidroxiapatita, o ataque ácido que dissolve completamente 1 mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente.

a) 0,14 mg de íons totais b) 0,40 mg de íons totais

c) 0,58 mg de íons totais d) 0,97 mg de íons totais

e) 1,01 mg de íons totais

Resolução do teste

Leitura mássica da equação: 1004 gramas de hidroxiapatita reage com 8 gramas de cátions hidrogênio produzindo 400gramas de cátion cálcio, 576 gramas de ânions hidrogeno fosfato e 36 gramas de água.

Massa total de íons = 1004 + 8 + 400 + 576 = 1988 gramas de íons

Massa total de íons produzidos = 976 gramas = 0,976 mg

Massa da hidroxiapatita = 1004 g = 1,004 mg

Resolução por transformação de unidades

Resposta: letra D

ENEM - CÁLCULOS SEM REAÇÃO QUÍMICA

2025-12-26T20:53:00.002-03:00

30. (ENEM PPL 2024)

A hipertensão arterial é um problema de saúde que se agrava pelo crescente consumo de sal rico em sódio. O consumo máximo diário recomendado pelo Ministério da Saúde é de, aproximadamente, 5 gramas de NaCl. No entanto, os brasileiros consomem em média 12 gramas desse sal por dia. Por isso, a indústria lançou no mercado o chamado sal light, que apresenta um teor reduzido de cloreto de sódio. Sua composição é cerca de 50% de NaCl e 50% de KCl, em massa.

Massas molares: Na = 23 g. mol^-1 ; Cl = 35,5 g. mol^-1 ; K= 39 g. mol^-1

Ainda que os brasileiros consumam apenas sal light, a massa de sódio ingerida em excesso será mais próxima de

a) 0,4 g b) 1,0 g c) 1,4 g d) 2,8 g e) 3,5 g.

Resolução

Ao consumirmos 12 g de Sal Light, estamos ingerindo na verdade 6 g de NaCl (50%). Como o limite é 5 g de NaCl, o excesso é de apenas 1 g de NaCl.

Calculando quanto de sódio existe nesse 1 g excedente.

Massa molar do NaCl = 23 + 35,5 = 58,5g, ou seja em 58,5 g de NaCl teremos 23 g de sódio (Na¹⁺).

58,5 g .............. 23 g

1 g ................... x g

X = 0,39 g aproximadamente 0,4 gramas de excesso.

Resposta: letra A

29. (ENEM 2024)

O biogás é uma alternativa energética muito importante, pois, além de reduzir a dependência por combustíveis fósseis, sua obtenção pode ser realizada a partir de resíduos da produção agroindustrial.

Considere que o biogás produzido em um empreendimento de suinocultura contém 70% em volume de metano (massa molar=16 g/mol; volume molar=22 L/mol). Ele será utilizado para geração de energia em substituição ao etanol (massa molar=46 g/mol)

em um gerador no qual 1m³ de biogás de origem suína substitui 0,59 L de etanol anidro (densidade=0,78 g/mL).

Nessas condições, a massa de metano necessária para substituir 10 mol de etanol na produção de energia é mais próxima de

a) 300 g b) 400 g c) 510 g d) 590 g e) 720 g

Resolução

Pergunta: a massa de metano necessária para substituir 10 mol de etanol.

Cálculo da massa de metano usando seu volume molar.

O teste informa que 1m³ (1.000 litros) de biogás de origem suína substitui 0,59 L de etanol anidro e deste volume de biogás 70% é de metano.

1m³ biogás ............ 100%

X m³ metano .......... 70%

X = 0,7m³ = 700 litros de gás metano será produzido

Massa molar 16 g/mol e volume molar 22 L/mol, observe que pelas relações apresentadas podemos concluir que 16 gramas de metano correspondem a 22 litros.

22 litros ............... 16 gramas

700 litros .............. x gramas

x = 509 gramas de gás metano é a massa produzida por 1m³ de biogás.

Cálculo da quantidade de mols de etanol.

Etanol: massa molar=46 g/mol e densidade=0,78 g/mL

Leitura da densidade: 1 mililitro de álcool anidro tem massa igual a 0,78 gramas.

0,59litro = 590 mililitros

1 mL ................. 0,78g

590 mL .............. X

X = 460 gramas

Leitura molar: 1 mol de álcool anidro tem massa igual a 46 gramas, logo 460 gramas correspondem a 10 mols.

Logo a massa de metano para substituir 10 mols e álcool anidro já foi calculada acima e será igual a 509 gramas.

Resposta: letra C

28. (ENEM 2024)

A bauxita contém alumina (Al₂O₃), que é a matéria-prima para produção do alumínio.

De forma geral, são necessários 50 kg de bauxita para produzir 10 kg de alumínio.

O Brasil fechou 2020 como um dos principais líderes mundiais em reciclagem de latas de alumínio. De acordo com levantamento da Associação Brasileira dos Fabricantes

de Latas de Alumínio (Abralatas), o país obteve um índice de reciclagem de 97,4%, de um total de 4,0×10⁵ toneladas de latas vendidas. Considere que a lata é constituída de alumínio puro. Levando em conta apenas a reciclagem de latas, qual é o valor mais próximo da massa de bauxita, em tonelada, que deixou de ser extraída da natureza em 2020 no Brasil?

a) 1,0×10⁴ b) 3,9×10⁵ c) 5,0×10⁵d) 1,9×10⁶e) 2,0×10⁷

Resolução

Pergunta: toneladas de bauxita que deixou de ser extraída.

Toneladas de Alumínio reciclados 97,4% de 4,0×10⁵ toneladas.

4,0×10⁵ ton Al ............. 100%

X ton Al ....................... 97,4%

X = 3,896×10⁵ ton = 3,896 x 10³ x 10⁵ kg = 3,896 x 10⁸kg

50 kg bauxita ............... 10 kg Al

X kg bauxita …………………. 3,896 x 10⁸kg Al

X = 19,48 x 10⁸ kg = 1,948 x 10⁹kg = 1,948 x 10⁶ton

Resposta: letra D

27. (ENEM 2023) Existe no comércio um produto antimofo constituído por uma embalagem com tampa perfurada contendo cloreto de cálcio anidro, CaCl₂. Uma vez aberto o lacre, essa substância absorve a umidade ambiente, transformando-se em cloreto de cálcio di-hidratado, CaCl₂. 2 H₂O.

Considere a massa molar da água igual a 18g mol ^-1, e a massa molar do cloreto de cálcio anidro igual a 111g mol^-1.

Na hidratação da substância presente no antimofo, o ganho de percentual, em massa, é mais próximo de

A) 14% B) 16% C) 24% D) 32% E) 75%

Resolução

Cloreto de cálcio anidro, CaCl₂. Tem massa igual a 111 gramas

Cálculo da massa de água que o cloreto de cálcio ganhou após hidratação.

Cloreto de cálcio di-hidratado, CaCl₂. 2 H₂O. A massa será 111 gramas de cloreto de cálcio anidro mais (18 x 2) = 36 gramas de água.

Tem massa igual a 111 gramas cloreto de cálcio anidro mais 36 gramas de água

Massa total = 111 + 36 = 147 gramas, corresponde a 100% da massa do cloreto de cálcio di-hidratado.

Ganho percentual, em massa, de água incorporada será.

147 gramas ............. 100%

36 gramas .............. x

x = 24,5 %

Resposta: letra C

26. (ENEM 2023) De acordo com a constituição Federal é de competência os municípios o gerenciamento dos serviços de limpeza e coleta dos resíduos urbanos (lixo). No entanto, há relatos de que parte desse lixo acaba sendo incinerado, liberando substâncias tóxicas para o ambiente e causando acidentes por explosões, principalmente quando ocorre a incineração de frascos de aerossóis (por exemplo: desodorantes, inseticidas e repelentes). A temperatura elevada provoca, vaporização de todo o conteúdo dentro desse tipo de frasco, aumentando a pressão em seu interior até culminar na explosão da embalagem.

Suponha um frasco metálico de capacidade igual a 100 mL, contendo 0,1 mol de produtos gasosos à temperatura de 650^oC, no momento da explosão

Considere: R = 0,082 L.atm/mol.K

A pressão, em atm, dentro do frasco, no momento da explosão, é próxima de:

a) 756 b) 533 c) 76 d) 53 e) 13

Resolução por transformação de unidades

Observe que as unidades da constante universal dos gases (R) mostram o que foi usado no seu cálculo.

Litro vezes atmosfera dividido por mol vezes grau Kelvin.

Transformação aproximada de graus Celsius para grau Kelvin

K = ⁰C + 273 => K = 650 + 273 = 923 K

Usando as unidades teremos que: 0,082 = 0,1L x atm dividido por 0,1mol x 923K

atm = 0,082 x 0,1 x 923 / 0,1

atm = 75,868, aproximadamente 76

Resposta: letra C

25. (ENEM PPL – 2023) Um carro sedã apresenta tipicamente 200kg de alumínio distribuídos pelo chassi, motor e cabine. Uma amostra de bauxita, principal fonte natural do metal, é composta por 50% em massa de óxido de alumínio (Al₂O₃). Considere a massa molar do alumínio (Al) igual a 27 g mol⁻¹ e a do oxigênio (O) igual a 16 g mol⁻¹. A massa de bauxita que deve ser empregada para produzir o alumínio usado na fabricação de um carro desse modelo é mais próxima de

A) 378 kg. B) 400 kg. C) 637 kg. D) 756 kg. E) 1.512 kg.

Resolução

Cálculo da massa de óxido de alumínio (Al₂O₃)

Cada mol de óxido de alumínio (Al₂O₃) é formado por 2 mols de alumínio (2Al)

Massa de 1 mol de óxido de alumínio => (2 x 27) + (3 x 16) = 102 gramas

Massa de 2 mols de alumínio = 2 x 27 = 54 gramas

54 gramas ................... 102 gramas

200.000 gramas .......... x

x = 20.400.000 / 54 = 377.778 gramas corresponde 50% da bauxita, logo 100% da massa de bauxita será o dobro.

377.778 x 2 = 755.556 gramas que dividindo por 1.000 será igual a 755,556 quilogramas, aproximadamente 756 kg.

Resposta: letra D

26. (ENEM PPL – 2023) As baterias de lítio para carros elétricos são capazes de armazenar cerca de 700 Wh de energia em um volume de 1 L, enquanto a combustão de 1 L de etanol hidratado em um motor a combustão disponibiliza 6 300 Wh de energia. Os motores a combustão têm uma eficiência baixa, com apenas 30% da energia do combustível sendo transformada em movimento. Já os motores elétricos apresentam eficiência três vezes maior. Para estudar a viabilidade de se utilizar a mesma plataforma de um carro movido a álcool, com tanque de 40 L de combustível, para a produção de modelos elétricos, uma equipe de engenharia precisa estimar o volume da bateria de lítio que corresponda, no carro elétrico, à mesma quantidade energética desse carro a álcool.

O volume aproximado, em litro, da bateria de lítio a ser utilizada é

A) 36. B) 120. C) 360. D) 400. E) 1 080.

Resolução

Cálculo da energia disponível de 40 litros de etanol.

1 litro de etanol hidratado em um motor a combustão disponibiliza 6.300 Wh com rendimento de 30%.

1 litro ............. 6.300Wh

40 litros .......... X

X = 252.000 Wh

252.000 Wh .............. 100%

X ............................. 30%

X = 75.600 Wh, esta mesma energia deverá ser consumida com um motor elétrico.

Cálculo do volume necessário da bateria de lítio para gerar 75.600Wh de energia.

1 litro ............... 700Wh

X litros .............. 75.600Wh

X = 108 litros para produzir um rendimento três vezes maior que o etanol, ou seja 90%.

Mas o volume deverá corresponder a 100% que dará um rendimento de 90%

108litros ................. 90%

X litros ................... 100%

X = 120 litros

Resposta: letra B

25. (ENEM PPL – 2023) Com o objetivo de demonstrar a transferência de energia de um sistema para outro, um professor solicitou a seus alunos que determinassem o calor de combustão de alguns alimentos e, para auxiliar nessa tarefa, forneceu um quadro que apresenta cinco alimentos identificados por números e seus respectivos calores de combustão.

Alimento: I II III IV V

Calor de combustão (cal/g): 15 120 160 240 400

Posteriormente, entregou uma amostra de 0,5 g de um alimento indeterminado a um dos estudantes, que realizou o seguinte procedimento experimental: colocou 4 mL de água em um tubo de ensaio e mediu a temperatura, encontrando 20°C. Em seguida, o estudante queimou o alimento recebido, abaixo do tubo de ensaio contendo a água, o que elevou a temperatura da água para 50°C.

Considere que, nas condições do experimento, a perda de calor para o ambiente é desprezível e o calor específico da água e sua densidade são, respectivamente,

1 cal/(g °C) e 1 g/mL. Qual alimento do quadro o estudante recebeu do professor?

A) I B) II C) III D) IV E) V

Resolução: o calor usado para aquecer a água é o calor produzido na queima da amostra de 0,5 gramas de alimento.

Cálculo da quantidade de calor produzida no aquecimento da água.

Q = m c ∆T, onde

Q: calor produzido no aquecimento da água

m: massa de água utilizada, neste caso será igual ao volume de água, pois sua densidade é 1 g/mL.

c: calor específico da água

∆T: variação de temperatura no aquecimento da água

Q = 4 g x 1 cal/(g °C) x (50 - 20) °C

Q = 120 calorias, ou seja cada 4 mililitros ou 4 gramas de água foi aquecida com 120 calorias.

Cálculo do calor produzido por grama de alimento queimado

Produziu 120 calorias ao queimar 0,5 gramas de alimento, mas a tabela fornece valores de calor de combustão por uma grama, ou seja o dobro.

Calor de combustão = 240 cal/grama

Resposta: letra D

24. (ENEM 2021) A obtenção do etanol utilizando a cana-de-açúcar envolve a fermentação de monossacarídeos formadores da sacarose contida no melaço, um desses formadores é a glicose (C₆H₁₂O₆), cuja fermentação alcoólica produz cerca de 50 gramas de etanol, a partir de 100 gramas de glicose, conforme a equação química descrita:

C₆H₁₂O₆ => 2 CH₃CH₂OH + 2 CO₂

Em uma condição específica de fermentação obtém-se 80% de conversão em etanol que, após sua purificação, apresenta densidade igual a 0,80 g/mL.

O melaço utilizado apresentou 50 kg de monossacarídeos na forma de glicose.

O volume de etanol, em litros, obtido nesse processo é mais próximo de

A) 16. B) 20. C) 25. D) 64. E) 100.

Resolução

Se acharmos a massa de etanol produzido poderemos converter para volume usando a densidade.

100 gramas de glicose produz 50 gramas de etanol, mas pelo texto teremos 50kg ou 50.000 gramas de glicose que produzirá:

Glicose ............... etanol

100g ................... 50g

50.000 g ............. x

X = 25.000 gramas de etanol seria produzido se a conversão fosse 100%, mas não é, é de 80%, logo:

25.000 g .............. 100%

x .......................... 80%

x = 20.000 gramas.

Transformando gramas para litros usando a densidade.

800g ............... 1 litro

20.000 g .......... x

X = 25 litros

Resposta: letra C

23. (ENEM 2018) O carro flex é uma realidade no Brasil. Estes veículos estão equipados com motor que tem a capacidade de funcionar com mais de um tipo de combustível. No entanto, as pessoas que têm esse tipo de veículo, na hora do abastecimento, têm sempre a dúvida: álcool ou gasolina? Para avaliar o consumo desses combustíveis, realizou-se um percurso com um veículo flex, consumindo 40 litros de gasolina e no percurso de volta utilizou-se etanol.

O quadro resume alguns dados aproximados sobre esses combustíveis.

O volume de etanol combustível, em litros, consumido no percurso de volta é mais próximo de

a) 27 b) 32 c) 37 d) 58 e) 67

Resolução do teste

Considerado o mesmo consumo de energia, logo vamos calcular o consumo de energia do percurso com gasolina.

Pela densidade calculamos a massa de gasolina gasta e com isso a energia utilizada.

Densidade da gasolina: 0,7 gramas/mililitro, significa que cada mililitro de gasolina tem massa igual a 0,7 gramas.

1. Cálculo da massa de gasolina gasta.

40 litros = 40.000 mililitros, pois um litro é igual a 1.000 mililitros.

1 mL ...................... 0,7g

40.000 mL ............. X g

X = 28.000 gramas

Cálculo da energia consumida no percurso.

Calor de combustão da gasolina: -10 kcal/grama, significa que a cada grama de gasolina consumida houve produção de 10 quilocalorias de energia.

1 g .......................... 10kcal

28.000 g ................. X kcal

X = 280.000 kcal

2.Cálculo da massa de álcool gasto no percurso de volta.

Calor de combustão do álcool: - 6 kcal/grama, significa que a cada grama de álcool consumido produz 6 quilocalorias de energia.

1 g .................. 6 kcal

Xg ................... 280.000kcal

X = 46.700 gramas

Pela densidade calculamos o volume de álcool gasto, usando a massa calculada.

Densidade do álcool: 0,8 gramas/mililitro, significa que cada mililitro de álcool tem massa igual a 0,8 gramas.

0,8g ...................... 1 mL

46.700g ................. X mL

X = 58.300 mL = 58,3 litros

Resolução por transformação de unidades.

Legenda: Alcool - A e Gasolina - G

Resposta letra D

22. (ENEM 2018/PPL) As indústrias de cerâmica utilizam argila para produzir artefatos como tijolos e telhas. Uma amostra de argila contém 45% em massa de sílica (SiO₂) e 10% em massa de água (H₂O). Durante a secagem por aquecimento em uma estufa, somente a umidade é removida. Após o processo de secagem, o teor de sílica na argila seca será de

A) 45% B) 50% C) 55% D) 90% E) 100%

Resolução do teste

Leitura percentual: 45%, em massa, de sílica = 45 gramas de sílica em 100 gramas de argila.

10%, em massa, de água = 10 gramas de água em 100 gramas de argila.

Após a secagem ouve retirada de 10 gramas de água, logo teremos 45 gramas de sílica em 90 gramas de argila. A metade, logo 50%

Resposta letra B

Resolução por transformação de unidades.

21. (ENEM 2017) A toxidade de algumas substâncias é normalmente representada por um índice conhecido como DL₅₀ (dose letal mediana). Ele representa a dosagem aplicada a uma população de seres vivos que mata 50% desses indivíduos e é normalmente medido utilizando-se ratos como cobaias. Esse índice é muito importante para os seres humanos, pois ao se extrapolar os dados obtidos com o uso de cobaias, pode-se determinar o nível tolerável de contaminação de alimentos, para que possam ser consumidos de forma segura pelas pessoas. O quadro apresenta três pesticidas e suas toxidades.

A unidade mg/kg indica a massa da substância ingerida pela massa da cobaia.

Pesticidas DL₅₀(mg/kg)

Diazinon 70

Malation 1.000

Atrazina 3.100

Sessenta ratos, com massa 200 g cada, foram divididos em três grupos de vinte. Três amostras de ração, contaminadas, cada uma delas com um dos pesticida indicados no quadro, na concentração de 3 mg por grama de ração, foram administradas para cada grupo de cobaias. Cada rato consumiu 100 g de ração.

Qual(ais) grupo(s) terá(ão) uma mortalidade mínima de 10 ratos

a) O grupo que se contaminou somente com atrazina.

b) O grupo que se contaminou somente com diazinon.

c) Os grupos que se contaminaram com atrazina e malation.

d) Os grupos que se contaminaram com diazinon e malation.

e) Nenhum dos grupos contaminados com atrazina, diazinon e malation.

Resolução do teste

O cálculo está baseado em descobrir qual foi a massa de pesticida por quilograma de rato ingerida e depois comparar com os valores do quadro.

1. Total de ratos por grupo será igual a 20 e a dosagem é de 50% de mortalidade, ou seja, de 10 ratos neste experimento.

2. A unidade mg/kg indica a massa da substância ingerida (pesticida) pela massa da cobaia (rato).

3. Cálculo da massa do pesticida ingerida por cada rato ao consumir 100 g de ração.

3 mg (pesticida) ......................... 1 g (ração)

X mg (pesticida) ......................... 100 g (ração)

X = 300 mg de pesticida

4. Cálculo da massa do pesticida por quilograma de massa corporal em cada rato:

300 mg (pesticida) ............................ 200 g (massa de cada rato)

X mg (pesticida) ................................ 1.000 g (massa corporal)

X = 1.500 mg / kg massa corporal

Diazinon apresenta DL₅₀ = 70mg/kg, logo ao ingerir 1.500mg/kg do pesticida, mais de 10 ratos morrerão.

Malation apresenta DL₅₀ = 1.000mg/kg, logo ao ingerir 1.500mg/kg do pesticida, mais de 10 ratos morrerão.

A Antrazina apresenta DL₅₀ = 3.100mg/kg e não provocará a morte de mais de 10 ratos.

Resposta: letra D

Resolução por transformação de unidades.

20. (ENEM 2017/PPL) No Brasil, os postos de combustíveis comercializavam uma gasolina com cerca de 22% de álcool anidro. Na queima de 1 litro desse combustível são liberados cerca de 2 kg de CO₂ na atmosfera. O plantio de árvores pode atenuar os efeitos dessa emissão de CO₂. A quantidade de carbono fixada por uma árvore corresponde a aproximadamente 50% de sua biomassa seca, e para cada 12 g de carbono fixados, 44 g de CO₂ são retirados da atmosfera. No Brasil, o plantio de eucalipto (Eucalyptus grandis) é bem difundido, sendo que após 11 anos essa árvore pode ter a massa de 106 kg, dos quais 29 kg são água.

Uma única árvore de Eucalyptus grandis, com as características descritas, e capaz de fixar a quantidade de CO₂ liberada na queima de um volume dessa gasolina mais próximo de

a) 19L b) 39L c) 71L d) 97L e) 141L

Resolução por regra de três tradicional.

Quantidade de Carbono fixada pelo eucalipto

50% = 50 gramas de Carbono/ 100 gramas de árvore seca (biomassa seca).

Árvore de 11 anos seca = 106Kg – 29Kg(água) = 77Kg = 77.000 gramas

50g C ..................... 100g árvore seca

X g C ..................... 77.000g árvore seca

X = 38.500g C

Cálculo da quantidade de gás carbônico (CO₂) retirado da atmosfera.

12 g C ........................ 44 g CO₂

38.500 g C ................. X g CO₂

X = 141.167 g de CO₂

Cálculo do volume, em litros, de gasolina queimada.

1 L gasolina ..................... 2.000 g CO₂

X L gasolina ............... ..... 141.167 g CO₂

X = 70,58 litros, logo a resposta aproximada é de 71 litros.

Resposta: letra C

Resolução por transformação de unidades.

18. (ENEM 2016) Durante a primeira fase do projeto de uma usina de geração de energia elétrica, os engenheiros da equipe de avaliação de impactos ambientais procuram saber se esse projeto está de acordo com as normas ambientais. A nova planta estará localizada à beira de um rio, cuja temperatura média da água é de 25 °C, e usará a sua água somente para refrigeração. O projeto pretende que a usina opere com 1,0 MW de potência elétrica e, em razão de restrições técnicas, o dobro dessa potência será dissipada por seu sistema de arrefecimento, na forma de calor. Para atender a resolução número 430, de 13 de maio de 2011, do Conselho Nacional do Meio Ambiente, com uma ampla margem de segurança, os engenheiros determinaram que a água só poderá ser devolvida ao rio com um aumento de temperatura de, no máximo, 3 °C em relação à temperatura da água do rio captada pelo sistema de arrefecimento.

Considere o calor específico da água igual a 4 kJ/(kg °C).

Para atender essa determinação o valor mínimo de fluxo de água, em kg/s, para a refrigeração da usina deve ser mais próximo de

a) 42 b) 84 c) 167 d) 250 e) 500

Resolução por transformação de unidades.

O dobro da potência será dissipada por seu sistema de arrefecimento, ou seja, 2 MW.

2 MW = 2 .10⁶W = 2.10⁶J/s = 2.10³Kj/s

Resposta: letra C

18. (ENEM 2016) Para cada litro de etanol produzido em uma indústria de cana-de-açúcar são gerados cerca de 18 L de vinhaça que é utilizada na irrigação das plantações de cana-de-açúcar, já que contém teores médios de nutrientes N, P e K iguais a 357 mg/L, 60 mg/L e 2.034 mg/L respectivamente.

Na produção de 27.000 L de etanol, a quantidade total de fósforo, em kg, disponível na vinhaça será mais próxima de:

a) 1 b) 29 c) 60 d) 170 e) 1.000

Resolução por transformação de unidades

Lembrando que: 1 kg = 1.000 g = 1.000.000 mg

Resposta: letra B

17. (ENEM 2016 - 2^da aplicação) O quadro apresenta o consumo médio urbano de veículos do mesmo porte que utilizam diferentes combustíveis e seus respectivos preços. No caso do carro elétrico o consumo está especificado em termos de distância percorrida em função da quantidade de energia elétrica gasta para carregar suas baterias.

Combustível Consumo na cidade Preço* (R$)

Eletricidade 6 km/kWh 0,40/kWh

Gasolina 13 km/L 2,70/L

Diesel 12 km/L 2,10/L

Etanol 9 km/L 2,10/L

Gás natural 13 km/m³ 1,60/m³

* Valores aferidos em agosto de 2012.

Considerando somente as informações contidas no quadro, o combustível que apresenta o maior custo por quilometro rodado é o(a)

a) diesel b) etanol c) gasolina d) eletricidade e) gás natural

Resolução

Leitura do consumo e do preço

Eletricidade

6 km/kWh: consome um quilowhatt a cada 6 quilometros

0,40/kWh: paga 0,40 centavos por quilowhatt gasto

Cálculo do custo por quilometro rodado

=> 0,40 centavos anda 6 quilometros, pois os dois valores corresponde a 1 quilowhatt

0,40 ................... 6 km

x ........................ 1 km

x = 0,40 dividido por 6

x = 0,067 centavos/km

Para os demais cálculos é só dividir o valor gasto pela quilometragem, pois todos correspondem a 1litro ou 1metro cúbico.

Gasolina => 2,7 dividido por 13 = 0,210

Diesel => 2,1 dividido por 12 = 0,175

Etanol => 2,1 dividido por 9 = 0,233

Gás natural => 1,6 dividido por 13 = 0,123

Resposta: letra B

16. (ENEM 2016/PPL) Benjamin Franklin (1706-1790), por volta de 1757, percebeu que dois barcos que compunham a frota com a qual viajava para Londres permaneciam estáveis, enquanto os outros eram jogados pelo vento. Ao questionar o porquê daquele fenômeno, foi informado pelo capitão que provavelmente os cozinheiros haviam arremessado óleo pelos lados do barco. Inquirindo mais a respeito, soube que habitantes das ilhas do Pacífico jogavam óleo na água para impedir que o vento a agitasse e atrapalhasse a pesca.

Em 1774, Franklin resolveu testar o fenômeno jogando uma colher de chá (4 mL) de óleo de oliva em um lago onde pequenas ondas eram formadas. Mais curioso que o efeito de acalmar as ondas foi o fato de que o óleo havia se espalhado completamente pelo lago, numa área de aproximadamente 2.000 m², formando um filme fino.

Embora não tenha sido a intenção original de Franklin, esse experimento permite uma estimativa da ordem de grandeza do tamanho das moléculas. Para isso, basta supor que o óleo se espalha até formar uma camada com uma única molécula de espessura.

Nas condições do experimento realizado por Franklin, as moléculas do óleo apresentam um tamanho da ordem de

a) 10^-3 m b) 10^-5 m c) 10^-7m d) 10^-9 m e) 10^-11 m

Resolução do teste

Definição: ordem de grandeza de um número é a potência de 10 mais próxima deste número.

A ordem de grandeza do número 15 é 10 elevado na um, porque 15 está mais próximo de 10 elevado na um do que 10 elevado na dois.

A ordem de grandeza do número 89 é 10 elevado na dois, porque 89 está mais próximo de 10 elevado na dois do que 10 elevado na um.

A ordem de grandeza do número 2 é 10 elevado na zero, porque 2 está mais próximo de 10 elevado na zero do que 10 elevado na um.

Assumindo que cada molécula é um cubo de aresta A, que o óleo se espalha totalmente, ou seja, a espessura é exatamente uma molécula, portanto a aresta do nosso cubo.

O volume seria o da colher ou do óleo em metros cúbicos: 4 mL = 4 cm³ = 4 x 10^-6m³

V = 2.000 m² x h = 4 x 10^-6m³

h = 4 x 10^-6 m³/ 2 x 10³ m²

h = 2 x 10^-9 m

A ordem de grandeza é igual a 10^-9

Resposta: letra D

Resolução por transformação de unidades

15. (ENEM 2016/PPL) Os raios X utilizados para diagnósticos médicos são uma radiação ionizante. O efeito das radiações ionizantes em um indivíduo depende basicamente da dose absorvida, do tempo de exposição e da forma da exposição, conforme relacionados no quadro.

Efeitos de uma rádio exposição aguda em adulto

Forma Dose absorvida Sintomatologia

Infraclinica Menor que 1 J/kg Ausência de sintomas

Reações gerais leves de 1 a 2 J/kg Astenia, náuseas e vômito, de 3 h a 6 h após exposição

DL₅₀ de 4 a 4,5 J/kg Morte de 50% dos indivíduos irradiados

Pulmonar de 8 a 9 J/kg Insuficiência respiratória aguda, coma e morte, de 14h a 36 h

Cerebral Maior que 10 J/kg Morte em poucas horas

Para um técnico radiologista de 90 kg que ficou exposto, por descuido, durante 5 horas a uma fonte de raio X, cuja potência é de 10mJ/s, a forma do sintoma apresentado, considerando que toda a radiação incidente foi absorvida, é

a) DL₅₀ b) cerebral c) pulmonar d) infraclínica

e) reações gerais leves

Resolução do teste

Por regra de três tradicional

Transformação de horas em segundos.

1 h ................... 3.600 s

5 h ................... x s

X = 18.000 s

Cálculo da quantidade de radiação recebida pelo técnico de 90 kg

Lembrando que: 10 miliJoule = 0,010 J

0,010 J ................... 1 s

x J .......................... 18.000 s

x = 180 J

Cálculo da radiação recebida pelo técnico por kg

180 J .................. 90 Kg

x J ...................... 1 kg

x = 2 J/kg

Resposta: letra E

Resolução por transformação de unidades

14. (ENEM 2016 / PPL) A obtenção de energia por meio da fissão nuclear do ²³⁵U é muito superior quando comparada à combustão da gasolina. O calor liberado na fissão do ²³⁵U é 8 x 10¹⁰J/g e na combustão da gasolina é 5 x 10⁴J/g.

A massa de gasolina necessária para obter a mesma energia na fissão de 1 kg de ²³⁵U é da ordem de

a) 10³ g b) 10⁴ g c) 10⁵ g d) 10⁶ g e) 10⁹ g

Resolução

Por regra de três tradicional

Cálculo da energia gerada na fissão de 1 quilograma de urânio.

1 grama ..................... 8 x 10¹⁰J

1.000 gramas ................ x

x = 8 x 10¹³J

Cálculo da massa de gasolina que será queimada para produzir a mesma energia.

5 x 10⁴J .................. 1 grama

8 x 10¹³J ................. x gramas

x = 1,6 x 10⁹gramas, logo a ordem de grande é 10⁹

Resposta: letra E

Resolução por transformação de unidades

13. (ENEM 2015) A hidroponia pode ser definida como uma técnica de produção de vegetais sem necessariamente a presença de solo. Uma das formas de implementação é manter as plantas com suas raízes suspensas em meio líquido, de onde retiram os nutrientes essenciais. Suponha que um produtor de rúcula hidropônica precise ajustar a concentração do íon nitrato (NO₃^-1) para 0,009 mol/L em um tanque de 5 000 litros e, para tanto, tem em mãos uma solução comercial nutritiva de nitrato de cálcio 90 g/L. As massas molares dos elementos N, O e Ca são iguais a 14 g/mol, 16 g/mol e 40 g/mol, respectivamente. Qual o valor mais próximo do volume da solução nutritiva, em litros, que o produtor deve adicionar ao tanque.

a) 26 b) 41 c) 45 d) 51 e) 82

Resolução por transformação de unidades

Pergunta: volume, em litros, da solução nutritiva

Nitrato de cálcio = Ca(NO₃)₂ observe que 1 mol nitrato de cálcio é formado por 2 mols de íons nitrato.

Legenda: solução nutritiva = sn; íon nitrato = nit; nitrato de cálcio = nitCa

Resposta: letra B

12. (ENEM 2014) Diesel é uma mistura de hidrocarbonetos que também apresenta enxofre em sua composição. Esse enxofre é um componente indesejável, pois o trióxido de enxofre gerado é um dos grandes causadores da chuva ácida. Nos anos 1980, não havia regulamentação e era utilizado óleo diesel com 13.000 ppm de enxofre. Em 2009, o diesel passou a ter 1.800 ppm de enxofre (S1800) e, em seguida, foi inserido no mercado o diesel S500 (500ppm) . Em 2012, foi difundido o diesel S50, com 50 ppm de enxofre em sua composição. Atualmente, é produzido um diesel com teores de enxofre ainda menores. A substituição do diesel usado nos anos 1980 por aquele difundido em 2012 permitiu uma redução percentual de emissão de SO₃ de

a) 86,2% b) 96,2% c) 97,2% d) 99,6% e) 99,9%

Resolução por transformação de unidades

Leitura percentual: da quantidade total de 13.000 ppm foi reduzida para 50 ppm, ou seja 12.950 ppm é a quantidade a ser considerada na redução da emissão percentual de trióxido de enxofre.

Resposta: letra D

11. (ENEM 2014) A utilização de processos de bioremediação de resíduos gerados pela combustão incompleta de compostos orgânicos tem se tornado crescente, visando minimizar a poluição ambiental. Para a ocorrência de resíduos de naftaleno, algumas legislações limitam sua concentração em até 30mg/Kg para solo agrícola e 0,14mg/L para água subterrânea. A quantificação desse resíduo foi realizado em diferentes ambientes, utilizando-se amostras de 500 g de solo e 100 mL de água, conforme apresentado no quadro.

Ambiente Resíduo de naftaleno (g)

Solo I 1,0 x 10^-2

Solo II 2,0 x 10^-2

Água I 7,0 x 10^-6

Água II 8,0 x 10^-6

Água III 9,0 x 10^-6

O ambiente que necessita de biorremediação é o (a)

a) solo I b) solo II c) água I d) água II e) água III

Resolução por transformação de unidades

1) Precisamos transformar a unidade gramas de naftaleno por 500g de solo para miligramas de naftaleno por quilograma de solo e aí comparamos os valores calculados com o limite estabelecido pela legislação, que é de 30 mg/Kg.

2) Precisamos transformar a unidade gramas de naftaleno por 100mL de água para miligramas de naftaleno por litro de água e aí comparamos os valores calculados com o limite estabelecido pela legislação, que é de 0,14 mg/L.

Resposta: o ambiente que precisa de biorremediação é o do solo II, pois esta maior que o limite de concentração estabelecido de 30 mg/Kg.

Resposta: letra B

10. (ENEM 2013) O brasileiro consome em média 500 miligramas de cálcio por dia, quando a quantidade recomendada é o dobro. Uma alimentação balanceada é a melhor decisão para evitar problemas no futuro, como a osteoporose, uma doença que atinge os ossos. Ela se caracteriza pela diminuição substancial de massa óssea, tornando os ossos frágeis e mais suscetíveis a fraturas.

Considerando-se o valor de 6 × 10²³ mol^-1 para a constante de Avogadro e a massa molar do cálcio igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma pessoa supra suas necessidades?

a) 7,5 × 10²¹b) 1,5 × 10²²c) 7,5 × 10²³d) 1,5 × 10²⁵ e) 4,8 × 10²¹

Resolução por transformação de unidades

Pergunta: qual é o número de átomos

Resposta: letra B

09. (ENEM 2013) A varfarina é um fármaco que diminui a agregação plaquetária e por isso é utilizada com anticoagulante desde que esteja presente no plasma, com uma concentração superior a 1,0 mg/L. Entretanto concentrações plasmáticas superiores a 4,0 mg/L podem desencadear hemorragias. As moléculas desse fármaco ficam retidas no espaço intravascular e dissolvidas exclusivamente no plasma, que representa aproximadamente 60% do sangue em volume. Em um medicamento a varfarina é administrada por via intravenosa na forma de solução aquosa com concentração de 3,0 mg/L. Um indivíduo adulto, com volume sanguíneo total de 5,0 litros, será submetido a um tratamento com solução injetável desse medicamento.

Qual é o máximo volume da solução do medicamento que pode ser administrado a esse indivíduo, pela via intravenosa, de maneira que não ocorram hemorragias causadas pelo anticoagulante?

a) 1,0 mL b) 1,7 mL c) 2,7 mL d) 4,0 mL e) 6,7 mL

Resolução por transformação de unidades

A concentração a ser considerada é 4,0mg/L pois é a máxima e o volume a ser calculado leva em consideração o máximo para não ocorrer hemorragias.

Legenda: varfarina = varf.

Resposta: letra D

08. (ENEM 2012) O polímero PET (tereftalato de polietileno), material presente em diversas embalagens descartáveis, pode levar centenas de anos para ser degradado e seu processo de reciclagem requer um grande aporte energético. Nesse contexto, uma técnica que visa baratear o processo foi implementada recentemente.

Trata-se do aquecimento de uma mistura de plásticos em um reator a 700^oC e 34 atm, que promove a quebra das ligações químicas entre átomos de hidrogênio e carbono na cadeia do polímero, produzindo gás hidrogênio e compostos de carbono que podem ser transformados em microesferas para serem usadas em tintas, lubrificantes, pneus, dentre outros produtos.

Considerando o processo de reciclagem do PET, para tratar 1.000g desse polímero, com rendimento de 100%, o volume de gás hidrogênio liberado, em litros, nas condições apresentadas, encontra-se no intervalo entre?

Dados: Constante dos gases R = 0,082L.atm/mol.K; Massa molar do monômero do PET = 192g/mol; Equação de estado dos gases ideias: P V = n R T

a) 0 a 20 b) 20 a 40 c) 40 a 60 d) 60 a 80 e) 80 a 100

Resolução

T Kelvin = T Celsius + 273

T Kelvin = 700 + 273 = 973 K

Cada mol de PET é formado por 8 mols de hidrogênio (contagem feita na figura) que na reação geram 4 mols de gás hidrogênio (H₂).

Resolução por transformação de unidades

Resposta: letra C

07. (ENEM 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO₂ a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO₂ emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha.

Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C₄H₁₀), a mínima quantidade desse gás, em quilogramas, que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de:

Dados: CO₂ (44 g/mol); C₄H₁₀ (58 g/mol)

a) 0,25 Kg b) 0,33 Kg c) 1,0 Kg d) 1,3 Kg e) 3,0 Kg

Resumo teórico

Leitura molar: cada 1 mol de C₄H₁₀ pode gerar até 4 mols ou 176 g de CO₂.

Resolução por transformação de unidades

Pergunta: quilogramas de butano

Resposta: letra B

06. (ENEM 2012) Aspartame é um edulcorante artificial (adoçante dietético) que apresenta potencial adoçante 200 vezes maior que o açúcar comum, permitindo seu uso em pequenas quantidades. Muito usado pela indústria alimentícia, principalmente nos refrigerantes diet, tem valor energético que corresponde a 4 calorias/grama.

É contraindicado a portadores de fenilcetonúria, uma doença genética rara que provoca o acúmulo da fenilalanina no organismo, causando retardo mental.

O IDA (índice diário aceitável) desse adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea.

Com base nas informações do texto, a quantidade máxima recomendada de aspartame, em mol, que uma pessoa de 70 kg de massa corporal pode ingerir por dia é mais próxima de:

Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol

a) 1,3 × 10^-4b) 9,5 × 10^-3c) 4,0 × 10^-2d) 2,6 e) 823

Resolução por transformação de unidades

Pergunta: quantidade, em mols, de aspartame.

Resposta: letra B

05. (ENEM 2011) A eutrofização é um processo em que rios, lagos e mares adquirem níveis altos de nutrientes especialmente fosfatos e nitratos, provocando posterior acúmulo de matéria orgânica em decomposição. Os nutrientes são assimilados pelos produtores primários e o crescimento desses é controlado pelo nutriente limítrofe, que é o elemento menos disponível em relação à abundância necessária à sobrevivência dos organismos vivos. O ciclo representado na figura seguinte reflete a dinâmica dos nutrientes em um lago.

A análise da água de um lago que recebe a descarga de águas residuais provenientes de lavouras adubadas revelou as concentrações dos elementos carbono (21,2 mol/L), nitrogênio (1,2 mol/L) e fósforo (0,2 mol/L). Nessas condições, o nutriente limítrofe é o

a) C b) N c) P d) CO₂e) PO₄^-3

Resolução por transformação de unidades

Nutriente limítrofe é aquele que segue a proporção dada ( C = 106 para N = 16 para P = 1), ou seja aquele que estiver em excesso caracterizará o outro como nutriente limítrofe.

Considerando as concentrações dadas vamos calcular a quantidade de fósforo relacionada com a quantidade de carbono, depois a quantidade de fósforo relacionada com a quantidade de nitrogênio e por último a quantidade de carbono relacionada com a quantidade de nitrogênio.

04. (ENEM 2011) Certas ligas estanho-chumbo com composição específica formam um eutético simples, o que significa que uma liga com essas características se comporta como uma substância pura, com um ponto de fusão definido, no caso 183^oC. Essa é uma temperatura inferior mesmo ao ponto de fusão dos metais que compõe esta liga ( o estanho puro funde a 232 ^oC e o chumbo puro a 320^oC), o que justifica sua ampla utilização na soldagem de componentes eletrônicos, em que o excesso de aquecimento deve sempre ser evitado. De acordo com as normas internacionais, os valores mínimo e máximo das densidades para essas ligas são de 8,74g/mL e 8,82 g/mL, respectivamente.

As densidades do estanho e do chumbo são 7,3g/mL e 11,3 g/mL, respectivamente.

Um lote contendo 5 amostras de solda estanho-chumbo foi analisado por um técnico, por meio da determinação de sua composição percentual em massa, cujos resultados estão mostrados no quadro abaixo

Amostra Porcentagem de Sn(%) Porcentagem de Pb(%)

I 60 40

II 62 38

III 65 35

IV 63 37

V 59 41

Com base no texto e na análise realizada pelo técnico, as amostras que atendem às normas internacionais são

a) I e II b) I e III c) II e IV d) III e V e) IV e V

Resumo teórico: a densidade de uma liga metálica é calculada pela média ponderada das densidades de cada um dos seus componentes.

Resolução por transformação de unidades

As densidades que ficam no intervalo permitido (8,74g/mL e 8,82 g/mL) são as das amostras II e IV.

Resposta: letra C

03. (ENEM 2009) Vários combustíveis alternativos estão sendo procurados para reduzir a demanda por combustíveis fósseis, cuja queima prejudica o meio am-biente devido à produção de dióxido de carbono(massa molar igual a 44g.mol^-1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o metano. A queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, que estão apresentadas na tabela a seguir.

Combustível Massa molar(g.mol^-1) Calor liberado na queima(kj.mol^-1)

H₂ 2 270

CH₄ 16 900

C₂H₅OH 46 1.350

a) o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO₂.

b) o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 352 g de CO₂.

c) o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO₂.

d) o etanol, que teve apenas 96 g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO₂.

e) o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1.350 g de CO₂.

Resolução por transformação de unidades

Cálculo da massa consumida de cada combustível quando da liberação de 5.400 quilojoules.

Cálculo da massa de dióxido de carbono produzida.

Resposta: letra B

02. (ENEM 2009) O álcool hidratado utilizado como combustível veicular é obtido por meio da destilação fracionada de soluções aquosas geradas a partir da fermentação de biomassa. Durante a destilação, o teor de etanol da mistura é aumentado, até o limite de 96%, em massa.

Considere que, em uma usina de produção de etanol, 800 Kg de uma mistura etanol/água com concentração 20%, em massa de etanol foram destilados, sendo obtidos 100 Kg de álcool hidratado 96%, em massa de etanol. A partir desses dados, é correto concluir que a destilação em questão gerou um resíduo com uma concentração de etanol, em massa:

a) de 0% b) de 8,0% c) entre 8,4% e 8,6%
d) entre 9,0% e 9,2% e) entre 13% e 14%

Resolução por transformação de unidades

1. Cálculo da quantidade de etanol existente na mistura inicial água/etanol,

baseado no dado 20%, ou 20 partes de etanol em 100 partes de água/etanol.

2. Cálculo da quantidade de etanol no álcool hidratado 96% após destilação.

3. Resíduo de etanol no final do processo de destilação.

Total de etanol no álcool hidratado antes da destilação = 160 Kg

Total de etanol no álcool hidratado após destilação = 96 Kg

Massa de etanol no resíduo após destilação = 160 Kg – 96 Kg = 64 Kg

4. Cálculo da massa de resíduo: 800 Kg – 100 Kg = 700 Kg

Resposta: letra D

01. (ENEM 2009) O pó de café jogado no lixo caseiro e, principalmente, as grandes quantidades descartadas em bares e restaurantes poderão se transformar em uma nova opção de matéria prima para a produção de biodiesel, segundo estudo da Universidade de Nevada (EUA). No mundo, são cerca de 8 bilhões de quilogramas de pó de café jogados no lixo por ano. O estudo mostra que o café descartado tem 15% de óleo, o qual pode ser convertido em biodiesel pelo processo tradicional. Além de reduzir significativamente emissões prejudiciais, após a extração do óleo, o pó de café é ideal como produto fertilizante para jardim. (Revista Ciência e Tecnologia no Brasil, 155. Jan. 2009).

Considere o processo descrito e a densidade do biodiesel igual a 900Kg/m³. A partir da quantidade de pó de café jogada no lixo por ano, a produção de biodiesel, em litros, seria equivalente a

a) 1,08 bilhões b) 1,20 bilhões c) 1,33 bilhões d) 8,0 bilhões e) 8,80 bilhões

Resolução por transformação de unidades

Lembrando que 1.000 litros = 1 m³

Densidade do biodiesel = 900Kg/m³= 900Kg/1.000L ou 900 quilogramas de biodiesel ocupa um volume igual a 1.000 litros.

Pergunta em bilhões de litros.

Resposta: letra C

CÁLCULOS NA ELETROQUÍMICA

2023-12-17T16:38:00.006-03:00

ELETROQUÍMICA

01) Calcule a diferença de potencial de uma pilha de magnésio/ferro e indique a reação que ocorre, sendo dados os potenciais de redução.

Mg²⁺ + 2e^- => Mg E^o = - 2,37

Fe²⁺ + 2e^{- =>} Fe E^o = - 0,44V

Resolução I: as semi reações dadas são de redução. A diferença de potencial pode ser calculada matematicamente da seguinte forma:

^-2,37V .............. ^-0,44V ................. 0

O intervalo (distância) entre os valores de potencial ^-2,37V e ^-0,44V é igual a 1,93V, que caracteriza a diferença de potencial.

Resolução II: usando a fórmula ou fazendo o maior menos o menor potencial.

ddp = E(redução maior) - E(redução menor)

ddp = -0,44 - (- 2,37) = +1,93V

Como é uma pilha o processo é espontâneo e a diferença de potencial é positiva, sendo que o ferro se reduzirá por ter maior potencial de redução e o magnésio sofrerá oxidação, pois tem menor potencial de redução.

Fe²⁺ + Mg => Mg²⁺ + Fe

02) São dados os potenciais de redução a 25^oC para soluções de concentração 1mol/litro.

Ag⁺/Ag ............ E^o = +0,80V

Ni⁺²/Ni ............ E^o = -0,25V

Montando-se uma pilha contendo uma barra de prata em solução de nitrato de prata e uma barra de níquel, a 25^oC e concentração 1 mol/L, a força eletromotriz da mesma será:

Resumo teórico e resolução do exercício

Resolução I: a força eletromotriz pode ser calculada matematicamente da seguinte forma:

^-0,25V .............. 0 ................. +0,80V

O intervalo (distância) entre os valores de potencial ^-0,25V e 0,80V é igual a 1,05V, que caracteriza a diferença de potencial.

Resolução II: usando a fórmula

ddp = E(redução maior) - E(redução menor)

ddp = +0,80 - (- 0,25) = +1,05V

03) Verifique a possibilidade de reduzir o cátion zinco a zinco metálico usando como redutor a prata metálica.

Resumo teórico

Potencial de redução ou de oxidação

Os valores de potencial indicam a capacidade da substância se oxidar ou se reduzir.

Quanto maior o potencial de oxidação maior a capacidade da substância se oxidar.

Quanto maior o potencial de redução maior a capacidade da substância se reduzir.

Deseja-se portanto saber a espontaneidade do processo:

2Ag^o + Zn²⁺=> 2Ag⁺ + Zn^o

Este processo pode ser desdobrado em suas duas semireações correspondentes.

Zn²⁺ + 2e^-=> Zn^o E^o= - 0,76 V

2Ag⁺ + 2e^-=> 2Ag^oE^o= + 0,80 V

Não é possível, pois a prata possui maior potencial de redução, logo terá preferência para a redução e não oxidação, que é o que está mostrado na equação da reação.

04) Uma pilha de lanterna funciona durante 48 min e 15 seg, fornecendo corrente elétrica constante de 0,02 ampéres. Qual é o desgaste sofrido pela sua cápsula de zinco?

Resumo teórico

O zinco metálico ao se oxidar forma cátions solúveis na solução aquosa e por este motivo o ânodo de zinco sólido se desgasta.

Logo faremos a reação de oxidação do zinco: 1 Zn – 2elétrons è 1 Zn⁺²

1 Al(s) - 3 elétrons => Al⁺³

Mols => 1 mol ...... 3 mols ............. 1 mol

Massa => 27g ........ desprezível ..... 27g

Carga => x ........... 3 . 96500C ........ x

Carga => x ........... 3 . 1Faraday ...... x

Leitura da equação: 1 mol de zinco metálico (65,4g) ao se oxidar perde 2 mols de elétrons correspondentes a 193.000 Coulombs, formando 1 mol de cátions zinco (Zn⁺²).

Resolução do exercício

Cálculo do tempo de uso da pilha, em segundos.

48 minutos e 15 segundos = (48 x 60) + 15 segundos = 2895 segundos

Vamos calcular a carga que passou pela pilha durante o tempo de uso, assim poderemos saber qual foi a massa oxidada de zinco.

q = 0,02 . 2895 = 57,9 Coulombs

carga ................ massa

193.000C ........... 65,4 g

57,9C ................. x (g)

x= 0,1962 gramas

Método alternativo por unidades de medida.

05) A carga total existente em um mol de Ca⁺⁺ é igual a:

Resumo teórico e resolução do exercício

Seja por exemplo a reação ocorrida no desgaste do ânodo de cálcio, as relações estequiométricas seriam:

1Ca(s) - 2 elétrons => 1Ca⁺²(aq)

Mols => 1 mol ........ 2 mols ......... 1 mol

Massa => 40g .......... desprezível .... 40g

Carga => x ........... 2 . 96500C ...... x

Carga => x ........... 2 . 1Faraday ....... x

Leitura do cátion cálcio: 1 mol de cálcio metálico se oxida quando perde

2 mols de elétrons formando 1 mol de cátions cálcio.

A carga de um elétrons é 1,6 . 10^-19Coulombs.

2 mols de elétrons é igual a 2 . 6,02 . 10²³ elétrons.

Cálculo da carga de 2 mols de elétrons.

1elétron ............................ 1,6 . 10^-19Coulombs

2 . 6,02 . 10²³elétrons ............. x Coulombs

x = 193.000Coulombs

06) Um rádio de pilha foi utilizado para escutar a transmissão completa de uma partida de futebol (105 minutos). No ânodo de uma pilha comum, o zinco se oxida segundo a equação:

Zn(s) => Zn⁺⁺(aq) + 2 elétrons

Sabendo-se que o rádio trabalhou com uma corrente elétrica constante de 0,1Ampéres, a massa de zinco consumida no ânodo da pilha, expressa em gramas, foi:

Resumo teórico

Leitura da reação de oxidação: 1 mol(65g) de zinco metálico se oxida quando perde 2mols de elétrons formando um mol(65) de cátions zinco.

A carga de um elétron é 1,6 x10^-19Coulombs.

2 mols de elétrons é igual a 2 x6,02. 10²³ elétrons.

Cálculo da carga de 2 mols de elétrons.

Resolução do exercício

1elétron ............................... 1,6 . 10^-19Coulombs
2 . 6,02 . 10²³elétrons ............. x Coulombs

x = 193.000Coulombs

Leitura de massa e carga: 65gramas de zinco é desgastada quando passar uma carga de 193.000Coulombs.

Precisamos da carga que esta passando pela pilha do rádio considerando o tempo de 105minutos e 0,1ampéres.

Fisicamente falando a carga pode sar calculada fazendo o produto da intensidade de corrente, em ampéres, pelo tempo, em segundos, que passa pela pilha.

Carga = 0,1 . (105 . 60) = 630 Coulombs

65g ................ 193.000C

xg .................. 630C
x = 0,21 gramas

07) Uma corrente elétrica de 0,2A é aplicada durante 2horas em uma solução aquosa de sulfato de cobre II. Determine a massa de cobre depositada no cátodo.

Resumo teórico

O estudo quantitativo em eletroquímica tem por objetivo determinar as massas das substâncias decompostas pela produção de corrente elétrica por um certo tempo. O princípio para estes cálculos é a semi reação química correspondente ao processo ocorrido no eletrodo negativo, o ânodo. Seja por exemplo a reação ocorrida no desgaste de um ânodo de zinco, as relações estequiométricas seriam:

Representação da reação catódica

1 Cu_(s) - 2 elétrons => 1 Cu²⁺

Moles => 1 mol ....... 2 mols .......... 1 mol

Massa => 65g ........ desprezível ..... 65g

Carga => x ......... 2 x 96500C ....... x

Carga => x ......... 2 x1 faraday ...... x

Leitura molar: 1 mol de cátions cobre II se reduz, ao receber 2mols de elétrons, a 1 mol de átomos de cobre metálico.

Resolução do exercício

Cálculo da carga elétrica

q = i . t

i = 0,2 A

t = 2h = 7200s

q = 0,2 . 7200

q = 1440C

Cálculo da massa de cobre depositada

Cu²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => Cu_(s)

2 . 96.500 C .......................... 63,5 g (1 mol Cu)

1440 C ................................. X g

x = 0,476 gramas de cobre

08) Calcule o volume de gás oxigênio obtido nas CNTP, quando uma corrente de 0,5A passa em uma solução aquosa de nitrato de sódio durante 35 minutos.

Resumo teórico

Como o ânion nitrato não sofre eletrólise em solução aquosa, é o OH^-que sofre oxidação segundo a equação:

2OH^-(aq) - 2e^-=> H₂O(l) + ½O₂(g)

Leitura molar da equação: 2 mols de íons hidróxido se oxidam ao ceder 2 mols de elétrons, formando 2 mols de água e meio mol de gás oxigênio que será liberado.

Resolução do exercício

Cálculo da carga elétrica (q)

q = i . t

i = 0,5 A

t = 35min = 35 . 60 = 2100 s

q = 0,5A . 2100s

q = 1050 C

Cálculo da quantidade em mols de elétrons

1 mol elétrons ¾ 96.500 C

n mols de elétrons ¾ 1.050 C

n = 0,01mol de elétrons

Cálculo do volume de oxigênio liberado

2OH^- - 2e^- => H₂O + ½ O₂

2 mols de elétrons .............. 11,2 litros

0,01 mol elétrons ................. V (litros)

V = 0,056 litros ou 56 mL

09) Passando-se 2,4 . 10²⁰elétrons através da célula eletrolítica contendo sal de cobre II, a massa de metal libertada será, aproximadamente, igual a:

Resumo teórico

A reação é: 1Cu²⁺(aq) + 2 elétrons => 1Cu_(s)

Leitura da reação: 63,5gramas de cátions cobre se reduzem durante a eletrólise quando passarem 2mols de elétrons ou 2 . 6,02 . 10²³elétrons.

Resolução do exercício

Montando a proporção entre massa de cobre e número de elétrons, teremos:

63,5g .............. 2 . 6,02 . 10²³elétrons

x g ................. 2,4 . 10²⁰elétrons

x = 0,0127gramas = 12,7miligramas

10) Determine o valor da corrente que deve ser utilizada para que se produza em 1 hora um depósito de 1,04 gramas de cromo metálico a partir de sulfato de cromo II.

Resumo teórico

No sulfato de cromo II o cátion cromo tem carga igual a +2.

A reação é: 1Cr²⁺_(aq) + 2 elétrons => 1Cr_(s)

Leitura da reação: 52 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions cromo se reduzem durante a eletrólise quando passarem 2 mols de elétrons ou 2 . 96.500 Coulombs.

Se calcularmos a carga necessária para a eletrodeposição de 1,04 gramas de cromo metálico poderemos achar a corrente elétrica que se utilizou pela fórmula: Q = i . t

Onde: Q = carga em Coulombs; t = tempo em segundos; i = intensidade de corrente em Amperes.

Resolução do exercício

52 gramas ................... 2 . 96.500Coulombs
1,04 gramas ................ x Coulombs
x = 3711,5 Coulombs

Aplicando a fórmula: Q = i . t , teremos, lembrando que
1 hora = 60 . 60 segundos = 3.600 segundos
3711,5 Coulombs = i . 3600 segundos
i = 1,03 Amperes

11) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente.

Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO₄) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente:

Dados: Constante de Faraday = 96500 C / mol de elétrons; Cu = 63,5 g/mol.

Resumo teórico

A reação é: 1Cu²⁺_(aq) + 2 elétrons => 1Cu_(s)

Leitura da reação: 63,5 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions cobre se reduzem durante a eletrólise quando passarem 2 mols de elétrons ou 2 . 96.500 Coulombs.

Se calcularmos a carga que foi utilizada para eletrodeposição do cobre metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente

Pela fórmula física Q = i . t poderemos calcular a carga que foi utilizada.

Onde: Q = carga em Coulombs; t = tempo em segundos; i = intensidade de corrente em Amperes.

Resolução do exercício

Q = 10 A . 3 . 60 . 60 segundos
Q = 108.000 Coulombs

Pela leitura da reação teremos:

63,5 gramas ................. 2 . 96.500Coulombs
x gramas ................... 108.000Coulombs
x = 35,5 gramas

12) A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata, em gramas, depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4.825 Coulombs, corresponde aproximadamente a:

Dados: Constante de Faraday = 96500 C / mol de elétrons; Ag = 108 g/mol.

Resumo teórico e resolução do exercício

A reação é: 1Ag¹⁺_(aq) + 1 elétrons => 1Ag_(s)

Leitura da reação: 108 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions prata se reduzem durante a eletrólise quando passar 1 mols de elétrons ou 1 . 96.500 Coulombs.
Sabendo a carga que foi utilizada para eletrodeposição do cobre metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente.

Pela leitura da reação teremos:

108 gramas ................. 1 . 96.500Coulombs
x gramas ...................... 4.825 Coulombs
x = 5,4 gramas

13) Pretende-se obter cloro (Cl₂) pela eletrólise da salmoura:

NaCl_(aq) → ½ Cl₂_(g) + NaOH_(aq) + ½ H₂ _(g)

Admitindo rendimento total, de acordo com a equação acima, quantos faradays são necessários para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80%, em massa, desta substância ?

Dados: 1 F = 1 faraday = carga de 1 mol de elétrons = 96.500 Coulombs

Resumo teórico e resolução do exercício

Lembrando que o NaCl é um composto iônico, ou seja formado pelos íons Na¹⁺ e Cl^1- e que a água na eletrólise também pode se ionizar formando os íons H¹⁺ e OH^1-

A reação é: Na¹⁺_(aq) + Cl^1-_(aq) + H¹⁺_(aq) + OH^1-_(aq) => ½Cl_2(g) + NaOH_(aq) + ½H_2(g)

Na transformação de 2 H¹⁺ em 1 H₂ ocorre o envolvimento de 2 mol de elétrons
2 H¹⁺ + 2 mols de elétrons => 1H₂ ou
1 H¹⁺ + 1 mol de elétrons => ½H₂

Leitura 1 da reação: um mol de cátions hidrogênio se reduzem ao receber 1 mol de elétrons formando meio mol de moléculas de gás hidrogênio.

Leitura 2 da reação: na passagem de uma carga correspondente a 1 mol de elétrons ou 1 Faraday ocorre a formação de 40 gramas de NaOH.

Leitura percentual: 100 gramas de solução aquosa de NaOH a 80%, em massa, de NaOH significa que a solução tem 80 gramas de NaOH em 100 gramas de solução.

40g NaOH ...................... 1 Faraday
80g gramas ................... x Faraday's
x = 2 Faraday's

14) A massa de sódio depositada, quando uma corrente de 15A atravessa uma certa quantidade de NaCl fundido durante 20 minutos, é:

Dados carga de 1 mol de elétrons = 96500Coulombs

Resumo teórico

Fusão do cloreto de sódio: NaCl_(s) + energia => Na¹⁺_(l) + Cl^1-_(l)

A reação é: 1Na¹⁺_(l) + 1 elétrons => 1Na_(s)

Leitura da reação: 23 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions sódio se reduzem durante a eletrólise quando passar 1 mols de elétrons ou 1 . 96.500 Coulombs.

Sabendo a carga que foi utilizada para eletrodeposição do sódio metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente.

Resolução do exercício

Cálculo da carga pela fórmula: Q = i . t
i: intensidade de corrente em Amperes
t: tempo em segundos
Q = 15 . 20 . 60
Q = 18.000 Coulombs

Pela leitura da reação teremos:

23 gramas ................. 1 . 96.500Coulombs
x gramas .................... 18.000 Coulombs
x = 4,29 gramas

15) Uma solução de cobre II é eletrolisada à corrente constante.

A eletrodeposição de 0,317g de cobre no cátodo envolve a circulação de quantos elétrons?

Resumo teórico e resolução do exercício

Eletrodeposição significa a deposição de cobre metálico em uma superfície quando um Cátion cobre II se Reduz no Cátodo em um processo de eletrólise, segundo a reação.

1Cu²⁺_(aq) + 2 elétrons => 1 Cu_(s)

Leitura da reação: um mol de Cátions cobre II de massa igual a 63,5gramas necessita de uma carga correspondente a 2mols (2 . 6,02 . 10²³) de elétrons para se Reduzir a cobre metálico e depositar no Cátodo no processo de eletrólise.

Montando a proporção direta teremos:

63,5g .......................... 6,02 . 10²³elétrons

0,317g ........................ x elétrons
x = 3,01 . 10²¹ elétrons

16) Calcule o tempo necessário (em horas) para depositar 112g de ferro a partir da eletrólise de uma solução aquosa de um sal de ferro III com uma corrente de 20A.

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar da reação: 1Fe³⁺_(aq) + 3 elétrons => 1 Fe_(s)

1 mol de Cátions ferro(56 gramas) se reduzem ao Receber três mols de elétrons
(3 . 96500 Coulombs) depositando 1 mol de ferro metálico (56 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.

Cálculo da carga que passou no processo.

56gramas ................. 289.500 Coulombs

112gramas ............... x Coulombs

x = 579.000 Coulombs

Cálculo do tempo que precisou para circular esta carga.

Q = i . t

579.000 C = 20 A . t(s)

t = 28.950 segundos, agora para horas teremos que dividir este valor por 60 duas vezes.

t = 8,0 horas

17) A quantidade de eletricidade, expressa em Faradays, necessária para eletrodepositar 28 gramas de Ferro metálico é igual a:

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar da reação: 1Fe²⁺_(aq) + 2 elétrons => 1 Fe_(s)

1 mol de Cátions ferro (56 gramas) se reduzem ao Receber dois mols de elétrons

(2 x 96500 Coulombs ou 2 Faradays) depositando 1 mol de ferro metálico (56 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.

Cálculo da carga que passou no processo.

56gramas ................. 2 Faradays

28gramas ................. x Faradays

x = 1 Faraday

18) Sabendo que um faraday é igual a 96.500 Coulombs, o tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar 6,4 gramas de cobre metálico utilizando uma corrente de 2 ampéres é de:

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar da reação: 1 Cu²⁺_(aq) + 2 elétrons => 1 Fe_(s)

1 mol de Cátions cobre (64 gramas) se reduzem ao Receber dois mols de elétrons (2 . 96500 Coulombs) depositando 1 mol de cobre metálico (64 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.

Cálculo da carga que passou no processo.

64 gramas ................. 193.000 Coulombs

6,4 gramas ................ x Coulombs

x = 19.300 Coulombs

Cálculo do tempo que precisou para circular esta carga.

Q = i . t

19.300 C = 2 A . t(s)

t = 9.650 segundos

19) Determinar qual o depósito em gramas de prata metálica de uma solução de nitrato de prata (AgNO₃) pela passagem de uma corrente elétrica de 5 Ampéres durante 45 minutos?

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar da reação: 1 Ag⁺(aq) + 1 mol de elétrons => 1 Ag_(s)

Um mol de Cátions prata (108gramas) se Reduze ao receber um mol de elétrons
(1 . 96.500 Coulombs) depositando um mol de prata metálica (108gramas) no Cátodo da eletrólise.

Cálculo da carga que passou no processo.

Q = i . t

Q = 5A . 45 . 60s

Q = 13.500 Coulombs

Cálculo da massa de prata metálica depositada com a passagem dessa carga pelo processo.

108gramas ................. 95.500C

x gramas .................... 13.500 C

x = 15,10 gramas

20) Quantos mols de elétrons devem passar por um circuito elétrico, a fim de que o cátodo, constituído por uma peça metálica mergulhada em solução de cloreto de cromo III, receberá uma cobertura de 5,2 gramas de cromo metálico?

Resumo teórico e resolução do exercício

1Cr³⁺(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Cr_(s)

Leitura molar da reação: 1 mol de cátions cromo se reduzem ao receber 3 mols de elétrons se transformando em um mol de cromo metálico.

A proporção é entre massa de cromo e mols de elétrons.

52gramas .............. 3mols de elétrons
5,2gramas ............. x mols de elétrons

x = 0,3 mols de elétrons

21) Uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 Ampéres atravessa durante 5 minutos uma cuba eletrolítica contendo sulfato de níquel (NiSO₄). Qual a massa de níquel depositada no cátodo?

Resumo teórico e resolução do exercício

1Ni²⁺(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Ni_(s)

Massa => 59g ............. desprezível ................ 59g
Carga => zero ............ 2 . 96.500C ................ zero

Cálculo da carga que passa
Q = i.t
Q = 10 . 5 . 60 = 3000 Coulombs

Cálculo da massa
59gramas ............... 193.000 Coulombs
x gramas ................. 3.000 Coulombs
x = 0,917gramas

22) A obtenção de metais puros por eletrodeposição é uma das aplicações práticas da eletroquímica. A eletrodeposição pode ser entendida como uma reação entre elétrons e íons. Sabendo-se que um mol de elétrons tem a carga de 96.500C (constante de Faraday), a massa de alumínio que será depositada a partir de uma solução de Al₂(SO₄)₃, por uma corrente de 1,0A fluindo durante 3 horas é de aproximadamente

a) 1,0g b) 2,0 g c) 3,0g d) 9,0g e) 27,0g

Resumo teórico e resolução do exercício

1Al³⁺_(aq) + 3 mols de elétrons => 1Al_(s)

1 mol de cátions alumínio de massa igual a 27 gramas ao receber 3 mols de elétrons ou 3 x 6,02x10²³ elétrons, se reduzem ao passar uma carga em Coulombs igual a 3 x 96.500C ou de 3 Faradays depositando 1 mol átomos de alumínio metálico sólido.

Dados: 96.500Coulombs/mol de elétrons ou 1 Faraday / mol de elétrons.

Pergunta do teste: massa de alumínio que será depositada?

Pela equação acima teremos que para depositar 27gramas de Alumínio será necessária uma carga, em Coulombs, de 3 x 96.500 Coulombs

Dados numéricos fornecidos pelo teste: corrente de 1 Ampére e tempo de 3 horas.

Com estes dados poderemos calcular a carga em Coulombs que foi usada e relacionar com a massa de Alumínio.

Carga, em Coulombs (Q) = Intensidade de corrente (A) x tempo (em segundos)

Tempo , em segundos = 3 x 60 x 60 = 10.800 segundos

Q = 1A x 10.800 s = 10.800 Coulombs

Relacionando os dados teóricos com o teste teremos.

Massa de Al⁺³ ............. carga utilizada

27 gramas ................... 3 x 96.500C

X gramas ..................... 10.800 C

X = 1 grama

Resposta: letra A

23) Qual é a massa de ferro metálico depositada no cátodo de uma célula eletrolítica contendo solução aquosa de cloreto de ferro III, quando através dela passa a carga de 0,1 faraday

Resumo teórico e resolução do exercício

1Fe³⁺(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Fe_(s)

Massa => 56g ............. desprezível .............. 56g

Carga => zero ............ 3 x 96.500C ................ zero
Carga => zero ............ 3 x Faradays .............. zero

Lembrando que 1 Faraday = 96.500 Coulombs

Cálculo da massa
56gramas ............... 3 Faradays
x gramas ................ 0,1 Faraday

x = 1,86 gramas

24) uma corrente de 5 Ampéres passa durante 1 hora em três cubas eletrolíticas colocadas em série, contendo respectivamente: sulfato de níquel (II), de cobre (II) e de cromo(III). Qual será a massa de cada metal depositada?

Resumo teórico e resolução do exercício

Reação para o cátion níquel: 1Ni²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Ni_(s)

Massa => 59g ............ desprezível ................ 59g

Carga => zero ............. 2 x 96500C .............. zero

Cálculo da carga que passa pelas três cubas eletrolíticas.

Q = i.t

Q = 5 . 60 . 60 = 18.000 Coulombs

Cálculo da massa.

59gramas ............... 193.000 Coulombs

x gramas ..................18.000 Coulombs

x = 5,5gramas

Reação para o cátion cobre: 1Cu²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Cu_(s)

Massa => 63,5g ........ desprezível ..... 63,5g

Carga => zero ......... 2 . 96500C ....... zero

Como as cubas estão em série a carga que passa é a mesma.

63,5gramas ............... 193.000 Coulombs

x gramas .....................18.000 Coulombs

x = 5,9gramas

Reação para o cátion cromo: Cr³⁺_(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Cr_(s)

Massa => 52g ........ desprezível ..... 52g

Carga => zero ......... 3 . 96500C ....... zero

Como as cubas estão em série a carga que passa é a mesma.

52gramas ............... 289.500 Coulombs

x gramas ............... 18.000 Coulombs

x = 3,2gramas

25) Qual é a carga, em Coulombs, necessária para pratear uma medalha de 25cm² de superfície, sabendo-se que o depósito de prata deve ter a espessura de 0,02mm. Dado: massa específica da prata: 10,5g/cm³

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo do volume da medalha e a massa de prata a ser utilizada.

Volume = área . altura ou espessura

Volume = 25 . 0,002 = 0,05 centímetros cúbicos

Leitura da densidade: 10,5g/cm³, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 10,5gramas, logo 0,05centímetros cúbicos terá:

1cm³ ................ 10,5gramas

0,05cm³ ............. x gramas

x = 0,525 gramas

Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.

1Ag⁺_(aq) + 1 mol de elétrons => 1 Ag_(s)

Massa => 108g ............ desprezível ......... 108g

Carga => x .................. 1 . 96500C ............. x

108gramas .................. 96.500Coulombs

0,525 gramas .............. x Coulombs

x = 469 Coulombs

26) Numa cuba de galvanoplastia o cátodo tem uma superfície de 100cm². Calcular a espessura(h) da camada de prata que nele se deposita pela passagem de uma corrente elétrica de 1 ampére de intensidade durante 1 hora.

Dado: massa específica da prata = 10,5g .cm^-3

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo da massa usando dados da reação abaixo.

1Ag⁺_(aq) + 1 mol de elétrons => 1 Ag_(s)

Massa => 108g ............ desprezível ......... 108g

Carga => x .................. 1 . 96500C ............. x

Leitura da reação: são necessários 96.500 Coulombs para depositar 108 gramas de prata.

Precisamos calcular qual foi a carga que passou no processo de deposição.

Q = i . t

i: intensidade de corrente em Ampéres
t: tempo, em segundos, que ocorre o processo.
Q = 1A . 60 . 60 segundos
Q = 3600 Coulombs

Calculando a massa depositada.

108gramas .................. 96.500Coulombs

x gramas ..................... 3.600 Coulombs

x = 4 gramas

Calculo do volume de prata depositado

Leitura da densidade: 10,5g/cm³, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 10,5gramas:

1cm³ ................ 10,5gramas

x cm³ ............... 4 gramas

x = 0, 383 cm³

Calculo da espessura da camada de prata que depositou.

V = A . h

h: espessura da camada de prata
A: área para depositar a prata
V: volume de prata depositado
0, 383 cm³ = 100 cm². h
h = 3,8 x 10^-3 cm

27) Por eletrólise de NaCl em solução aquosa obtém-se NaOH. Se dispusermos de 500 mL de solução, determine a concentração em mols por litro de NaOH, pela passagem de uma corrente de 1,93 A, durante 8 min e 20 seg.

Resumo teórico

A reação de eletrólise, que envolve passagem de corrente elétrica, será:

2NaCl_(aq) + 2H₂O_(l) => 2NaOH_(aq) + 1H_2(g) + 1Cl_2(g)

Leitura da reação: 2 mols de NaCl reage com 2 mols de água produzindo 2 mols de NaOH, um mol de gás hidrogênio e um mol de gás cloro.

Precisamos saber a carga envolvida nesse processo e para isso precisaremos identificar quantos mols de elétrons estão envolvidos na formação do gás cloro ou do gás hidrogênio, vou escolher a reação de oxidação do ânion cloreto na formação do gás cloro.

2Cl^1-_(aq) - 2 mol de elétrons => 1Cl_2(g)

Lembrando: um mol de elétrons corresponde a carga de 96.500 Coulombs, logo 2 mols de elétrons corresponde ao dobro de carga, ou seja 193.000 Coulombs.

No processo ao passar uma carga igual a 193.000Coulombs teremos a formação de 2 mols de NaOH, veja na reação.

Para calcular a concentração da solução de NaOH , em mols/litro, precisamos saber quantos mols de NaOH foram produzidos, para isso precisamos calcular a carga usada no processo.

Cálculo da carga que passou pelo processo.

Q = i.t

Q: carga em Coulombs
i: intensidade de corrente, em Ampéres.
t: tempo de processo, em segundos.

Resolução do exercício

t = 8 minutos e 20 segundos, transformando para segundos teremos.
8 min e 20s = 8 . 60 s + 20s = 480s + 20s = 500 segundos

Q = 1,93A . 500s = 965 Coulombs

Cálculo da quantidade, em mols, de NaOH produzida.

193.000 Culombs ................... 2 mols de NaOH
965 Coulombs ........................ x mols
x = 0,01 mol de NaOH

Cálculo da concentração da solução de NaOH
Temos 0,01 mol de NaOH dissolvidos em meio litro (500mL) de solução, ler novamente o exercício.
Logo, em um litro que é o dobro teremos o dobro de NaOH.

C = 0,02mols / litro de solução

28) Qual a massa de zinco metálico depositada ao passar uma carga correspondente a 0,4Faradays por um processo eletrolítico.

Resumo teórico e resolução do exercício

Normalmente o zinco forma sais com carga 2+

Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.

1Zn⁺²_(aq) + 2 mol de elétrons => 1 Zn_(s)

Massa => 65,4g ............ desprezível ......... 65,4g

Carga => x ..................... 2 . 96500C ............. x

Carga => 2 .96.500Coulombs = 2 Faradays, correspondente ao recebimento de 2 mols de elétrons para o cátion metálico de zinco se transformar em zinco metálico e depositar.

Fazendo a proporção teremos:

65,4gramas .................. 2 Faradays

X gramas...................... 0,4 Faradays

X = 13,08gramas

29) O cobre com elevado grau de pureza é obtido pelo método eletrolítico que consiste na eletrólise de solução de sulfato de cobre II e ácido sulfúrico. Utiliza-se cobre impuro com ânodo e cobre puro como cátodo e regula-se convenientemente a voltagem de forma que, no cátodo, ocorra apenas redução:

Cu²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => Cu_(s)

A quantidade de elétrons, em mols, necessária para a obtenção de 254 gramas de cobre puro é:

Resumo teórico

Leitura molar de elétrons: a representação Cu²⁺ significa que cada mol de cátions cobre II envolve 2 mols de elétrons na sua redução ou massa igual a 65,54 gramas.

Resolução do exercício

65,54 gramas ..................... 2 mols de elétrons
254 gramas ...................... X mols de elétrons
X = 8,0 mols

30) A carga elétrica necessária para que, na eletrólise de uma solução de sulfato de cobre II, depositem-se 2 mols de átomos de cobre metálico é:

Resumo teórico e resolução do exercício

Cu²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => Cu_(s)

Leitura molar da equação: 1 mol de cátions cobre II necessita de 2 mols de elétrons para formar 1 mol de átomos de cobre metálico.

Assim, para formar 2 mols de átomos de cobre metálico são necessários 4 mols de elétrons.

Como 1 Faraday corresponde à quantidade de carga elétrica de 1 mol de elétrons, então são necessários 4 Faradays para formar 2 mols de átomos de cobre metálico.

30) Qual o tempo necessário para uma corrente de 100 Ampéres liberar um volume total de gases igual a 1,68 litros na CNTP, numa eletrólise do hidróxido de sódio em solução aquosa?

Resumo teórico

A eletrólise do hidróxido de sódio em solução aquosa tem como reações de formação de gases as equacionadas abaixo.
A primeira é a redução dos cátions hidrogênio com formação de gás hidrogênio.

2H⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => 1H_2(g)

A segunda é a oxidação dos ânions hidróxido com formação de gás oxigênio.

2OH^-_(aq)- 2 mols de elétrons => H₂O_(l) + 1/2O_2(g)

Observe que o volume total de gases liberados nas reações será a soma da quantidade de mols de gás hidrogênio e de gás oxigênio igual a 1,5mols.

Nas reações a carga utilizada é equivalente a passar uma carga correspondente a 2 mols de elétrons.

1mol de elétrons corresponde a 96.500Coulombs, logo 2mols de elétrons será o dobro.

1mol de gás na CNTP = 22,4litros, logo 1,5 mols corresponde a: 1,5 . 22,4litros

Resolução do exercício

Relação entre a carga e o volume de gases produzidos.

2 . 96.500C ................... 33,6litros
x Colulombs .................. 1,68litros
x = 9650Coulombs

Para calcular o tempo usamos a relação: quantidade de carga é igual a intensidade de corrente vezes o tempo.

Q = i . t
9.650C = t . 100A
t = 9650 / 100 = 96,5segundos

31) Tem-se 200 mL de uma solução 1mol/L de sulfato de níquel (II). Fazendo-se passar uma corrente elétrica de 4 Ampéres. Pergunta-se qual será a concentração , em mol/L, desta solução ao fim de 1 hora 4 minutos e 20 segundos. Admite-se que não haja diminuição de volume.

Resumo teórico e resolução do exercício

Precisamos saber quanto de cátions níquel II serão reduzidos a níquel metálico e o restante fará parte na quantidade final de sulfato de níquel que ainda estará dissolvido na solução.

Cálculo da quantidade inicial, em mols, de sulfato de níquel dissolvido na solução.

1mol ................. 1 litro

x mol ................ 0,2litros

x = 0,2mol de cátions níquel.

Cálculo da quantidade de cátions níquel II que foram reduzidos a níquel metálico.

Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.

Q = i . t

Q: carga, em Coulombs.
i: intensidade de corrente, em Ampéres.
t: tempo do processo, em segundos.
t = 1 h 4 min e 20 s = 3600 + 240 + 20 = 3860 segundos
Q = 3860 . 4 = 15.440 Coulombs

Equação de redução: 1Ni²⁺_(aq)+ 2 mols de elétrons => 1Ni_(s)

Mol => 1mol ............ 2 mols de elétrons ............ 1 mol

Carga => x .............. 2. 96500C .............. x

1mol .................. 2 . 96.500Coulombs

x mols ............... 15.440 Coulombs

x = 0,08 mol

Cálculo da nova concentração, em mols/litro.

Início tinha 0,20 mol e foram reduzidos 0,08 mols, logo sobrou 0,12 mol de cátions níquel II dissolvidos nos 200 mililitros.

0,12 mol ................... 0,2 litros
x mol ........................ 1 litro
x = 0,6mol que estarão dissolvidos em um litro.

Concentração = 0,6 mol/litro

32) Deseja-se dourar um objeto, cuja superfície é de 25cm². Empregando-se uma corrente de 4 Ampéres, qual o tempo gasto para que a camada de ouro fique com a espessura de 0,08 mm.

Dados: usou-se um sal de ouro(III) e a massa específica do ouro é 19,3g/cm³

Resumo teórico e resolução do exercício

Volume = área . altura ou espessura

Volume = 25 . 0,008 = 0,2 centimetros cúbicos

Leitura da densidade: 19,3g/cm³, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 19,3gramas, logo 0,2 centímetros cúbicos terá:

1 centímetro cúbico ................ 19,3gramas

0,2 centímetros cúbicos ......... x gramas

x = 3,86 gramas, é a massa de ouro a ser depositada.

Calculando a carga poderemos achar o tempo para este depósito.

Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.

1Au³⁺_(aq)+ 3 mols de elétrons => 1Au_(s)

Massa => 197g ........ desprezível ............. 197g

Carga => x .............. 3 . 96500C ............... x

197gramas .................. 3 . 96.500Coulombs

3,86 gramas ................ x Coulombs

x = 5672,4 Coulombs

Carga(Coulombs) = Intensidade de corrente (Ampéres) x tempo (segundos)

5672,4 C = 4 . tempo(segundos)

t = 1418,1segundos

33) Uma cuba eletrolítica contendo uma solução aquosa de ZnSO₄ está ligada em série a uma cuba que contém uma solução de AgNO₃. Em um dado instante, verifica-se uma deposição de 6,54g de zinco na primeira cuba. Calcule a massa de prata depositada na segunda cuba neste instante.

Resumo teórico

Se calcularmos a carga que passou para depositar o zinco poderemos achar a massa de prata que depositou, pois as cubas estão ligadas em série.

1Zn⁺²_(aq) + 2 mols de elétrons => 1Zn_(s)

Massa => 65,4g ........ desprezível ........... 65,4g

Carga => x ................. 2 . 96500C ............. x

Resolução do exercício

Cálculo da carga para depositar 6,54gramas de zinco.

65,4gramas .................. 2 . 96.500Coulombs

6,54 gramas ................ x Coulombs

x =19.300 Coulombs

Para a prata teremos:

1Ag⁺¹_(aq) + 1 mol de elétrons => 1Ag_(s)

Massa => 108g ........... desprezível ........ 108g

Carga => x ............ 1 . 96500C .................. x

108g ................ 96.500C

x g ................... 19.300C

x = 21,6gramas

34) Qual o volume de gás oxigênio produzido (CNTP) pela passagem de 1F numa solução aquosa de sulfato de sódio?

Resumo teórico

Nesta solução aquosa teremos os cátions hidrogênio, provenientes da ionização da água, os cátions sódio, provenientes da dissociação do sulfato de sódio, os ânions hidróxido) provenientes da ionização da água e os ânions sulfato provenientes da dissociação do sulfato de sódio.

Como a pergunta se refere ao gás oxigênio produzido no ânodo, este é formado pela oxidação dos ânions hidróxido segundo a reação.

2OH^-_(aq)- 2mols de elétrons => H₂O_(l) + 1/2 O_2(g)

Leitura da equação: 2 mols de ânions hidróxido se oxidam no ânodo e perdem 2mols de elétrons, que equivalem a dois Faradays de carga, formando um mol de água líquida e meio mol de gás oxigênio.

1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume de 22,4litros.

Precisamos fazer uma relação entre carga, em Faradays, e volume de gás oxigênio, em litros, produzido.

Resolução do exercício

2Faradays ............... 1/2 . 22,4litros

1 Faraday ................. x litros

x = 5,6litros

35) Para produzir-se 80g de bromo (Br₂) a partir da eletrólise de uma solução aquosa de brometo de sódio, qual é a carga necessária (em Coulombs)?

Resumo teórico

O Ânion brometo (Br^1-) se Oxidará no Ânodo formando átomos de bromo que se combinarão para formar bromo líquido, conforme a reação de oxidação-redução abaixo:

2 Br^1-_(aq) - 2 elétrons => 1 Br_2(l)

Leitura da reação: 2mols ou 160gramas de ânion brometo se oxida ao perder 2mols de elétrons que corresponde a 2 . 96.500Coulombs.

A relação é entre a massa de bromo e a carga correspondente a 2mols de elétrons, em Coulombs.

Resolução do exercício

160gramas ............. 2 . 96.500Coulombs

80 gramas .............. x Coulombs

x = 96.500 Coulombs

36) Para niquelar uma peça de cobre, usou-se uma solução de sulfato de níquel II, e aparelhagem conveniente para eletrodeposição. Terminada a niquelação, verificou-se que havia passado pelo circuito 1,0 . 10^-3mol de elétrons. Conclui-se, então, que a quantidade de níquel depositada, em gramas, sobre a peça de cobre é:

Resumo teórico

Reação de Redução dos Cátions níquel no Cátodo do processo de eletrólise.

Ni²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => Ni_(s)

Leitura da reação: 1 mol de Cátions níquel (58,7gramas) se Reduzem no Cátodo ao receber 2mols de elétrons, sendo eletrodepositado 1mol de átomos metálicos de níquel (58,7gramas).

A relação é entre mols de elétrons e massa de níquel depositada.

Resolução do exercício

2 mols de elétrons ........................... 58,7gramas

1,0 . 10^-3 mols de elétrons .............. x gramas

x = 29,35 . 10^-3gramas

37) A massa molar de um elemento é 119. O número de oxidação desse elemento é +4. Qual a massa depositada desse elemento, quando se fornece na eletrólise 9.650 Coulombs?

Resumo teórico

Olhando na tabela o elemento é o estanho (Sn)

Reação de Redução do Cátion do estanho no Cátodo do processo de eletrólise.

Sn⁴⁺_(aq) + 4 mols de elétrons => Sn_(s)

Leitura da reação: 1 mol de Cátions do estanho, massa molar igual a 119 gramas, se Reduzem ao receber 4 mols de elétrons ou 4 . 96.500Coulombs, no Cátodo, formando um mol de estanho metálico que se depositara, por ser insolúvel na água.

Resolução do exercício

A relação estequiométrica será entre a massa do estanho e a carga em Coulombs.

119gramas ........ 4 . 96.500Coulombs

x gramas ............ 9.650Coulombs

x = 2,975gramas

38) Uma corrente elétrica atuando numa solução de cloreto de sódio libera, depois de um certo tempo, três litros de cloro nas condições normais. A mesma corrente elétrica, atuando numa solução de cloreto de ferro III durante o mesmo tempo e nas mesmas condições, libera um volume, em litros, de cloro igual a:

Resumo teórico e resolução do exercício

Oxidação do Ânion cloreto, proveniente da dissolução do cloreto de sódio em água, no Ânodo do processo de eletrólise.

2Cl^1-_(aq) - 2 mols de elétrons => 1Cl_2(g)

Leitura da reação: 2 mols de Ânions cloreto ao se Oxidar no Ânodo, perdem dois mols de elétrons e formam 1 mol de gás cloro.

O cloreto de ferro III (FeCl₃) tem três vezes mais cloro que o cloreto de sódio (NaCl), logo exigirá uma carga três vezes maior para oxidação total de seus íons cloreto.

Oxidação do Ânion cloreto, proveniente da dissolução do cloreto de ferro III dissolvido em água, no Ânodo do processo de eletról

6Cl^1-_(aq) - 6 mols de elétrons => 3Cl_2(g)

Como a corrente é a mesma e o tempo também, a carga que passará é igual e a quantidade de cloro oxidado também será, independentemente da quantidade de íons cloreto existente na solução, ou seja teremos a produção de 3 litros de cloro, sobrando íons cloreto na solução aquosa.

39) Qual o tempo necessário para depositar totalmente, por uma corrente de 3 Ampéres a prata existente em 200mililitros de uma solução 0,2mol/litro de nitrato de prata.

Resumo teórico

Precisamos descobrir a carga que passou para ocorrer este depósito e com a amperagem acharemos o tempo.

A prata que pode ser depositada esta dissolvida nos 200mililitros da solução 0,2mol/litro.

Leitura da concentração 0,2mol/litro: em um litro ou 1000mililitros de solução temos 0,2 mol de nitrato de prata ou de cátions prata dissolvidos, mas o volume é de 200mililitros, logo precisamos calcular a quantidade de cátions prata neste volume.

0,2mol .......... 1000 mL

x mols ........... 200 mL

x = 0,04mol de cátions prata estão dissolvidos nos 200mililitros e pode se reduzir e depositar como prata metálica.

Equação: Ag¹⁺_(aq) + 1mol de elétrons => Ag_(s)

Leitura da equação: 1 mol de Cátions prata solúveis são atraídos pelo Cátodo e sofrem Redução, ao receberem 1 mol de elétrons ou 96.500Coulombs, formando 1mol de prata metálica insolúvel.

1mol ............... 96.500Coulombs

0,04mol ........... x Coulombs

x = 3860Coulombs

Cálculo do tempo necessário para passar esta carga.

A carga é diretamente proporcional ao produto do tempo, em segundos, pela intensidade de corrente em ampéres.

3860Coulombs = 3A . tempo(s)

t = 1287segundos = 21minutos e 45 segundos

40) Uma calota de automóvel de 675 cm² de área constitui o cátodo de uma célula eletrolítica, que contém uma solução aquosa de íons de níquel (Ni²⁺). Para niquelar a calota, faz-se passar através da célula uma corrente de 32,9Ampéres. Calcular o tempo (em minutos) necessários para que seja depositada na calota uma camada de níquel de 0,1 mm de espessura.

Dados: d_Ni = 8,9 g/cm³ ; Ni=58g/mol

Resumo teórico e resolução do exercício

Vamos calcular o volume para saber, pela densidade, a massa de níquel a ser depositada.

Volume = área . altura ou espessura

Volume = 675 . 0,01= 6,75 centímetros cúbicos

Leitura da densidade: 8,9g/cm³, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 8,9gramas, logo 6,75 centímetros cúbicos terá:

1 centímetro cúbico ........................ 8,9gramas

6,75 centímetros cúbicos ................. x gramas

x = 60 gramas, é a massa de ouro a ser depositada.

Calculando a carga poderemos achar o tempo para este depósito.

Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.

1Ni²⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => 1Ni_(s)

Leitura da reação: 1 mol de Cátions níquel solúveis, se Reduz no Cátodo do processo de eletrólise ao receber dois mols de elétrons, ou 2x 96.500Coulombs, formando 1 mol de níquel metálico insolúvel, massa molar 58gramas, que se depositará na calota.

58gramas .................. 2 . 96.500Coulombs

60 gramas ................. x Coulombs

x = 199.655Coulombs

Carga (Coulombs) = intensidade de corrente(Ampéres) x tempo (segundos)

199.655 C = 32,9A . tempo(segundos)

T = 6068,54segundos = 101,1minutos

41) Tem-se 200mililitros de uma solução 1mol/litro de sulfato de níquel II. Fazendo-se passar uma corrente elétrica de 4 Ampéres, pergunta-se qual será a molaridade dessa solução ao fim de 1hora 4minutos e 20segundos. Admitindo-se que não haja diminuição de volume.

Resumo teórico

Precisamos calcular a quantidade, em mols, de níquel depositada e descontar da quantidade inicial, em mols, existente em 200mililitros de solução.

Cátions níquel solúveis são atraídos para o Cátodo do processo de eletrólise e se Reduzem, formando níquel metálico insolúvel que se depositará.

1Ni⁺²_(aq) + 2 mols de elétrons => 1Ni_(s)

Leitura da reação: 1mol de Cátions níquel solúveis se Reduzem, ao receber dois mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 2 x 96.500Coulombs, no Cátodo.

A relação a ser feita é quantidade, em mols de níquel com carga, em Coulombs, que passou.

Vamos calcular a carga a que foi submetida a solução de sulfato de níquel.

Carga é diretamente proporcional ao produto entre a intensidade de corrente, em Amperes, e o tempo , em segundos.

Resolução do exercício

Tempo = 1hora 4minutos e 20segundos

Tempo = 3600 + 240 + 20 = 3860segundos

Carga = 3860 . 4 = 15.440 Coulombs

1mol ..................... 193.000 C

x mol .................. 15.440 C

x = 0,08mol

Ou seja, de 0,20 mol que existia antes nos 200mililitros temos agora (0,20 - 0,08) = 0,12mol

Nova concentração = 0,12 mol / 0,2litros

Concentração molar = = 0,6mol/litro

42) A obtenção de metais puros por eletrodeposição é uma das aplicações práticas da eletroquímica.

A eletrodeposição pode ser entendida com uma reação entre elétrons e íons.

Sabendo-se que um mol de elétrons tem carga de 96.500Coulombs (constante de Faraday), a massa de alumínio, em gramas, que será depositada a partir de uma solução de sulfato de alumínio por uma corrente de 1 Ampére fluindo durante 3 horas é de aproximadamente?

Resumo teórico

Cátions alumínio ( Aℓ⁺³, tirado da tabela periódica) serão atraídos para o Cátodo do processo de eletrólise e se Reduziram, formando alumínio metálico insolúvel.

1Aℓ⁺³_(aq) + 3 mols de elétrons => 1Aℓ_(s)

Leitura da reação: 1mol de Cátions alumínio solúveis, massa molar igual a 27gramas, se Reduzem, ao receber três mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 3 . 96.500 Coulombs, no Cátodo, formando um mol de alumínio metálico insolúvel, massa molar 27gramas.

Calculo da carga que realmente passou pela solução.

Carga é diretamente proporcional ao produto entre a intensidade de corrente, em Amperes, e o tempo , em segundos.

Resolução do exercício

Carga = 3 . 3600segundos . 1A

Carga = 10.800 Coulombs

Cálculo da massa de alumínio que depositou.

27g .............. 3 . 96.500C

x .................. 10.800C

x = 1 grama

43) Qual é a intensidade de uma corrente elétrica que atravessando uma solução ácida, durante 10 minutos, liberou 40cm³de gás hidrogênio a 0^oC e 760 mm de Hg de pressão?

Resumo teórico

Para achar a intensidade(i) de corrente precisamos da carga(Q), em Coulombs, e do tempo(t), em segundos.

Reação de formação do gás hidrogênio pelo meio ácido.

2H⁺_(aq) + 2 mols de elétrons => H_2(g)

Leitura da reação: 2 mols de Cátions hidrogênio solúveis se Reduzem, ao receber dois mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 2 x 96.500 Coulombs, no Cátodo, formando um mol de gás hidrogênio ou 22,4 litros que será liberado.

Cada mol de elétrons corresponde a uma carga igual a 96.500 Coulombs, logo 2 mols de elétrons, dado tirado da reação, corresponderá ao dobro da carga, ou seja, 193.000Coulombs.

Esta carga passará no processo para produzir 1 mol ou 22,4 litros de gás hidrogênio, pois os dados do teste se referem a CNTP.

Vamos calcular a carga correspondente a formação de 40 centímetros cúbicos de gás hidrogênio.

40 cm³ = 40 mL = 40 .10^-3litros

Resolução do exercício

193.000 C ............. 22,4 litros

X C ...................... 40 .10^-3litros

x = 345 Coulombs

Cálculo da intensidade de corrente.

10 minutos é o tempo correspondente a 600 segundos.

Q = i .t

345C = i .600 s

i = 0,57 amperes

44) Halogênios são muito reativos e por esse motivo não são encontrados na natureza na forma de substâncias simples. Entretanto, os mesmos podem ser obtidos industrialmente a partir de um processo conhecido como eletrólise ígnea. No caso do cloro, esse processo é realizado em uma cuba eletrolítica com o cloreto de sódio fundido. Aproximadamente 12 milhões de toneladas de gás cloro(Cℓ₂) são produzidas anualmente nos Estados Unidos. Cerca de metade desse cloro é utilizada na fabricação de compostos orgânicos halogenados, enquanto o restante é empregado como alvejante na indústria do papel e de tecidos.O volume de gás cloro(Cℓ₂), medido nas CNTP, quando uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 ampéres atravessa uma cuba eletrolítica contendo cloreto de sódio fundido durante

965 segundos é de:

Resumo teórico

O íons cloreto (Cℓ^-1) do cloreto de sódio vai se oxidar no ânodo formando o gás cloro segundo a reação.

2Cℓ^-1 - 2 elétrons => 1Cℓ₂

Leitura da reação: 2 mols de Ânions cloreto solúveis se Oxidam ao perder 2 mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 2 x 96.500 Coulombs, no Ânodo, formando um mol de gás cloro ou 22,4 litros nas CNTP, que será liberado.

Resolução do exercício

Cálculo da carga, em Coulombs, que passará no ânodo.

Q = i . t

Q = 965s . 10A

Q = 9650 Coulombs

Cálculo do volume da gás cloro formado.

2 .96.500 C ............. 22,4 litros

9650 C ................... xlitros

x = 1,12 litros

CÁLCULO DAS FÓRMULAS QUÍMICAS

2023-05-30T14:41:00.009-03:00

01) A fórmula molecular de um óxido de fósforo que apresenta 43,6% de fósforo e 56,4% de oxigênio (em massa) e massa molecular 142 é:

Calculando a proporção.

Para este cálculo vamos dividir a porcentagem pela massa atômica de cada elemento.

P = 43,6 dividido por 31 = 1,41

O = 56,4 dividido por 16 = 3,52

Dividindo pelo menor dos resultados...

P = 1,41 dividido por 1,41 = 1

O = 3,52 dividido por 1,41 = 2,50

Para obter os menores números inteiros possíveis, multiplicamos o resultado por 2.

P = 1 . 2 . 2 mols

O = 2,50 . 2 = 5 mols

Leitura molar: 1 mol do composto é formado por 2 mols de átomos de fósforo e 5 mols de átomos de oxigênio

Fórmula mínima: P₂O₅

A massa da fórmula mínima = (31 . 2) + (16 . 5) = 142

Neste caso a massa molecular coincide com a massa da fórmula mínima.

Fórmula molecular: P₂O₅

02) A nicotina, uma das substâncias presentes no cigarro, é considerada uma droga psicoativa, responsável pela dependência do fumante. Além de estimular o sistema nervoso central, a nicotina altera o ritmo cardíaco e a pressão sanguínea, sendo, por isso, o tabagismo incluído no Código Internacional de Doenças (CID - 10). Na fumaça de um cigarro, podem existir até 6 miligramas de nicotina, e através de pesquisa descobriu-se que cada miligrama desta substância contém aproximadamente: 74,1% de Carbono; 8,6% de Hidrogênio e 17,3% de Nitrogênio.

Calcular sua fórmula molecular, sabendo que a massa molar da nicotina é 62gramas.

Calculando a proporção.

Para este cálculo vamos dividir a porcentagem pela massa atômica de cada elemento.

C = 74,1 dividido por 12 = 6,175

H = 8,6 dividido por 1 = 8,6
N = 17,3 dividido por 14 = 1,24

Dividindo pelo menor dos resultados...

C = 6,175 / 1,24 = 5 mols

H = 8,6 / 1,24 = 7 mols
N = 1,24 / 1,24 = 1 mol

Fórmula mínima = C₅H₇N

Fórmula molecular: representa quantas vezes a massa da fórmula mínima cabe na massa da fórmula molecular.

Massa da fórmula mínima = (5 . 12) + (7 . 1) + (1 . 14) = 81 gramas

Massa da fórmula molecular = 162 gramas, ou seja o dobro da massa da fórmula mínima.

A massa da fórmula molecular é 2 vezes maior, logo a substância será representada pelo dobro de átomos da fórmula mínima.

Fórmula molecular = C₁₀H₁₄N₂

03) A amostra de uma substância orgânica utilizada em análises químicas contém 0,50 mol de hidrogênio, 0,50 mol de carbono e 1,0 mol de oxigênio. Sabendo-se que a massa molar da substância é igual a 90 g/mol, pode-se afirmar que as fórmulas mínima e molecular são:

Dividindo pelo menor número de mols teremos a proporção entre eles.

C = 0,5 / 0,5 = 1

H = 0,5 / 0,5 = 1

O = 1,0 / 0,5 = 2

A fórmula mínima do composto é C₁H₁O₂

A massa da fórmula mínima = 12 + 1 + (16 . 2) = 45

Como a massa molar é igual a 90 g/mol, precisamos de duas vezes a massa da fórmula mínima para atingir este valor.

Portanto, para se obter a fórmula molecular, devemos multiplicar a fórmula mínima por 2.

Leitura molar: 1 mol da substância é formada por dois mols de carbono, dois mols de hidrogênio e quatro mols de oxigênio.

Fórmula molecular: C₂H₂O₄

04) Uma substância pura de massa igual a 32,00 gramas foi submetida a análise elementar e verificou-se que continha 10,00 gramas de cálcio, 6,08 gramas de carbono e 15,92 gramas de oxigênio.

a) qual o teor (porcentagem) de cada elemento na substância?

b) qual a fórmula mínima da substância?

Cálculo da fórmula percentual

Percentual do cálcio

10,00 g cálcio ................. 32,00 g da substância
x g cálcio ........................ 100 g da substância

x = 31,25%

Percentual do carbono

6,08 g carbono .............. 32,00 g da substância
x g carbono ................... 100 g da substância

x = 19,00%

Percentual do oxigênio

15,92 g oxigênio ...............32,00 g da substância
x g oxigênio ..................... 100 g da substância

x = 49,75%

b) Cálculo da fórmula mínima

Vamos dividir as porcentagens encontradas pela massa molar de cada elemento.

Ca = 31,25 / 40 = 0,78

C = 19,00 / 12 = 1,58

O = 49,75 / 16 = 3,11

e dividindo pelo menor deles...

Ca = 0,78 / 0,78 = 1 mol

C = 1,58 / 0,78 = 2,02 mols

O = 3,11 / 0,78 = 3,99 mols

LEITURA MOLAR: um mol do composto é formado por 1 mol de átomos de Cálcio, 2 mols de átomos de Carbono e 4 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula mínima: CaC₂O₄

05) Uma substância pura de massa igual a 32,00 gramas foi submetida a análise elementar e verificou-se que continha 10,00 gramas de cálcio, 6,08 gramas de carbono e 15,92 gramas de oxigênio.

06) Um composto mineral contém 64% de trióxido de dicromo e 36% de monóxido de monoferro. Determinar qual sua fórmula.

Trióxido de dicromo significa que o composto é formado por três oxigênios e dois cromos (Cr₂O₃), enquanto o outro é formado por um ferro e um oxigênio (FeO).

Quando os resultados revelados pela análise não se referem aos elementos, mas sim, às substâncias menos complexas que a substância dada para analisar, divide-se a percentagem de cada uma pela sua respectiva massa molar e para achar a proporção dos menores números inteiros dividimos todos pelo menor valor encontrado na divisão.

Massas molares

FeO = 56 + 16 = 72g/molCr₂O₃ = (2 . 52) + (3 . 16) = 152g/mol

Cálculo da proporção dos menores inteiros possíveis

FeO = 36 dividido por 72 = 0,5 molCr₂O₃ = 64 dividido por 152 = 0,5 mol

Leitura molar: 1 mol do composto mineral é formado por 1 mol de trióxido de dicromo e 1 mol de monóxido de monoferro.

Proporção de 1:1, logo a fórmula será => Cr₂O₃ . FeO

07) O ácido cítrico, presente em quase todos os seres vivos, é um ácido fraco, encontrado em grande quantidade nas chamadas frutas cítricas. Sabe-se que sua massa molar é 192 g mol^-1 e que a sua composição percentual em massa é de 37,5% de carbono, 58,3% de oxigênio e o restante de hidrogênio. Sua fórmula molecular é, portanto,

(A) C₅H₅O₇. (B) C₅H₆O₇. (C) C₆H₈O₇.

(D) C₆H₉O₈. (E) C₇H₁₂O₆.

RESUMO DOS CONTEÚDOS SOLICITADOS

Composição percentual(centesimal): representa a parte de um elemento por 100 partes do composto.

37,5% de Carbono: significa que em cada 100 gramas de ácido cítrico teremos 37,5 gramas de Oxigênio

58,3% de Carbono: significa que em cada 100 gramas de ácido cítrico teremos 58,3 gramas de Carbono.

4,2% de Hidrogênio: calculada somando a composição percentual de Oxigênio mais Carbono e diminuindo de 100. Significa que em cada 100 gramas de ácido cítrico teremos 4,2 gramas de Hidrogênio.

RESOLUÇÃO DO TESTE

Como a massa molar foi fornecida ela corresponde a 100% da massa do composto, então basta calcular a massa considerando a porcentagem de cada elemento.

Carbono: 192g ............ 100%

X g ............ 37,5%

X = 72 gramas

A massa molar do Carbono é 12gramas, logo em 72 gramas teremos quantos mols de Carbono

1 mol ................... 12g

X mols .................. 72g

X = 6 mols de Carbono, representado na fórmula assim: C₆

Oxigênio: 192g ............ 100%

X g ............. 58,3%

X = 111,9 gramas

A massa molar do Oxigênio é 16gramas, logo em 52,47 gramas teremos quantos mols de Carbono

1 mol ................... 16g

X mols .................. 111,9g

X = 7 mols de Oxigênio, representado na fórmula assim: O₇

OBS: Não precisava fazer o Hidrogênio pelas alternativas dadas.

Fórmula molecular = C₆H₈O₇

Resposta: letra C

08) Um ácido levogiro extraído da maçã, apresenta a seguinte composição centesimal: 35,8% de carbono e 4,47% de hidrogênio. Sabe-se que o referido ácido é dicarboxílico e monoálcool e que pelo método da densidade de vapor de seu éster etílico, em relação ao hidrogênio calculamos sua massa molar igual a 190gramas.

Qual sua fórmula molecular, sabendo também que é igual a sua fórmula mínima.

As expressões “ácido dicarboxílico” e “mono álcool” mostram que o composto tem átomos de oxigênio na sua constituição, logo precisamos calcular qual a porcentagem.

% oxigênio = 100 - (35,8 + 4,47) = 59,7

Cálculo da proporção entre os elementos

Para o carbono: vamos calcular a quantidade, em gramas, de carbono em 190g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 35,8g
190g .............. x

x = 68g dividido por 12g = 5,7 mols

Para o hidrogênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de hidrogênio em 190g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 4,47g
190g .............. x

x = 8,5g dividido por 1g = 8,5 mols

Para o oxigênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de oxigênio em 135g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 59,7g
190g .............. x

x = 113,3g dividido por 16g = 7,1 mols

Dividindo todos os resultados pelo menor e se precisar multiplicar por um número que deixe estes resultados um número inteiro.

Carbono = 5,7 dividido por 5,7 = 1 x 4 = 4 mols

Hidrogênio = 8,5 dividido por 5,7 = 1,5 x 4 = 6 mols

Oxigênio = 7,1 dividido por 5,7 = 1,25 x 4 = 5 mols

Leitura molar: 1 mol do ácido é formado por 4 mols de átomos de Carbono, 6 mols de átomos de Hidrogênio e 5 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula Mínima = Molecular = C₄H₆O₅

09) Calcular a fórmula molecular da metionina, um aminoácido sulfurado, sabendo-se que contém 35,55% de carbono, 6,68% de hidrogênio, 23,70% de oxigênio e 10,37% de nitrogênio. Sua massa molar determinada experimentalmente é igual a 135g.

A expressão “metionina, um aminoácido sulfurado” mostra que o composto tem átomos de enxofre na sua constituição, logo precisamos calcular qual a porcentagem.

% enxofre = 100 - (35,55 + 6,68 + 23,7 + 10,37) = 23,7%

Cálculo da proporção entre os elementos

Para o carbono: vamos calcular a quantidade, em gramas, de carbono em 135g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 35,55g
135g .............. x

x = 48g dividido por 12g = 4 mols

Para o hidrogênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de hidrogênio em 135g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 6,68g
135g .............. x

x = 9g dividido por 1g = 9 mols

Para o nitrogênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de nitrogênio em 135g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 10,37g
135g .............. x

x = 14g dividido por 14g = 1 mol

Para o oxigênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de oxigênio em 135g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 23,70g
135g .............. x

x = 32g dividido por 16g = 2 mols

Para o enxofre: vamos calcular a quantidade, em gramas, de enxofre em 135g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 23,7g
135g .............. x

x = 32g dividido por 32g = 1 mol

Leitura molar: 1 mol do composto é formado por 4 mols de átomos de Carbono, 9 mols de átomos de Hidrogênio, 1 mol de átomos de Nitrogênio, 2 mols de átomos de Oxigênio e um mol de átomos de enxofre(S).

Fórmula molecular = C₄H₉N₁O₂S₁

10) Um composto mineral apresentou a seguinte composição centesimal:

Cromo = 10,77%, Sódio = 4,76%, Oxigênio = 26,50%, Enxofre = 13,25% e água 44,72%.

Calcular a fórmula molecular do sulfato duplo de cromo e sódio hidratado (alúmem de cromo), sabendo que a massa molar do composto calculada experimentalmente é igual a 966 gramas.

Cálculo da proporção entre os elementos e compostos

Para o cromo: vamos calcular a quantidade, em gramas, de cromo em 966g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 10,77g
966g .............. x

x = 104g dividido por 52g = 2 mols

Para o sódio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de sódio em 966g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 4,76g
966g .............. x

x = 46g dividido por 23g = 2 mols

Para o oxigênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de oxigênio em 966g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 26,50g
966g .............. x

x = 256g dividido por 16g = 16 mols

Para o enxofre: vamos calcular a quantidade, em gramas, de enxofre em 966g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 13,25g
966g .............. x

x = 128g dividido por 32g = 4 mols

Para a água: vamos calcular a quantidade, em gramas, de água em 966g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 44,72g
966g .............. x

x = 432g dividido por 18g = 24 mols

Fórmula molecular: Cr₂Na₂S₄O₁₆. 24 H₂O

Sulfato duplo de cromo e sódio hidratado: este nome significa que o composto é formado por sulfatos (SO₄), cromo (Cr), sódio (Na) e água (H₂O).

Fórmula: Na₂SO₄. Cr₂(SO₄)₃. 24 H₂O

11) Calcular a fórmula molecular de um composto orgânico sabendo-se que a sua composição ponderal é 40,67% de carbono, 8,47% de hidrogênio e 23,73% de nitrogênio. Sua massa molar determinada experimentalmente é igual a 118g por mol.

* Não vamos esquecer de verificar se a soma das porcentagens dá 100%, caso não é porque tem oxigênio na estrutura do composto orgânico.

% Oxigênio = 100 - (40,67 + 8,47 + 23,72) = 27,13%

Leitura percentual: 40,67% de carbono significa que em 100gramas da substância temos 40,67gramas de carbono , 8,47% de hidrogênio significa que em 100gramas da substância temos 8,47gramas de hidrogênio, 23,72% de nitrogênio significa que em 100gramas da substância temos 23,72gramas de nitrogênio e 27,13% de oxigênio significa que em 100gramas da substância temos 27,13gramas de oxigênio.

Para o carbono: vamos calcular a quantidade, em gramas, de carbono em 118g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 40,67g
118g .............. x

x = 48g dividido por 12g = 4 mols

Para o hidrogênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de hidrogênio em 118g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 8,47g
118g .............. x

x = 10g dividido por 1g = 10 mols

Para o nitrogênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de nitrogênio em 118g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 23,73g
118g .............. x

x = 28g dividido por 14g = 2 mols

Para o oxigênio: vamos calcular a quantidade, em gramas, de oxigênio em 118g da substância e depois dividir por sua massa molar, aí teremos a quantidade dele na substância.

100g ............. 27,13g
118g .............. x

x = 32g dividido por 16g = 2 mols

Leitura molar: 1 mol de moléculas do composto é formado por 4 mols de átomos de Carbono, 10 mols de átomos de Hidrogênio, 2 mols de átomos de Nitrogênio e 2 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula molecular: C₄H₁₀N₂O₂

12) Calcular a fórmula mínima ou empírica de um composto orgânico sabendo-se que sua composição centesimal é a seguinte: C = 32% e H= 4%.

Observe que a soma das porcentagens não deu 100%. Nota-se que o composto em questão não é binário, contem dois elementos, mas sim ternário, que contem três elementos. Sendo o elemento que falta o oxigênio. O oxigênio não pode ser determinado diretamente, porquanto os processos da análise dos elementos (elementar) quantitativa se fundamentam em reações de combustão.

A porcentagem do oxigênio deve ser calculada indiretamente, subtraindo-se de 100% a soma das percentagens.

% oxigênio = 100% - (32% + 4%)

% oxigênio = 64%

Leitura percentual: 32% de carbono significa que em 100gramas do composto teremos 32g de carbono.

4% de hidrogênio significa que em 100gramas do composto teremos 4g de hidrogênio.

64% de oxigênio significa que em 100gramas do composto teremos 64g de oxigênio.

Cálculo da proporção entre os elementos.

Para este cálculo vamos dividir a porcentagem pela massa atômica de cada elemento.

Carbono: 32 dividido por 12 = 2,66

Hidrogênio: 4 dividido por 1 = 4

Oxigênio : 62 dividido por 16 = 4

Transformando em número inteiros.

Entre os artifícios de cálculos usados, o mais prático é dividir todos os números pelo menor deles.

C: 2,66 dividido por 2,66 = 1

H: 4 dividido por 2,66 = 1,5

O: 4 dividido por 2,66 = 1,5

Em seguida, se for necessário, multiplicar por um número adequado, de modo a transformar os outros quocientes em número inteiros ou, então, em números próximos de inteiros que se permita a aproximação (desde que o erro cometido seja desprezível. Ex: 2,03).

C: 1 x 2 = 2

H: 1,5 x 2 = 3

O: 1,5 x 2 = 3

Proporção, C:H:O => 2:3:3

LEITURA MOLAR: um mol de moléculas deste composto é formado por 2 mols de átomos de Carbono, 3 mols de átomos de Hidrogênio e 3 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula mínima ou empírica: C₂H₃O₃

13) A análise elementar e o cálculo das porcentagens dos elementos de um composto orgânico "X" revelou que o composto é formado por 38,7% de carbono, 16,1% de hidrogênio e 45,2% de nitrogênio. Calcular a fórmula mínima.

Fórmula mínima: é calculada dividindo as porcentagens pelas massas molares dos elementos e achando os menores números inteiros da proporção.

Resolução I

Carbono: 38,7 dividido por 12 = 3,225

Hidrogênio: 16,1 dividido por 1 = 16,1

Nitrogênio: 45,2 dividido por 14 = 3,225

Dividindo todos pelo menor número (3,225) teremos a proporção => 1:5:1

Fórmula mínima: C1H5N1

Resolução II

Leitura molar: 1 mol de moléculas de CH5N é formado por 1 mol de átomos de Carbono, 5 mols de átomos de Hidrogênio e 1 mol de átomos de Nitrogênio.

Este cálculo poderia ser feito usando este conceito, ou seja se soubermos quantos mols tem de cada elemento saberemos a fórmula.

Cálculo da quantidade de mols de Carbono

1 mol ................... 12 gramas
x mols ................. 38,7 gramas

x = 3,225 mols

Cálculo da quantidade de mols de Hidrogênio

1 mol ................... 1 gramas
x mols ................. 16,1 gramas

x = 16,1 mols

Cálculo da quantidade de mols de Nitrogênio

1 mol ................... 14 gramas
x mols ................. 45,2 gramas

x = 3,225 mols

Dividindo todos pelo menor número (3,225) teremos a proporção => 1:5:1

Fórmula mínima: C₁H₅N₁

14) A análise elementar de um composto orgânico "X" revelou que 4,0g deste composto contêm 1,548g de carbono, 0,645g de hidrogênio e 1,806g de nitrogênio.

Calcular a porcentagem de cada elemento no composto e assim teremos a fórmula centesimal.

% de Carbono

4g .................. 100%

1,548g ........... x

x = 38,7%

% de Hidrogênio

4g .................. 100%

0,645g ........... x

x = 16,1%

% de Nitrogênio

4g .................. 100%

1,806g ........... x

x = 45,2%

Fórmula centesimal: C_38,7%H_16,1%N_45,2%

15) Sabendo-se que um composto mineral apresenta a seguinte composição centesimal: 27,06% de sódio; 16,47% de nitrogênio; 56,47% de oxigênio e que existe nesse composto somente um mol de sódio. Calcular a sua fórmula molecular.

Cálculo da quantidade de mols de sódio (Na):

Para o sódio(Na) 27,06% significa que cada 100 gramas do composto tem 27,06 g de sódio(Na).

1 mol .................. 23g
x mols ............... 27,06g

x = 1,17 mols de átomos de sódio

Cálculo da quantidade de mols de nitrogênio (N):

Para o Nitrogênio 16,47% significa que cada 100 gramas do composto tem 16,47 g de Nitrogênio.

1 mol ................ 14g

x mols ............. 16,47g

x = 1,17 mols de átomos de Nitrogênio.

Cálculo da quantidade de mols de oxigênio (O):

Para o Oxigênio 56,47% significa que cada 100 gramas do composto tem 56,47 g de Oxigênio.

1 mol .................... 16 g
x mols ................ 56,47g

x = 3,51 mols de átomos de Oxigênio.

Dividindo todos os valores pelo menor teremos a proporção entre os elementos.

Sódio ( Na) = 1,17 / 1,17 = 1 mol

Nitrogênio = 1,17 / 1,17 = 1 mol

Oxigênio = 3,51 / 1,17 = 3 mols

Leitura molar: 1 mol do composto é formado por 1 mol de átomos de sódio, 1 mol de átomos de nitrogênio e 3 mols de átomos de oxigênio.

Fórmula molecular é: NaNO₃

16) Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de Eucalipto para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma amostra de eucaliptol de massa total 3,16g deu sua composição como 2,46g de carbono, 0,373g de hidrogênio 0,329g de oxigênio. Determine a fórmula molecular do eucaliptol.

Se calcularmos a quantidade em mols de cada elemento teremos a proporção entre eles e se necessário for dividir pelo menor. e teremos a fórmula molecular direto.

Para o carbono (C)

1mol ............... 12g
x mols ............ 2,46g

x = 0,205mols dividido por 0,020 = 10 mols

Para o hidrogênio (H)

1mol ............... 1g
x mols ............ 0,373g

x = 0,373 mols dividido por 0,020 = 18,64 arredondando 20 mols

Para o oxigênio (O)

1mol ............... 16g
x mols ............. 0,329g

x = 0,020 mols dividido por 0,020 = 1 mols

Leitura molar: 1 mol de Eucaliptol é formado por 10 mols de carbono, 20 mols de hidrogênio e 1 mol de oxigênio.

Fórmula molecular = C₁₀H₂₀O

17) 0,75g de uma substância orgânica ternária produziram 0,448 litros de gás carbônico e 0,336 litros de vapor de água.

Calcular a fórmula ponderal e mínima.

Cálculo da massa e da composição centesimal de carbono.

1 mol de CO₂ = 44 gramas

44g ........... 22,4 L
x g ........... 0,448 L

x = 0,88g

44g ............ 12g(de carbono)
0,88g ......... x

x = 0,24 g de carbono

0,75g ......... 100%
0,24g …..... x

x = 32%

Cálculo da massa e da composição centesimal de hidrogênio.

1 mol de H₂O = 18 gramas

18 g ............... 2g
0,27g ............. x

x = 0,03 g

0,75g …………. 100%
0,03g ………..… x

x = 4%

Composição centesimal de oxigênio

100 – ( 32 + 4 ) = 64%

Cálculo da fórmula mínima

Cálculo da quantidade de mols de carbono (C)

1 mol ................. 12g
x do mol ............ 32g

x = 2,67 mols

Cálculo da quantidade de mols de hidrogênio (H)

1 mol ............... 1 g
x do mol .......... 4 g

x = 4 mols

Cálculo da quantidade de mols de oxigênio (O)

1 mol ............ 16g
x do mol ....... 64g

x = 4 mols

A proporção em moles será: 2,67 para 4 para 4

Para transformar em número inteiros vamos dividir todos pelo número menor e multiplicando por dois, teremos os números inteiros e menores.

C = 2,67 / 2,67 = 1 x 2 = 2 mols

H = 4 / 2,67 = 1,5 x 2 = 3 mols

O = 4 / 2,67 = 1,5 x 2 = 3 mols

Leitura molar: 1 mol do composto é formado por 2 mols de Carbono, 3 mols de Hidrogênio e 3 mols de Oxigênio.

Fórmula Mínima: C₂H₃O₃

18) Determinado óxido de nitrogênio é constituído de moléculas N₂O_x. Sabendo-se que 0,152g de óxido contém 1,20 . 10²¹ moléculas, a fórmula do óxido é:

Se soubermos a massa molar do óxido poderemos calcular o valor de “x”.

A massa molar, em gramas, do óxido corresponde a 6,02 . 10²³ moléculas.

0,152 g ....................... 1,20 . 10²¹moléculas
x g .............................. 6,02 . 10²³ moléculas

x = 76 g por mol

Cálculo da massa molar: (2 . 14) + (x . 16) = 76 gramas

x = 3

Leitura molar: 1 mol de moléculas do óxido é formado por 2 mols de átomos de Nitrogênio e 3 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula molecular: N₂O₃

19) A massa de 1 mol de vanilina, uma substância utilizada para dar sabor aos alimentos, é constituída por 96g de carbono, 8g de hidrogênio e 48g de oxigênio. São dadas as massas molares,em g/mol: vanilina = 152; H = 1; C = 12; O = 16. A fórmula molecular da vanilina é:

Se calcularmos a quantidade em mols de cada elemento teremos a fórmula molecular direto.

Para o carbono (C)

1mol ............... 12g
x mols ............ 96g

x = 8 mols

Para o hidrogênio (H)

1mol ............... 1g
x mols ............ 8g

x = 8 mols

Para o oxigênio (O)

1mol ............... 16g
x mols ............ 48g

x = 3 mols

Leitura molar: 1 mol de moléculas de vanilina é formada por 8 mols de átomos de carbono, 8 mols de átomos de hidrogênio e 3 mols de átomos de oxigênio.

Fórmula molecular = C₈H₈O₃

20) Um óxido de um elemento "X" tem 27,3%, em massa de "X".

Qual a fórmula desse óxido?

Dado: X = 12g/mol

Calculamos a proporção entre os elementos, dividindo a porcentagem pelas massa molares de cada elemento e depois se necessário dividindo os dois valores pelo menor deles.

Elemento “X”: 27,3 dividido por 12 = 2,275 / 2,275 = 1 mol

Oxigênio: (100 - 27,3) = 72,7 dividindo por 16 = 4,55 / 2,275 = 2 mols

Leitura Molar: 1 mol de moléculas do composto é formado pela combinação entre 1 mol de átomos de Carbono e 2 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula: CO₂

21) A pirita de ferro, conhecida como “ouro dos trouxas”. tem sua parte pura com a seguinte composição centesimal: 48,67% de Fe e 53,33% de S. Sabe-se também que 0,01 mol da substância tem massa correspondente a 1,20g. A fórmula que corresponde à pirita é:

Calculamos a proporção entre os elementos, dividindo a porcentagem pelas massa molares de cada elemento e depois se necessário dividindo os dois valores pelo menor deles.

Ferro: 48,67 dividido por 56 = 0,869 / 0,869 = 1 mol

Enxofre: 53,33 dividido por 32 = 1,667 / 0,869 = 1,92, arrendondando para 2 mols

Fórmula mínima = FeS₂

Leitura molar: 0,01 mol da substância tem massa correspondente a 1,20g, logo 1 mol terá massa igual a 120g

Massa molar do FeS₂ = (1 . 56) + (2 . 32) = 120g/mol

Fórmula molecular: é igual a fórmula mínima, pois a massa da fórmula mínima é igual a massa molar da substância.

Fórmula molecular: FeS₂

22) Uma amostra de hidrocarboneto C_xH_y, com massa igual a 1,00g, é queimada em excesso de oxigênio, fornecendo 1,80g de H₂O e 2,93 g de CO₂.
A fórmula mínima (empírica) do hidrocarboneto é:

Leitura molar: "x" mols de carbono se combinam com "y" mols de hidrogênio formando o hidrocarboneto.

Todos os carbonos são usados para formar dióxido de carbono (CO₂) e todos os hidrogênios serão usados para formar a água (H₂O), logo se soubermos quantos mols tem no dióxido de carbono, saberemos quantos mols tem de carbono no hidrocarboneto.

Cálculo da quantidade em mols de CO₂

Massa molar: (1 . 12) + (2 . 16) = 44g/mol

1mol ............ 44g
x mols ......... 2,93g

x = 0,07 mol é a quantidade em mols de CO₂ e portanto de carbono.

Cálculo da quantidade em mols de H₂O

Massa molar: (2 . 1) + (1 . 16) = 18g/mol

1mol ............ 18g
x mols ......... 1,8g

x = 0,10 mol é a quantidade em mols de H₂O e portanto a de hidrogênio será 0,20mol, pois cada mol de moléculas de água é formado por dois mols de átomos de hidrogênio.

Calculamos a proporção entre os elementos, dividindo os dois valores pelo menor.

Carbono: 0,07 dividido por 0,07 = 1 mol

Hidrogênio: 0,20 dividido por 0,07 = 2,857 arredondando 3 mols

Leitura molar: um mol de moléculas do composto é formado por 1 mol de átomos de Carbono e 3 mols de átomos de Hidrogênio.

Fórmula mínima = C₁H₃

23) Um composto possui 6 gramas de carbono combinados com 1,25 mol de átomos de hidrogênio e com 1,5 . 10²³ átomos de oxigênio. Qual será sua fórmula molecular se a massa molar é igual a 90 g/mol.

Leitura molar: a fórmula de um composto pode representar quantos mols de cada elemento participam na sua constituição, por exemplo a água é representada por uma fórmula que mostra dois mols de átomos de hidrogênio combinados com um mol de átomos de oxigênio, logo se soubermos quantos mols o composto tem de cada elemento saberemos sua fórmula.

Para o carbono (C)

1mol .......... 12g
x mols ........ 6g

x = 0,5mol

Para o oxigênio (O)

1mol ........... 6,02 . 10²³ átomos
x mols ......... 1,5 . 10²³ átomos

x = 0,25mol

O exercício já forneceu a quantidade em mols de hidrogênio, 1,25 mols de átomos, vamos transformar esta proporção em número inteiros dividindo todos pelo menor.

Para o carbono: 0,5 dividido por 0,25 = 2 mols

Para o oxigênio: 0,25 dividido por 0,25 = 1 mols

Para o hidrogênio: 1,25 dividido por 0,25 = 5 mols

Fórmula mínima: C₂H₅O

Para calcular a fórmula molecular precisamos da massa da fórmula mínima e comparar com a da fórmula molecular, assim verificamos quantas vezes maior ela é, e multiplicamos o número de átomos por esta relação.

Massa molar de C₂H₅O = (2 . 12) + (5 . 1) + 16 = 45

Massa molar da fórmula molecular é igual a 90, logo duas vezes maior e o número de elementos deve ser duas vezes maior.

Fórmula molecular = C₄H₁₀O₂

24) Certo composto contém dois átomos do elemento A para cada três átomos de enxofre. Sabendo-se que 15 gramas do composto contêm 9,6 gramas de enxofre, pode-se afirmar que a fórmula do composto é:

Fórmula usando o elemento desconhecido “A”: A₂S₃

Leitura molar: 1 mol de composto é formado por 2 mols de elemento "A" e 3 mols de enxofre(S).

Massa molar: (2 . A) + (32 . 3), observe que a massa de enxofre é igual a 96 gramas e o restante é do composto “A”.

Em 15 gramas do composto teremos 9,6 gramas de enxofre e 5,4 gramas do elemento “A”.

A massa existente de enxofre é igual a 96g dez vezes maior que 9,6, então teremos 150g como massa molar do composto e 54g como massa do elemento “A”.

Mas, existem 2 mols do elemento “A” no composto, logo sua massa molar é igual a 54g dividido por 2 que é 27g, massa molar esta do alumínio, consultada na tabela periódica.

Fórmula molecular: Al₂S₃

25) Um monoácido alifático saturado tem massa molar igual a 60. Qual sua fórmula molecular?

Os monoácidos alifáticos saturados constituem uma série homóloga cuja fórmula geral é C_nH_2nO₂.

Igualando ao valor da massa molar e substituindo os símbolos dos elementos pelas suas respectivas massas atômicas, determina-se o valor de “n”.

m_C = massa molar do Carbono

m_H = massa molar do Hidrogênio

m_O = massa molar do Oxigênio

massa molar = (n . m_C) + (2n . m_H) + (2 . m_O)

massa molar = 60 = 12n + 2n + 32

Resolvendo teremos “n” = 2

Logo, a fórmula molecular do referido ácido é:C₂H₄O₂

26) Um composto é formado por 52,9% de Alumínio e 47,1% de Oxigênio. Qual é sua fórmula?

Dado: Massa molar determinada experimentalmente igual a 102g.

A porcentagem de cada elemento no composto é o número de partes em massa de cada um em 100 partes do composto e é expressa por um número 100 vezes maior que a fração correspondente.
A soma das porcentagens de todos os componentes de um composto deve ser 100%

Por intermédio das porcentagens calculamos direto a fórmula molecular de uma substância sabendo a quantidade de mols de cada elemento que constituem a molécula da mesma.

Precisaremos calcular a quantidade de mols de cada elemento presente na fórmula da substância.

O cálculo é multiplicar a porcentagem pela massa molar da substância, dividir por 100 e depois dividir o resultado pela massa molar do elemento, dada na escala de massas na tabela periódica.

Para o Alumínio

(52,9 . 102) /100 = 54/27 = 2 mols de átomos de Alumínio.

Para o Oxigênio

(47,1 . 102) /100 = 48/16 = 3 mols de átomos de Oxigênio.

Leitura molar: 1 mol de óxido de alumínio é formado por 2 mols de Alumínio e 3 mols de Oxigênio.

Logo a fórmula é igual a Al₂O₃

27) Calcular a fórmula molecular de um composto orgânico, sabendo-se que a sua composição centesimal é a seguinte:

Carbono (C) = 40,67%

Hidrogênio (H) = 8,47%

Nitrogênio (N) = 23,73%

Massa molar determinada experimentalmente igual a 118g.

Cálculo da fórmula mínima.

Carbono(C): 12g/mol

40,67/12 =3,38; 3,38/1,69 = 2 mols

Nitrogênio(N): 14g/mol

23,73/14 = 1,69; 1,69/1,69 = 1 mol

Hidrogênio(H) = 1g/mol

8,47/1 8,47; 8,47/1,69= 5 mols

Como a soma das porcentagens não dá 100% esta faltando calcular a porcentagem de oxigênio.

%O = 100 - (40,67 + 8,47 + 23,73) = 27,13%

Oxigênio(O): 16g/mol

27,13/16 = 1,69; 1,69/1,69 = 1 mol

Leitura molar: 1 mol de moléculas do composto é formado por 2 mols de átomos de Carbono, 5 mols de átomos de Hidrogênio, 1 mol de átomos de Nitrogênio e 1 mol de átomos de Oxigênio.

Fórmula mínima: C₂H₅NO

Para calcular a fórmula molecular, que mostra a quantidade de átomos que existe na fórmula, precisamos calcular a massa representada pela fórmula mínima e depois comparar com a massa molar calculada experimentalmente.

C₂H₅NO = (2 . 12) + (5 . 1) + (1 . 14) + (1 . 16) = 59g

Como a massa molar, 118g/mol, é o dobro da massa calculada, isto mostra que o número de átomos por molécula deve ser o dobro também.

Fórmula molecular = C₄H₁₀N₂O₂

28) Determine a fórmula mínima (empírica) de um hidrocarboneto que, analisado, indicou a seguinte composição porcentual:

Carbono (C) = 85,63% ; Hidrogênio (H) = 14,37%

Carbono(C): 12,011g/mol (massa molar)

85,63/12,011 = 7,129; 7,129/7,129 = 1 mol

Hidrogênio(H): 1,008g/mol (massa molar)

14,37/1,008 = 14,26; 14,26/7,129 = 2 mols

Leitura molar: 1 mol de moléculas do composto é formado na proporção de 1 mol de átomos de Carbono e 2 mols de átomos de Hidrogênio.

A razão de átomos de hidrogênio para átomos de carbono é 2:1.

Portanto, a fórmula mínima é CH₂.

As fórmulas C₂H₄, C₃H₆; C₄H₈, etc... apresentam a mesma composição porcentual de CH₂, mas para a fórmula mínima, escolhem-se os menores inteiros possíveis.

29) Uma amostra de sulfeto impuro contém 42,34% de zinco. Determine a porcentagem de ZnS nessa amostra. A fórmula ZnS mostra que 97,44g de sulfeto de zinco contém 65,38gramas de zinco.

Porcentagem de zinco no sulfeto de zinco pode ser calculada dividindo a massa de zinco existente nele pela massa do sulfeto de zinco e depois multiplicando por 100.

65,38 / 97,44= 0,671 . 100 = 67,1%

Se a amostra fosse 100% de ZnS, conteria 67,1% de zinco.

Porém, como contém apenas 42,34% de zinco, ela será.

(42,34 / 67,10) x 100 = 63,10% pura em ZnS

30) Determine a fórmula porcentual de um óxido de cobre, partindo-se 3,178 gramas de cobre metálico e depois de ter sido fortemente aquecido em presença de oxigênio, converteu-se completamente em 3,978g de óxido preto.

Precisamos da massa de cada elemento presente no óxido preto.

Massa de cobre = 3,178gramas

Massa de oxigênio = 3,978 - 3,178 = 0,800gramas

A porcentagem pode ser calculada dividindo a massa do elemento no óxido pela massa do óxido.

Porcentagem de cobre: 3,178/3,978 = 0,799 = 79,9%

Porcentagem de oxigênio: 0,8/3,978 = 0,201 = 20,1%

Verificação: 79,9 + 20,1 = 100%, logo o óxido é formado somente por cobre e oxigênio.

O óxido preto é formado por 79,9% de cobre e 20,1% de oxigênio.

31) Um composto, quando analisado, apresentou a seguinte composição porcentual:

K = 26,57%, Cr = 35,36%, O = 38,07%.

Determine a fórmula mínima ou empírica do composto.

Cálculo da fórmula mínima, que mostra a proporção entre os elementos.

Os cálculos estão baseados que cada 100gramas do composto tem uma parte, em gramas, de cada elemento, este é o significado da porcentagem.

Potássio (K): 39,10g/mol

26,57/39,10=0,68; 0,68/0,68 = 1 . 2 = 2 mols

Cromo (Cr): 52g/mol

35,36/52 = 0,68; 0,68/0,68 = 1 . 2 = 2 mols

Oxigênio (O): 16g/mol

38,07/16 = 2,379; 2,379/0,68 = 3,499 . 2 = 7 mols

Multiplicamos por dois por que a razão dos números de átomos de dois elementos num composto deve ser a razão de inteiros pequenos, de modo a satisfazer um dos postulados da teoria atômica de Dalton.

Proporção: 2:2:7

Leitura molar: 1 mol do composto é formado por 2 mols de potássio, por 2 mols de Cromo, por 7 mols de Oxigênio

Fórmula mínima: K₂Cr₂O₇

32) Um composto orgânico contém: 18,18% de carbono e 1,51% de hidrogênio. Na dosagem do iodo, pelo processo de Carius, verificou-se que 0,099g deste composto ao reagir com nitrato de prata produz 0,1175g de iodeto de prata. Qual sua fórmula mínima?

Cálculo da percentagem do iodo.

Como teoricamente todo o iodo formará iodeto de prata poderemos montar a relação.

AgI ...................... I

235g................ 127g

0,1175 g ......... xg

x = 0,0635g de iodo é a massa de iodo existente em 0,1175g de iodeto de prata e, também, em 0,099g do composto orgânico dado para analisar.

Cálculo da porcentagem de iodo no composto orgânico.

Porcentagem significa quantas partes de iodo tem em 100 partes do composto orgânico.

0,099g ............ 0,0635g

100 ................ x

x = 64,14%

A soma das porcentagens não dá 100%, isto significa que o composto apresenta também oxigênio.

100 - (18,18 + 1,51 + 64,14) = 16,17% é a porcentagem de oxigênio.

Cálculo da fórmula mínima, que mostra a proporção entre os elementos.

Carbono: 18,18/12 = 1,51; 1,51/0,5 = 3 mols

Hidrogênio: 1,51/1=1,51; 1,51/0,5 = 3 mols

Iodo: 64,14/127 = 0,50; 0,05/0,50 = 1 mol

Oxigênio: 16,17/16 = 1,01; 1,01/0,5 = 2 mols

Leitura molar: 1 mol de moléculas do composto é formado por 3 mols de átomos de Carbono, 3 mols de átomos de Hidrogênio, 1 mol de átomos de Iodo e 2 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula mínima = C₃H₃I O₂

33) Um composto orgânico apresenta a seguinte composição centesimal: C= 65,30% ; H = 3,40% ; N = 9,525%

Calcular a sua fórmula molecular, sabendo-se que a sua massa molar é 147g.

Cálculo da quantidade de mols de carbono

1 mol ............... 12 g

x do mol .......... 65,30g

x = 5,44 mols

Cálculo da quantidade de mols de hidrogênio

1 mol ............. 1 g

x do mol ........ 3,40g

x = 3,40 mols

Cálculo da quantidade de mols de nitrogênio

1 mol ............ 14g

x do mol ....... 9,525

x = 0,68 mols

Cálculo da quantidade de mols de oxigênio

Como a soma das porcentagens não é 100% o que falta deve ser de oxigênio.

%oxigênio = 100 – ( 65,30 + 3,40 + 9,52 ) = 21,78%

1 mol ............... 16g

x do mol .......... 21,78g

x = 1,36 mols

A relação ficou: 5,44 : 3,40 : 0,68 : 1,36

Dividindo todos os valores pelo menor deles, teremos: 7,94 : 5,00 : 1 : 2 , proporção aproximada: 8 : 5 : 1 : 2

Fórmula Mínima: C₈H₅N₁O₂

Cálculo da fórmula molecular.

Para este cálculo devemos levar em consideração a massa molecular calculada experimentalmente, verificar quantas vezes esta massa é maior que a massa da fórmula mínima e multiplicar esta fórmula por este resultado.

Cálculo da massa da fórmula mínima: C₈H₅N₁O₂

( 8 . 12) + ( 5 . 1 ) + ( 1 . 14 0 + ( 2 . 16 ) = 147

Leitura molar: 1 mol do composto é formado 8 mols de átomos de Carbono, 5 mols de átomos de Hidrogênio, 1 mol de átomos de Nitrogênio, 2 mols de átomos de Oxigênio.

Fórmula molecular é igual a mínima: C₈H₅N₁O₂

34) A análise elementar quantitativa de um composto orgânico nitrogenado "A" forneceu o seguinte resultado: 0,365g de "A" deram por combustão 0,66g de gás carbônico e 0,315g de água.

0,146g de "A" deram por combustão 23,6 cm³ de nitrogênio medidos a 14 ^oC e 760 mm de Hg ( já descontada a pressão devida a tensão de vapor da água). A massa molar de "A", determinada pelo processo ebuliométrico é 73g.

Calcular a fórmula molecular de "A"

Cálculo da massa e da composição centesimal de carbono (C)

1 mol de CO₂ = 44g

44g ................ 12g de carbono

0,66 g ............ x

x = 0,18g

0,365g ........ 100%

0,18g …....... x

x = 49,31%

Cálculo da massa e da composição centesimal de hidrogênio (H)

1 mol de H₂O = 18 g

18g .................. 2g de hidrogênio

0,315g ............. x

x = 0,035g

0,365g ............ 0,035g

100g ............... x

x = 9,58%

Cálculo da massa e da composição centesimal de nitrogênio (N)

Precisamos passar os valores para as CNTP.

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂

(760 . V₁) / 273 = ( 760 . 23,6) / 287

V₁ = 0,2240 litros

28g ............... 22,4L

x g ............... 0,2240L

x = 0,028g de nitrogênio é a massa existente nos 23,6 cm³ e, também, em 0,146g de A, logo:

0,146g ............. 100%

0,028g …….…. x

x = 19,17%

Portanto o composto A possui: 49,31% de carbono ; 9,58% de hidrogênio ; 19,17% de nitrogênio. Somando não da 100% isto significa que ainda tem oxigênio na sua composição.

% de O = 100 – ( 49,31 + 9,58 + 19,17) = 21,94%

x = 21,94%

Cálculo da fórmula mínima

Cálculo da quantidade de mols de carbono (C)

1 mol ............... 12g

x do mol ......... 49,31g (em 100g do composto)

x = 4,10 mols

Cálculo da quantidade de mols de hidrogênio (H)

1 mol ............... 1g

x do mol ......... 9,58g (em 100g do composto)

x = 9,58 mols

Cálculo da quantidade de mols de nitrogênio (N)

1 mol ............... 14g

x do mol ......... 19,17g (em 100g do composto)

x = 1,36 mols

Cálculo da quantidade de mols de oxigênio (O)

1 mol ............... 16g

x do mol ......... 21,94g (em 100g do composto)

x = 1,37 mols

Dividindo todos pelo menor valor (1,36) teremos a proporção aproximada: 3:7:1:1

Fórmula mínima: C₃H₇NO

Massa molar: (3 . 12) + (7 . 1) + (1 . 14) + (1 . 16) = 73g/mol

Fórmula molecular é igual a fórmula mínima, pois as massas molares são iguais.

Leitura molar: 1 mol do composto é formado por 3 mols de átomos de Carbono, 7 mos de átomos de Hidrogênio, 1 mol de átomos de Nitrogênio e 1 mol de átomos de Oxigênio.

Fórmula molecular: C₃H₇NO

CÁLCULOS SEM REAÇÃO

2023-05-17T14:36:00.012-03:00

(UFRGS 2020) O ácido cítrico, presente em quase todos os seres vivos, é um ácido fraco, encontrado em grande quantidade nas chamadas frutas cítricas. Sabe-se que sua massa molar é 192 g mol^-1 e que a sua composição percentual em massa é de 37,5% de carbono, 58,3% de oxigênio e o restante de hidrogênio. Sua fórmula molecular é, portanto,

(A) C₅H₅O₇. (B) C₅H₆O₇. (C) C₆H₈O₇.

(D) C₆H₉O₈. (E) C₇H₁₂O₆.

Resumos dos conteúdos solicitados

Composição percentual(centesimal): representa a parte de um elemento por 100 partes do composto.

37,5% de Carbono: significa que em cada 100 gramas de ácido cítrico teremos 37,5 gramas de Oxigênio

58,3% de Carbono: significa que em cada 100 gramas de ácido cítrico teremos 58,3 gramas de Carbono.

Resolução

Como a massa molar foi fornecida ela corresponde a 100% da massa do composto, então basta calcular a massa considerando a porcentagem de cada elemento.

Carbono: 192g ............ 100%

X g ............ 37,5%

X = 72 gramas

A massa molar do Carbono é 12gramas, logo em 72 gramas teremos quantos mols de Carbono

1 mol ................... 12g

X mols .................. 72g

X = 6 mols de Carbono, representado na fórmula assim: C₆

Oxigênio: 192g ............ 100%

X g ............. 58,3%

X = 111,9 gramas

A massa molar do Oxigênio é 16gramas, logo em 52,47 gramas teremos quantos mols de Carbono

1 mol ................... 16g

X mols .................. 111,9g

X = 7 mols de Oxigênio, representado na fórmula assim: O₇

OBS: Não precisava fazer o Hidrogênio pelas alternativas dadas.

Fórmula molecular = C₆H₈O₇

Resposta: letra C

01) Em 2012, após décadas de pesquisas, cientistas anunciaram, na Suíça, terem detectado uma partícula compatível com o denominado bóson de Higgs, partícula que dá origem à massa. Essa partícula foi detectada no maior acelerador de partículas do mundo, o Large Hadron Collider (LHC), onde são realizadas experiências que consistem em acelerar, em direções opostas, feixes de prótons em velocidades próximas à da luz, fazendo-os colidirem entre si para provocar sua decomposição. Nos experimentos realizados no LHC, são injetados, no acelerador, feixes contendo cerca de 100 bilhões de prótons, obtidos da ruptura de átomos de hidrogênio. Para obter 100 bilhões de prótons, é necessária uma quantidade de átomos de hidrogênio, em mols, de aproximadamente,

Resumo teórico

Cada átomo de hidrogênio é formado por 1 próton e cada mol de átomos de hidrogênio é formado por 1 mol ou 6,02 .10²³ prótons.

100 bilhões de prótons é igual a 100 . 10⁹ prótons ou 1 .10¹¹ prótons

Resolução do exercício

1 mol de átomos ................ 6,02 .10²³ prótons
x mols de átomos .............. 1 .10¹¹prótons

x = 1,66 . 10^-13 mols de átomos de hidrogênio

02) A hemoglobina é uma metaloproteína que contém 0,35% de Fe em massa. Ela está presente nos glóbulos vermelhos e permite o transporte de oxigênio pelo sistema circulatório. Sabendo-se que a molécula de hemoglobina contém 4 átomos de Fe, sua massa molar é de aproximadamente

Resumo teórico e resolução do exercício

Precisamos calcular a massa de ferro que corresponde a 035% da hemoglobina e depois achar o valor para 100% que será a massa molar de hemoglobina.

6,02 . 10²³ átomos de ferro ............. 56 gramas(tabela periódica)
4 átomos de ferro ........................... x gramas

x = 37,2 . 10^-23 gramas de ferro é o que contém cada molécula de hemoglobina.

Lembrando que 1 mol de moléculas de hemoglobina é igual a
6,02 . 10²³ moléculas e queremos calcular a massa molar da hemoglobina.

hemoglobina ferro
1 molécula .................................. 37,2 . 10^-23 gramas
6,02 . 10²³ moléculas ................... x gramas

x = 224 gramas de átomos de ferro que corresponde a 0,35% da hemoglobina

Cálculo da massa molar da hemoglobina que será 100%.

224gramas ............... 0,35%
x gramas .................. 100%

x = 64.000 gramas

03) Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO₂ durante a queima de combustíveis fósseis para geração de energia.

O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 25ºC (ΔH ) do metano, do butano e do octano.

Composto / Fórmula molecular / Massa molar (g/mol) / ΔH (kJ/mol)

Metano CH₄ 16 - 890

Butano C₄H₁₀ 58 - 2.878

Octano C₈H₁₈ 114 - 5.471

À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce a importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de gás carbônico (CO₂) gerado, a ordem crescente desses três combustíveis é:

Resumo teórico e resolução do exercício

Na reação de combustão completa todos os carbonos do hidrocarboneto formarão gás carbônico após reagir com o oxigênio, ou seja: o metano (CH₄) formará um mol de gás carbônico, o butano (C₄H₁₀) formará 4 mols de gás carbônico e o Octano (C₈H₁₈) formará 8 mols de gás carbônico.

Metano => ΔH = - 890 kJ/mol: significa que na combustão ocorre liberação de 890 quilojoules por mol de metano queimado ou por mol de gás carbônico produzido.

Calor obtido = -890 / 1 = - 890 kJ: significa que libera 890 quilojoules por mol de gás carbônico formado.

Butano => ΔH = - 2.878 kJ/mol: significa que na combustão ocorre liberação de 2.878 quilojoules por mol de butano queimado ou ao formar 4 mols de gás carbônico, logo para calcular por mol basta dividir o valor da energia liberada por 4.

Calor obtido = -2.878 / 4 = -719,5 kJ: significa que libera 719,5 quilojoules por mol de gás carbônico formado.

Octano => ΔH = - 5.471 kJ/mol: significa que na combustão ocorre liberação de 5.471 quilojoules por mol de octano queimado ou ao formar 8 mols de gás carbônico, logo para calcular por mol basta dividir o valor da energia liberada por 8.

Calor obtido = -5.471 / 8 = 683,9 kJ: significa que libera 683,9 quilojoules por mol de gás carbônico formado.

A ordem crescente é: gasolina(octano), GLP(butano) e gás natural(metano).

04) Que massa, em gramas, de gás hidrogênio nas CNTP poderia estar contido num recipiente que comporta 4,0 gramas de gás oxigênio nas CNTP ?

Resumo teórico

Lembrando que: um mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume medido de 22,4 litros, ou seja quantidades iguais, em mols ou partículas, ocupam volumes iguais.

Logo o número de mols dos dois gases no recipiente deve ser o mesmo para ocupar o mesmo volume.

Resolução do exercício

Cálculo do número de mols do gás oxigênio.

1 mol ............... 32gramas
x mols ............. 4 gramas

x = 0,125 mols de gás oxigênio, que é igual a quantidade, em mols, de gás hidrogênio.

Cálculo da massa, em gramas, de gás hidrogênio igual a 0,125 mols.

1 mol ...................... 2 gramas
0,125 mols ............ x gramas

x = 0,25 gramas

05) Calcule o volume ocupado por 11 gramas de óxido nitroso, N₂O, nas CNTP.

Resumo teórico

Lembrando que um mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume medido de 22,4 litros.

Massa molar do óxido nitroso: N₂O = (2 . 14) + (1 .16) = 44 gramas/mol

Resolução do exercício

Cálculo do volume ocupado por 11 gramas.

44 gramas ............... 22,4 litros
11 gramas ............... x litros

x = 5,6 litros

06) Se 200 centímetros cúbicos de um gás tem massa igual a 0,268 gramas, nas CNTP, qual será sua massa molar?

Resumo teórico

Lembrando que um mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume medido de 22,4 litros.

Massa molar: é a massa de um mol da substância que ocupa, nas CNTP, 22,4 litros ou 22.400 mililitros ou 22.400 centímetros cúbicos.

Resolução do exercício

Cálculo da massa molar

0,268 gramas ............... 200 cm³
x gramas ...................... 22.400 cm³
x = 30 gramas

07) Um meteorito de ferro foi analisado em termos do seu conteúdo de argônio isotópico. A quantidade de argônio-36 foi de 0,200 centímetros cúbicos (CNTP) por quilograma de meteorito. Se cada átomo de argônio-36 foi formado por um único evento cósmico, quantos de tais eventos devem ter ocorrido por quilograma de meteorito?

Resumo teórico

Sabemos que 6,02 . 10²³átomos de argônio, nas CNTP, ocupam um volume medido de 22,4 litros ou 22.400 mililitros ou 22.400 centímetros cúbicos.

Resolução do exercício

6,02 . 10²³ átomos ............... 22.400 cm³
x átomos ............................. 0,200 cm³

x = 5,4 . 10¹⁵átomos

Como cada átomo foi formado por um único evento o número de átomos será igual ao número de eventos ou seja 5,4 . 10¹⁵eventos.

08) Um quilograma de carvão antracita, quando queimado, liberou cerca de 7.300 quilocalorias. Que quantidade deste carvão, em gramas, será necessária para aquecer 4 quilogramas de água da temperatura ambiente (20^oC) até o ponto de ebulição( à pressão de 1 atm), assumindo que todo o calor é aproveitável.

Resumo teórico

Cálculo da energia necessária para elevar a temperatura da água de 20^oC a 100^oC usando a expressão física: Q = m.C.∆H

Resolução do exercício

Q = (4Kg) . 1kcal/(kg.K) . (100 - 20) K = 320 kcal

Cálculo da quantidade de carvão a ser queimada.

1 kg ................ 7.300Kcal
x kg ................ 320Kcal

x = 0,044kg = 44gramas

09) Hexafluoreto de urânio, UF₆, é usado num processo de difusão gasosa para separar os isótopos de urânio. Quantos quilogramas de urânio elementar podem ser convertidos a UF₆ por quilograma de flúor combinado.

Resumo teórico

Para a formação de um mol do hexafluoreto de urânio(UF₆) precisamos de 238 gramas(tabela periódica) de urânio e 114 (6 . 19) gramas de flúor.

Precisamos calcular quantos quilogramas de urânio serão necessários para formar hexafluoreto de urânio que apresenta um quilograma(1.000gramas) de flúor na sua composição.

Resolução do exercício

238g de Urânio ................ 114 g de Flúor
x g de Urânio ..................... 1.000 g de Flúor

x = 2090gramas ou 2,09 quilogramas de urânio

10) Muitas espécies de animais têm órgãos olfativos de notável sensibilidade. Por exemplo, certo tipo de salmão é capaz de perceber a presença, na água, de 2-feniletanol (C₆H₅CH₂CH₂OH) em concentração tão baixa quanto 3,66 gramas em 100 trilhões(1 .10¹⁴) de litros de água. Considerando-se a constante de Avogadro igual a 6,0 . 10²³, indique o número de moléculas de 2-feniletanol por litro de água.

Resumo teórico

Precisamos transformar 3,66 gramas de 2-feniletanol em número de moléculas.

Sabemos que um mol(massa molar) de qualquer substância corresponde a
6,0 .10²³partículas, nesse caso moléculas.

Resolução teórico

Cálculo da massa molar do 2-feniletanol.

C₆H₅CH₂CH₂OH = C₈H₁₀O = (8 .12) + (10 .1) + (1 . 16) = 122 gramas/mol

Cálculo do número de moléculas correspondente a 3,66 gramas.

122 gramas ............... 6,0 . 10²³moléculas.

3,66 gramas .............. x

x = 0,18 . 10²³ = 1,8 . 10²², este é o número de moléculas dissolvidas em 100 trilhões de litros de água.

Cálculo do número de moléculas dissolvidas por litro de água.

1,8 . 10²² moléculas ................... 1 .10¹⁴ litros

x moléculas ................................ 1 litro

x = 1,8 . 10⁸ moléculas

11) Calcular o número de íons existentes em 20 gramas de brometo de cálcio.

Resumo teórico

Fórmula do brometo de cálcio => CaBr₂

Dissociação quando dissolvido na água.

CaBr_2(aq) => Ca⁺²_(aq) + 2Br^1-_(aq)

Leitura iônica: 1mol(1 .6,0 .10²³) de brometo de cálcio ao ser dissolvido na água se dissocia em 1mol (1 .6,0 .10²³) de íons cálcio e 2mols (2 .6,0 .10²³) de íons brometo, ou seja totalizando 3mols(3 .6,0 .10²³) de íons.

Resolução do exercício

Massa molar do CaBr₂ = ( 1 .40) + (2 .80) = 200 gramas

Cálculo da quantidade total de íons em 20 gramas

200g ................... 3 .6,0 .10²³íons
20g ..................... x

x = 18,06 .10²³ íons

12) No rótulo de uma garrafa água mineral, constam as seguintes informações.

Água mineral fluoretada / Contém 0,09mg/L de fluoreto / Beba pelo menos 2 litros de água por dia para uma hidratação adequada.

A quantidade de matéria, em mols, de fluoreto ingerida diariamente por uma pessoa que bebeu a quantidade indicada no rótulo foi aproximadamente de:

Resumo teórico

Leitura mássica: 0,09mg/L significa que cada litro de água mineral fluoretada temos dissolvidos 0,09 miligramas de íons fluoreto, logo precisamos calcular a quantidade para 2 litros.

Resolução do exercício

1 litro .............. 0,09mg
2 litros ............ x

x = 0,18miligramas

A pergunta é quantidade de matéria, em mols.

Massa molar do ion fluoreto = 19 gramas = 19.000 miligramas

1 mol ................. 19.000 mg
x mols ................ 0,18mg

x = 9,5 .10^-6 mol

13) Um litro de nitrogênio líquido foi colocado num recipiente de 30litros, que foi imediatamente fechado. Após a vaporização do nitrogênio líquido, a temperatura do sistema era de 27^oC. Qual a massa de nitrogênio colocada no recipiente?

Dados: densidade do nitrogênio líquido = 0,81g/cm³, massa molar = 28g/mol.

Resumo teórico

Leitura da densidade: cada centímetro cúbico de nitrogênio líquido tem massa igual a 0,81gramas.

1litro = 1000mililitros = 1000centímetros cúbicos.

Resolução do exercício

Massa de nitrogênio = 1000 x 0,81 = 810gramas

14) A massa de etanol que deve ser adicionada a 64 g de metanol para preparar uma mistura que contenha o mesmo número de moléculas de ambos os álcoois é?

Calcular o número de moléculas contidas em 64 gramas de metanol.

Resumo teórico e resolução do exercício

Fórmula: CH₃OH = 32 g / mol

6,02 .10²³ moléculas ……. 32 g

x moléculas …................... 64 g

x = 12,04 .10²³ moléculas

Este e o número de moléculas de metanol e de etanol, pois o teste diz serem iguais.

Cálculo da massa de etanol

Fórmula: CH₃CH₂OH = 46 g/mol

6,02 .10²³ moléculas ….… 46 g

12,04 .10²³ moléculas ...... x

x = 92 gramas

15) No ar poluído de uma cidade, detectou-se uma concentração de dióxido de nitrogênio (NO₂) igual a 10^–8 mol/L. Supondo que uma pessoa inale 3 litros de ar, o número de moléculas de NO₂ por ela inalada:

Resumo teórico e resolução do exercício

Precisamos saber quantos mols de dióxido de nitrogênio foi ingerido.

10^–8 mol ............ 1 litro

x mol ................. 3 litros

x = 3 . 10^–8 mol

Agora usando a relação 1mol = 6,02 .10²³ moléculas calculamos quantas moléculas tem em 3 .10^–8 mol.

1mol ................................ 6,02 .10²³ moléculas

3 .10^–8 mol ..................... x moléculas

x = 1,806 .10¹⁶ moléculas

16) Dentre os cinco gases a seguir: butano, flúor, hidrogênio, trióxido de enxofre e monóxido de carbono, o que ocupa o maior volume nas CNTP considerando-se amostras com 1grama de massa é o:

Resumo teórico

Primeiro precisamos determinar a fórmula de cada gás, depois calculamos o volume correspondente a 1grama nas CNTP.

Butano: C₄H₁₀ = 58g / mol

Resolução do exercício

58g .............. 22,4L

1g ................ x L

x = 0,39 litros

Flúor: F₂ = 38g / mol

38g ............. 22,4 L

1g ............... x L

x = 0,59 litros

Hidrogênio: H₂ = 2g / mol

2g ................ 22,4L

1g ............... x L

x = 11,2 litros

17) Estima-se que a usina termoelétrica que se pretende construir em cidade próxima a Campinas, e que funcionará à base de resíduos da destilação do petróleo, poderá lançar na atmosfera, diariamente, cerca de 250 toneladas de SO₂‚ gasoso. Quantas toneladas de enxofre estão contidas nessa massa de SO₂?

Resumo teórico

Leitura molar: um mol de dióxido de enxofre (SO₂) é formado por um mol de enxofre ou 64 gramas de dióxido de enxofre (SO₂) é formado por 32 gramas de enxofre.

Lembrando: uma tonelada = 1000Kg = 1.000.000g

Resolução do exercício

Logo 250 toneladas = 250.000.000gramas = 2,5 .10⁸g

64g .................... 32g
2,5 .10⁸g ........... x g

x = 1,25 .10⁸g = 125 toneladas

18) Tendo-se uma molécula de ciclopropano (C₃H₆) pede-se calcular a massa, em gramas, de carbono e de hidrogênio que formam esta molécula.

Resumo teórico

Leitura molar: um mol (6,02 .10²³) moléculas de ciclopropano é formada por três mols (3 . 12g) de átomos de carbonos e seis mols (6 . 1g) de átomos de hidrogênio.

Resolução do exercício

Massa molar: (3 . 12) + (6 . 1) = 42gramas por mol

Massa de carbono é 36gramas e corresponde a 3mols de átomos ou 3 .6,02 .10²³ átomos.

Como cada molécula é formada por três átomos de carbono, calculamos a massa destes três átomos.

3 . 6,02 .10²³ átomos ................ 36g
3 átomos ................................... x

x = 5,98 .10^-23 gramas

Massa de hidrogênio é 6gramas e corresponde a 6mols de átomos de hidrogênio ou 6 . 6,02 .10²³ átomos.

Como cada molécula de ciclopropano é formada por seis átomos de hidrogênio, calculamos a massa destes seis átomos.

6 . 6,02 .10²³ átomos ................ 6g
6 átomos ...................................... x

x = 0,996 .10^-23 gramas

18) Uma mistura gasosa contém 9,03 .10²³ moléculas de gás carbônico e 15,05 .10²³ moléculas de gás neônio. Qual será o volume da mistura nas CNTP?

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol (6,02 .10²³) de partículas de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume de 22,4litros.

Resolução do exercício

Para o gás carbônico teremos.

6,02 .10²³ moléculas ..................... 22,4L
9,03 .10²³ moléculas .................... x

x = 33,6 litros

Para o gás neônio teremos.

6,02 .10²³ moléculas ..................... 22,4L
15,05 .10²³ moléculas .................. x

x = 56litros

Volume total = 56 + 33,6 = 89,6litros

19) Qual a massa total, em gramas, da mistura de:

a) 0,10 mols de átomos de alumínio com, 0,80g de alumínio com e com 10²³átomos de alumínio?

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de átomos de alumínio tem massa igual a 27 gramas e corresponde a 6,02 . 10²³átomos.

Resolução do exercício

a) 0,10mol é a massa de um mol dividido por dez = 2,7 gramas

b) massa igual a 0,8gramas

c) 10²³átomos

6,02 . 10²³átomos ................. 27g

1 . 10²³átomos ....................... xg

x = 4,5 gramas

Massa total = 2,7 + 0,8 + 4,5 = 8 gramas

20) Estudos apontam que a amônia presente na fumaça do cigarro aumenta os níveis de absorção de nicotina pelo organismo. Nos cigarros canadenses, por exemplo, os níveis de amônia (NH₃) são por volta de 8,5 mg por cigarro. Calcular o número aproximado de moléculas NH₃ na fumaça emitida pela queima de um cigarro canadense.

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de amônia (6,02 .10²³) moléculas tem massa igual a 17g, veja cálculo abaixo.

Lembre: o prefixo “mili” significa dividir por 1000

Resolução do exercício

Massa molar da amônia ( NH₃ ) = (1 . 14) + (3 . 1) = 17gramas por mol

17g ............................ 6,02 .10²³moléculas
8,5 .10^-3g .................. x moléculas

x = 3,01 .10²⁰ moléculas

Resolução alternativa por análise dimensional

Na análise dimensional as igualdades ou proporções são representadas por frações que se multiplicam entre si ou com dados solicitados no exercício e no final das multiplicações a unidade solicitada deverá aparecer sozinha.

Unidade solicitada: moléculas de amônia

21) Quantas moléculas de gás nitrogênio (N₂) devem ser introduzidas em um recipiente de 4,48 L na temperatura de 0^oC para que a pressão gasosa seja de 760 mm de Hg?

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol ( 6,02 .10²³) moléculas de gás nitrogênio nas CNTP ocupam um volume de 22,4 litros.

Lembre que: Condições Normais de Temperatura (0^oC) e Pressão (1atm = 760mm de Hg).

Resolução do exercício

6,02 .10²³moléculas ............... 22,4L
x moléculas ............................. 4,48L

x = 1,2 .10²³ moléculas

Resolução alternativa por análise dimensional

Unidade solicitada: moléculas de gás nitrogênio.

22) Determinado óxido de nitrogênio é constituído de moléculas de N₂O_x. Sabendo-se que 0,152g do óxido contém 1,20 .10²¹moléculas o valor de "x" é:

Resumo teórico

Leitura molar: 1mol deste óxido de nitrogênio é formado por 2 mols de átomos de nitrogênio e "x" mols de átomos de oxigênio.

Massa molar: (2 . 14) + ( x . 16) = 28 + 16x

O objetivo é descobrir o valor do "x" que é o número de átomos de oxigênio que formam 1 mol ou 6,02 .10²³moléculas do óxido.

Resolução do exercício

0,152g ............................ 1,20 .10²¹moléculas

(massa molar)g ............ 6,02 .10²³moléculas

Massa molar = 76 gramas

Resolução alternativa por análise dimensional

Unidade solicitada: massa molar do óxido de nitrogênio

Usando a massa molar achamos o "x"

28g + 16x = 76g

x = 3, logo a fórmula é: N2O3

23) Determinado óxido de nitrogênio é constituído de moléculas de N₂O_x. Sabendo-se que 0,152g do óxido contém 1,20 .10²¹moléculas o valor de "x" é:

Resumo teórico

Leitura molar: 1mol deste óxido de nitrogênio é formado por 2 mols de átomos de nitrogênio e "x" mols de átomos de oxigênio.

O objetivo é descobrir o valor do "x" que é o número de átomos de oxigênio que formam 1 mol ou 6,02 .10²³moléculas do óxido.

Resolução do exercício

Massa molar: (2 . 14) + ( x . 16) = 28 + 16x

0,152g ............................ 1,20 .10²¹moléculas

(massa molar)g ............ 6,02 .10²³moléculas

Massa molar = 76 gramas

Resolução alternativa por análise dimensional

Unidade solicitada: massa molar do óxido de nitrogênio

Usando a massa molar achamos o "x"

28g + 16x = 76g

x = 3, logo a fórmula é: N₂O₃

24) Uma família de 3 pessoas gasta um bujão de gás butano (C₄H₁₀) de 13 kg por mês (trinta dias) no preparo de suas refeições. Calcule o número de mols aproximado gasto por dia, por pessoa.

Resumo teórico

Leitura molar: 1mol de butano tem massa igual a 58gramas, observe cálculo abaixo.

Lembre que o prefixo “kilo” significa multiplicar por 1000

Resolução do exercício

Massa molar (C₄H₁₀) = (12 . 4) + (1 . 10) = 58gramas por mol

1mol .................. 58gramas

x mol ................. 13.000gramas

x = 224 mol por mês

Mol por dia e por pessoa = 224 dividido por 30 e por 3

Mol por dia e por pessoa = 2,5mol

25) Sabe-se que uma solução de cloreto ferro III em água contém 0,6 mol de íons cloreto. Quantos mols de cloreto de ferro III (FeCl₃) existem dissolvidos na água?

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar: 3 mols de íons cloreto se unem com 1 mol de íons férricos para formar 1mol de cloreto de ferro III e seguindo a proporção teremos 0,6mols de íons cloreto são usados para formar 0,2mols de cloreto de ferro III.

Pela equação de dissociação.

1 FeCl₃ => 1 Fe³⁺ + 3 Cl^1-

1 mol ......... 1 mol ....... 3 mols

x mol ......................... 0,6mol

x = 0,2mol

26) Quantas moléculas estão contidas em 112 mililitros de gás amoníaco (NH₃).

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de gás amoníaco é formado por 6,02 . 10²³ moléculas e ocupa nas CNTP um volume igual a 22,4 litros.

Lembrando que o prefixo "mili" significa dividir por 1000.

Resolução do exercício

6,02 .10²³ moléculas ................ 22,4L
x moléculas .............................. 0,112L

x = 3,01 .10²¹ moléculas

27) O silício é utilizado na elaboração de componentes eletrônicos. Calcule quantos átomos de silício há em um cristal de 56miligramas desse elemento.

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de silício ou 6,02 .10²³ átomos de silício tem massa igual a 28 gramas.

Lembrando que o radical “mili” significa dividir por 1000.

Resolução do exercício

28g ......................... 6,02 .10²³átomos
0,056g .................... x átomos

x = 1,2 .10²¹átomos

28) O número de elétrons existentes em 1 mol de hélio é aproximadamente igual a:

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar: 1 mol de átomos de hélio é formado por 2 mols de elétrons.

Logo 2 mols de elétrons é igual a 2 . 6,02 .10²³ elétrons = 12,04 .10²³ elétrons

29) Efetuar as seguintes transformações

a) 20g de sulfato de ferro III para mols

Fórmula: Fe₂(SO₄)₃

Massa molar: (2 . 56) + (3 . 32) + (12 . 16) = 400 gramas por mol

Leitura molar: 1 mol de sulfato de ferro III tem massa igual a 400gramas

1mol ............. 400g
x mol ............ 20g

x = 0,05mol

b) 3,5 mols de brometo de cálcio para gramas

Fórmula: CaBr₂

Massa molar: (1 . 40) + (2 . 80) = 200 gramas por mol

Leitura molar: 1 mol de brometo de cálcio tem massa igual a 200 gramas

1mol ................ 200g
3,5mols .......... x

x = 700gramas

30) Quantas gramas de enxofre existem em 2 mols de tiossulfato de sódio, cuja fórmula é Na₂S₂O₃.

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de tiossulfato de sódio é formado por 2 mols de enxofre ou 64gramas.

Massa molar do enxofre: 32 gramas por mol

Resolução do exercício

tiossulfato ............... enxofre
1 mol ..................... 64 gramas
2 mols ................... x gramas

x = 128 gramas

Logo 2 mols de tiossulfato de sódio é formado por 128 gramas de enxofre.

31) Que massa de ferro existe em 0,5 toneladas de magnetita, contendo 90% de óxido salino de ferro (Fe₃O₄)?

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo da pureza: 90% significa que em 100 kilogramas de magnetita existem 90 kilogramas de Fe₃O₄.

100kg ............... 90kg

500kg ................ x

x = 450kg é a massa de Fe₃O₄ na magnetita.

Leitura molar: 1 mol de Fe₃O₄ é formado por 3 mols de ferro.

Massa molar do Fe₃O₄=(3 . 56) + (4 . 16) = 232gramas por mol.

Massa molar do ferro = 56gramas/mol.

Logo: 232gramas de Fe₃O₄ é formado por 168gramas (3mols) de ferro.

1Fe₃O₄ ................. 3Fe

232g .................... 168g
450kg .................... x kg

x = 326kg

32) Qual a massa de alumínio existente em 60 gramas de sulfato de alumínio?

Resumo teórico

Fórmula da substância: 1Al₂(SO₄)₃

Leitura molar: 1mol de sulfato de alumínio possui 2mols de alumínio.

Resolução do exercício

Massa molar do sulfato de alumínio.

Al₂(SO₄)₃ = (2 . 27) + (3 . 32) + (12 . 16) = 342g.mol^-1

Massa molar do alumínio: 27g . mol^-1

342gramas de sulfato de alumínio tem 54 gramas( 2 . 27g ) de alumínio.

1Al₂(SO₄)₃.................. 2Al

342g ............................ 54g

60g ............................. x

x = 9,47g

33) Recentemente, na Bélgica, descobriu-se que frangos estavam contaminados com uma dioxina contendo 44% em massa, do elemento cloro. Os frangos apresentam 2,0 .10^-13 mol desse composto, por kg, que é altamente tóxico. Supondo que um adulto possa ingerir, por dia, sem perigo, no máximo 3,23 .10^-11gramas desse composto, a massa máxima diária, em kg de frango contaminado, que tal pessoa poderia consumir seria igual a:
Dados: 1 mol de dioxina contém 4 mol de átomos de cloro.

Resumo teórico

1 mol de dioxina contém 4 mols de átomos de cloro (35,5g/mol ).

Um mol de dioxina tem 142gramas de cloro e corresponde a 44% da dioxina, logo a massa molar da dioxina é:

Resolução do exercício

142gramas ........... 44%
x gramas ............. 100%

x = 322,73gramas / mol de dioxina

=> transformar a massa, em gramas, de dioxina para massa contida por kilograma de frango.

1 mol (dioxina) ............................. 322,73gramas
2 .10^-13 mol (dioxina) ................. x

x = 645,46 .10^-13gramas de dioxina por kilograma de frango

=> calcular a quantidade de frango que poderá ser ingerida por dia.
Dioxina ................... frango

645,46 .10^-13g ........ 1 kg
3,23 .10^-11g ............. x

x = 0,5 kg = 500 gramas de frango por dia.

34) Em uma amostra de 1,15g de sódio, o número de átomos é igual a:

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol = 6 .10²³ átomos de sódio e tem massa igual a 23g.

Relação número de átomos de sódio e massa.

Resolução do exercício

6 .10²³ átomos ................ 23g
x átomos .......................... 1,15g

x = 3 .10²² átomos

35) A análise de um óxido de nitrogênio revelou que este contém 11,2g de nitrogênio e 6,4g de oxigênio. A fórmula desse óxido é?

Resumo teórico

A fórmula química expressa a quantidade, em mols, de cada elemento que a constitui.

Exemplo: 1 mol de CO₂ é formado por 1 mol de átomos de Carbono e 2 mols de átomos de Oxigênio.

Resolução do exercício

Vamos calcular a quantos mols cada massa desta corresponde:

1 mol de nitrogênio ............ 14,0g
x mol de nitrogênio ............. 11,2g

x = 0,8 mol de átomos de nitrogênio

1 mol de oxigênio ................. 16g
x mol de oxigênio ................. 6,4g

x = 0,4 mol de átomos de oxigênio

Proporção de 0,8mol de nitrogênio para 0,4mol de oxigênio, ou 2mols para 1mol de átomos.

Fórmula: N₂O

36) Considerando que o volume molar em condições normais de temperatura e pressão é de 22,4 L, pode-se dizer que o volume ocupado por 11,0 g de CO₂ é de:

Resumo teórico

Leitura molar: 1mol de qualquer gás nas Condições de Normais de Temperatura e Pressão ocupam um volume de 22,4litros.

Resolução do exercício

Massa molar do CO₂ = (1 . 12) + (2 . 16) = 44gramas por mol.

44g .............. 22,4litros
11g .............. x litros

x = 5,6 litros

37) Calcular o número de moléculas que estão contidas em 450g de água.

Resumo teórico

Leitura molar: 1mol de moléculas é igual a 6,02 .10²³moléculas e tem massa igual a 18gramas.

Resolução do exercício

Massa molar = (2 .1) + (1 .16) = 18g por mol

18g .................... 6,02 .10²³moléculas
450g .................. x moléculas

x = 1,5 .10²³moléculas

38) Cerca de 18% da massa do corpo humano provém de átomos de carbono presentes em diferentes compostos. Com base nesse dado, o número de mols de átomos de carbono no corpo de um indivíduo que pesa 100 kg deve ser, aproximadamente.

Resumo teórico

Leitura molar: 12gramas é a massa correspondente a 1mol de átomos de carbono.

18% significa que em 100kilogramas, 18kg são de carbono.

12gramas ....................... 1 mol
18.000gramas ................ x mols

x = 1,5 .10³mols

39) O silício é utilizado na elaboração de componentes eletrônicos. Calcule quantos átomos de silício há em um cristal de 56mg desse elemento.

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de átomos de silício ou 6,02 . 10²³ átomos de silício tem massa igual a 28gramas. Verifique na tabela periódica.

Lembrando que o radical “mili” significa dividir por 1000.

Resolução do exercício

28g ......................... 6,02 .10²³ átomos
0,056g .................... x átomos

x = 1,2 .10²¹átomos.

40) Sabendo-se que 0,9g de glicose (C₆H₁₂O₆) por litro de sangue de um adulto é considerado normal calcule a concentração em mol/L é:

Resumo teórico e resolução do exercício

Massa molar da glicose

C₆H₁₂O₆ = (1 . 6) + (1 . 12) + (6 . 16) = 180g por mol

1 mol ................. 180gramas
x mol ................. 0,9gramas

x = 0,005 mol, é a quantidade de glicose dissolvida em um litro de sangue.

Concentração molar (Molaridade) = 0,005mol/L ou 0,005mol . L^-1

41) Peixes machos de uma certa espécie são capazes de detectar a massa de 3,66 .10^-8g de 2-fenil-etanol, substância produzida pelas fêmeas, que está dissolvida em 1 milhão de litros de água. Supondo-se diluição uniforme na água, indique o número mínimo de moléculas de 2-fenil-etanol por litro de água, detectado pelo peixe macho.
Dados: massa molar do 2-fenil-etanol é 122 gramas por mol;
Constante de Avogadro = 6,0 .10²³ moléculas por mol.

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo da massa do composto por litro de água

3,66 .10^-8 g ............... 1.000.000 litro de água
x gramas .................... 1 litro

x = 3,66 . 10^-14gramas

Cálculo do número de moléculas nesta massa

122g ......................... 6,02 .10²³ moléculas
3,66 .10^-14g ............ x moléculas

x = 1,8 .10⁸ moléculas.

42) A massa de um (1) átomo de magnésio é, em média, igual a:

Resumo teórico

Um mol de átomos de magnésio tem massa igual a 24,3 gramas e corresponde a 6,02 . 10²³ átomos de magnésio.

Resolução do exercício

6,02 . 10²³ átomos .............. 24,3g
1 átomo ................. x g

x = 4,04 . 10^-23 gramas.

43) Em uma amostra de 19,6 g de ácido fosfórico puro estão presentes quantas moléculas?

Resumo teórico

Ácido fosfórico (H₃PO₄).

Cálculo da massa molar do ácido fosfórico:

(3 . 1) + (1 . 31) + (4 . 16) = 98g / mol

Massa molar: 98g/mol, lembrando que um mol é igual a 6,02 . 10²³ moléculas.

Resolução do exercício

98g ............ 6,02 .10²³ moléculas
19,6g ......... x moléculas

x = 1,204 .10²³moléculas.

44) O cloreto de mercúrio I, também conhecido como calomelano, possui fórmula Hg₂Cl₂. O número de átomos de mercúrio existente em um mol deste composto é de aproximadamente?

Resumo teórico

Leitura molar: um mol do composto é formado por dois mols ou (2 x 6,02 .10²³ ) de átomos de mercúrio e dois mols ou (2 x 6,02 .10²³ ) de átomos de cloro.

Resolução do exercício

1 mol Hg ....................... 6,022 x10²³ átomos Hg
2 mol Hg ....................... x átomos Hg

x =2 x 6,022 x 10²³ átomos de Hg

x =12 .10²³ x 10²³ átomos de Hg

x = 1,2 .10²⁴ átomos de Hg.

45) A OMS estabeleceu que o nível máximo permissível de mercúrio por grama de cabelo, sem riscos para a saúde, é de 50 . 10^-6 g. O número de átomos de mercúrio presente nessa massa é?

Resumo teórico

Verificando na tabela periódica teremos que 1 mol de mercúrio (Hg) tem massa igual a 201 gramas e esta massa corresponde a 6,02 .10²³ átomos de mercúrio.

Resolução do exercício

201g ........................ 6,02 .10²³ átomos
50 .10^-6 g ............... x

x = 1,51 .10¹⁷átomos.

46) A quantidade de átomos de carbono presentes em 171g de sacarose é aproximadamente ?

Resumo teórico

Fórmula – C₁₂H₂₂O₁₁

Leitura Molar: 1mol de moléculas de sacarose é formado portem: 12 mols de átomos de carbono, 22 mols de átomos de hidrogênio, 11 mols de átomos de oxigênio.

Resolução do exercício

Cálculo da massa molar da sacarose:

(12 . 12) + (22 . 1) + (11 . 16) = 342g / mol

Relação estequiométrica: mol de sacarose com número de átomos de carbono.

1 mol de sacarose = 342g é formado por 12 mols = 12 . 6,02 . 10²³ átomos de carbono

342g ............... 12 . 6,02 .10²³
171g ............... x

x = 3,61 .10²⁴ átomos de carbono.

47) A dose adequada de paracetamol para uma criança com febre é de

12mg .kg^–1. Sabendo que o paracetamol de uso pediátrico tem concentração de 200 mg .mL^–1 e que 20 gotas perfazem 1mL, quantas gotas um pediatra receitaria para uma criança que pesa 30 kg?

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo de quantos miligramas a criança de 30 quilogramas deve ingerir de paracetamol.

12mg ................ 1kg

x mg ................. 30kg

x = 360 mg

Cálculo de quantos mililitros a criança deve tomar para equivaler a 360miligramas.

200mg .............. 1 ml

360mg .............. x ml

x = 1,8 ml

Cálculo de quantas gotas será equivalente a 1,8ml

1 ml ................. 20 gotas

1,8ml ............... x gotas

x = 36 gotas

48) Uma amostra do hormônio feminino estradiol, de fórmula molecular C₁₈H₂₄O₂, contêm 3,0 .10²⁰ átomos de hidrogênio. O número de átomos de carbono existentes na mesma massa de estradiol é:

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de moléculas de estradiol contêm 18 mols de átomos de carbono, 24 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de oxigênio ou 1 . 6,02 .10²³ moléculas de estradiol contêm 18 . 6,02 .10²³ átomos de carbono, 24 . 6,02 .10²³ átomos de hidrogênio e 2 . 6,02 .10²³ átomos de oxigênio.

A relação é entre número de átomos de hidrogênio e número de átomos de carbono.

Resolução do exercício

24 . 6,02 .10²³ átomos de "H" .............18 . 6,02 .10²³ átomos de "C"

3,0 .10²⁰ átomos de "H" ...................... x átomos de "C"

x = 2,25 .10²⁰ átomos de carbono.

49) Um balão de oxigênio contendo 3,01 .10²⁶ átomos foi completamente utilizado por uma equipe médica durante uma cirurgia. Admitindo-se que havia apenas gás oxigênio neste balão, a massa utilizada do referido gás foi equivalente a:

Resumo teórico: 1 mol de gás oxigênio (O2) é formado por dois mols de átomos de oxigênio ou 2 x 6,02 .10²³átomos de oxigênio e a massa correspondente é igual a 32gramas.

Resolução do exercício

2x6,02 .10²³ átomos .................. 32 gramas
3,01 .10²⁶átomos .................. x gramas

x = 8.000gramas = 8 kg

50) A descoberta dos isótopos mudou o conceito de massa atômica para uma a média ponderada (%, em massa) das massas atômicas dos isótopos naturais do elemento. A massa de um átomo de magnésio é, em média, igual a:

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar: 1mol = 6,02 .10²³ átomos de magnésio tem massa igual a 24,3 gramas.

6,02 .10²³ átomos .............. 24,3g

1 átomo ................. x g

x = 4,04 .10^-23 gramas.

51) Quantas moléculas estão contidas em 112 mililitros de gás amoníaco (NH₃) nas CNTP?

Resumo teórico e resolução do exercício

1mol de moléculas ou 6,02 .10²³ moléculas de NH₃ ocupa um volume de 22,4L ou 22.400 mililitros nas CNTP.

6,02 .10²³ moléculas ........... 22.400mL

x moléculas ........................... 112mL

x = 3,01 .10²¹ moléculas

52) Numa determinada área urbana a concentração média do agente poluente dióxido de enxofre no ar atmosférico atingiu o valor de 3,2 .10^-4 g.m^-3. Essa concentração, expressa em mol . L^-1e em moléculas . m^-3, corresponde respectivamente, a que valores:

Resumo teórico e resolução do exercício

Primeiro vamos transformar gramas para mol e depois metro cúbico para litros.

Dióxido de enxofre => SO₂ => massa molar = (1 . 32) + (2 . 16) = 64 gramas por mol.

1 mol ..................... 64 gramas
x mol .................... 3,2 .10^-4 gramas

x = 0,05 .10^-4mol, que estão contidos em um metro cúbico.

1 metro cúbico = 1000 litros

0,05 .10^-4mol ................... 1000 litros
x mol ............................... 1 litro

x = 5,0 .10^-9mol . L^-1

Segundo vamos transformar gramas para moléculas.

Lembrando que 1 mol corresponde a um número igual a 6,02 . 10²³unidades, que nesse caso são moléculas.

Usando o resultado acima teremos:

64 gramas ........................... 6,02 .10²³moléculas
3,2 .10^-4gramas .................. x moléculas

x = 3,0 .10¹⁸moléculas

Como essa massa esta contida em um metro cúbico (3,2 .10^-4 g.m^-3), o número de moléculas correspondente também estará e teremos 3,0 .10¹⁸moléculas . m^-3

CÁLCULO COM REAÇÃO

2023-05-08T10:41:00.010-03:00

(UFRGS 2023) Vários métodos têm sido empregados para a captura de CO₂ na atmosfera, com o objetivo de diminuir os danos causados pelo efeito estufa, como, por exemplo, a produção de ácido oxálico, o qual pode ser utilizado posteriormente para obtenção de compostos de alto valor agregado. Uma das rotas possíveis é a de um processo eletroquímico cuja reação total é

2CO_2(g) + H₂O₍_l₎ => H₂C₂O_4(aq) + ½O_2(g)

Considerando que o CO₂ se comporta como um gás ideal nas CNTP, a quantidade de CO₂ nessas condições, retirado da atmosfera para produção de 900 g de ácido oxálico, é, em L, aproximadamente de

A) 44. B) 88. C) 224. D) 448. E) 880.

Resolução

Leitura da equação

[2CO₂] => significa que dois mols de gás carbônico reagem com a água.

O volume de um mol de qualquer gás nas CNTP é igual a 22,4 litros, logo dois mols será o dobro, ou seja 44,8 litros

[H₂C₂O_4(aq)] => mesmo não sabendo a fórmula, por exclusão concluímos que está é a fórmula do ácido oxálico, pois deve ser produto e a outra substância produzida é o gás oxigênio.

Um mol de ácido oxálico será produzido, mas como o dado do teste fala em gramas, vamos calcular quantos gramas corresponde a um mol do ácido oxálico.

[H₂C₂O₄] = (1x2) + (2x12) + (4x16) = 80 gramas / mol

A equação mostra que 44,8litros de gás carbônico reage com a água e produz 40 gramas e ácido oxálico.

44,8 litros .............. 90 gramas

X litros ................... 900 gramas

X = 448 litros

Resposta: letra D

(UFRGS 2020) Nos aterros sanitários, o processo de biodegradação da matéria orgânica ocorre geralmente em condições anaeróbicas (em ausência de oxigênio ou de ar), produzindo gases causadores do efeito estufa, metano e gás carbônico, conforme mostrado na equação abaixo, exemplificada para a glicose.

C₆H₁₂O_6(s) => 3CH_4(g)+ 3CO_2(g)

O volume de gases do efeito estufa, gerado pela decomposição anaeróbica de 0,9 kg de glicose nas CNTP (0ºC e 1atm), será de aproximadamente

(A) 22,4 L. (B) 67,2 L. (C) 125,4 L. (D) 336,0 L. (E) 672,0 L.

Resumo teórico

Leitura da equação: 1 mol de glicose se decompõe produzindo 3 mols de CH₄ e 3 mols de CO₂, totalizando uma quantidade de gases igual a 6 mols.

Massa molar da glicose: (6x12) + (12x1) + (6x16) = 180 gramas/mol

Volume molar (CNTP) um mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume de 22,4 litros.

Resolução do teste

Teste: qual é a pergunta ? O volume de gases do efeito estufa, gerado

Qual foi o dado fornecido no teste: 0,9 kg de glicose ou 900 gramas.

A regra de três envolve massa de glicose e volume total de gases gerados.

6 mols de gases = 6 x 22,4 litros = 134,4

Massa de glicose .................. Volume total de gases

180 gramas ......................... 134,4 litros

900 gramas ......................... X litros

X= 900 x 134,4 / 180 = 672,0 L.

Resposta: letra E

01) Qual a quantidade de matéria de álcool etílico líquido, C₂H₆O_(l), que deve reagir para fornecer 12 mols de gás carbônico?

Considere esta uma reação de combustão completa.

Resumo teórico

Equação Balanceada: C₂H₆O_(l) + 3 O₂_(g)→ 2CO_2(g)+ 3 H₂O_(v)

Leitura molar: 1 mol de álcool etílico produz 2 mols de gás carbônico, assim pode-se fazer uma regra de três simples para resolver o problema:

Resolução do exercício

1 mol ................. 2 mols
x ....................... 12 mols

x = 6 mols de álcool etílico são necessários para gerar 12 mols de gás carbônico.

02) Na reação gasosa N_2(g) + H_2(g) => NH_3(g), qual o número de moléculas de gás hidrogênio (H₂) consumido, quando é produzido 340g de gás amônia(NH₃) ?

Resumo teórico

Acerto os coeficientes da equação: 1N₂ +3H₂ => 2NH₃

Leitura molar: 1 mol de gás nitrogênio rege com 3 mols de gás hidrogênio produzindo 2 mols de gás amônia ou 3 .6,02 .10²³moléculas de gás hidrogênio ao reagirem com o gás nitrogênio produzem 34 gramas de gás amônia.

Cálculo da quantidade de moléculas de gás hidrogênio que reagiram para produzir 340 gramas de gás amônia.

Resolução do exercício

3H₂ -------------<------------> 2NH₃

3 .6,02 .10²³ .............. 34g

x .................... 340g

x = 1,8 .10²⁵ moléculas de gás hidrogênio serão consumidas.

03) 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 gramas, a massa, em gramas, de W produzida na reação é igual a:

Resumo teórico

Lei da Conservação das Massas: a soma das massas dos reagentes em uma reação química deve ser igual a soma das massas dos produtos, considerando a reação ocorrendo em um sistema fechado.

Reação: X + Y => Z + W

Resolução do exercício

Massa total dos reagentes = 10 + 120 = 130 gramas

Massa total dos produtos = 3 mols de W + x gramas de Z

Massa molar de W = 20 gramas/mol, logo 3 mols tem massa igual a 60 gramas.

Massa de Z = 130 g - 60 g = 70 gramas

04) 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:

Resumo teórico e resolução do exercício

Reação envolvida: 2NaOH + CO₂ => Na₂CO₃ + 2H₂O

Massa molar das substâncias envolvidas no cálculo.

2NaOH = 2 .[(1 .23) + (1 .16) + (1 .1)] = 2 .40 = 80gramas

CO2 = (1 .12) + (2 .16) = 44 gramas

Massa de hidróxido de sódio consumida por dia

80g NaOH ............ 44g CO₂
x gramas ............. 924g CO₂

x = 1.680 gramas de NaOH, logo em 10 dias será 16.800g = 16,8 kg

05) 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:

Cl_2(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:

Resumo teórico e resolução do exercício

Massa das substâncias envolvidas seguindo os coeficientes estequiométricos da reação.

1NaClO = (1 . 23) + (1 . 35,5) + (1 .16) = 74,5 gramas

2NaOH = 2[(1 .23) + (1 . 16) + (1 .1)] = 80 gramas

Cálculo da massa de soda cáustica

Lembrando que 149Kg = 149.000 gramas

80g NaOH ............ 74,5g NaClO
x g NaOH ............. 149.000g NaClO

x = 160.000 gramas de NaOH = 160 kg

06) Qual a massa de sulfato de cálcio obtida quando se trata 37gramas de hidróxido de cálcio com um excesso de solução de ácido sulfúrico.

Resumo teórico e resolução do exercício

Reação: 1H₂SO₄ + 1Ca(OH)₂ => 1CaSO₄ + 2H₂O

A relação a ser feita é massa de sulfato de cálcio e massa de hidróxido de cálcio.

Cálculo da massa molar do sulfato de cálcio.

(1 . 40) + (1 . 32) + (4 . 16) = 136 gramas

Cálculo da massa molar do hidróxido de cálcio.

(1 . 40) + (2 . 16) + (2 . 1) = 74 gramas

74 gramas de hidróxido de cálcio reagem com ácido sulfúrico e produzem 136 gramas de sulfato de cálcio

O teste pergunta qual é a massa de sulfato de cálcio obtida quando se reage 37 gramas de hidróxido de cálcio.

Observe que 37 gramas é a metade da massa calculada de hidróxido de cálcio, logo produzirá a metade de sulfato de cálcio, ou seja, 68 gramas.

07) O dióxido de enxofre lançado na atmosfera pode provocar sérios prejuízos ambientais. Para minimizar esses efeitos, pode-se realizar o tratamento das emissões de chaminés que liberam dióxido de enxofre com uma pasta úmida de calcário, em presença de um oxidante.

Essa pasta de calcário, em contato com o dióxido de enxofre, produz a reação abaixo.

SO_2(g) + 1/2 O_2(g) + CaCO_3(s) => CaSO_4(s) + CO_2(g)

Considere que a chaminé de uma determinada indústria emite 160 quilogramas de dióxido de enxofre ao dia.

Qual a massa diária de carbonato de cálcio necessária para consumir essa quantidade de dióxido de enxofre.

Resumo teórico

A relação estequiométrica é entre a massa de dióxido de enxofre (SO₂) e a massa de carbonato de cálcio (CaCO₃).

Pela reação temos: 64 gramas de dióxido de enxofre reagem com 100 gramas de carbonato de cálcio.

Resolução do exercício

1 SO₂ ................... <------------>1 CaCO₃

64g ..................... 100g

160.000g ............. x

x = 250.000 gramas ou 250 Kg

08) Qual é a massa de ácido fosfórico utilizada na obtenção de 15,5g de fosfato de cálcio, quando o ácido se combina com excesso de solução de hidróxido de cálcio.

Resumo teórico

Reação: 2H₃PO₄ + 3Ca(OH)₂ ==> 1Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O

Relação: massa de ácido fosfórico com massa de fosfato de cálcio

2 mols de ácido fosfórico reagem com hidróxido de cálcio e forma 1 mol de fosfato de cálcio.

Resolução do exercício

Cálculo das massas molares.

Ca₃(PO₄)₂ = [(3 . 40) = (2 . 31) + (2 . 4 . 16)

Ca₃(PO₄)₂ = 310g/mol

H₃PO₄ = [(3 . 1) + (1 . 31) + (4 . 16)] = 98g/mol

2 mols ( 98 . 2 = 196g ) de ácido fosfórico reagem com hidróxido de cálcio e forma 1mol (310g) de fosfato de cálcio.

Proporção: 196g ………….. 310g

x g …………. 15,5g

x = 9,8g de fosfato de cálcio

09) A reação do alumínio com oxigênio é altamente exotérmica e pode ser representada como segue.

2Al_(s) + 3/2 O_2(g) => Al₂O_3(s)

onde a energia liberada foi igual a 1670 quilojoules ( kJ )

A quantidade de calor, expressa em kJ, liberada na combustão de 1 grama de alumínio é aproximadamente igual a :

Resumo teórico e resolução do exercício

Pela equação temos que 54 gramas (27g . 2) de alumínio ao queimar faz uma reação que libera 1670 quilojoules de energia.

Regra de três direta.

54g ........... 1670 kJ

1 g ............ x kJ

x = 31 kJ

10) Uma colônia de bactérias, presentes na água de um rio, consome completamente o composto orgânico biodegradável dodecilbenzenosulfonato de sódio, usado como tensoativo na fabricação de sabão em pó. Considerando o oxigênio gasto apenas na oxidação do carbono deste composto, para a produção de 264g de gás carbônico, a massa de oxigênio consumido, em gramas, é de aproximadamente:

Resumo teórico e resolução do exercício

Equação: 1C + 1O₂ => 1CO₂

Relação de massa: massa do oxigênio gasta e massa de gás carbônico formada.

* 1 mol (32g) de oxigênio reage com carbono e produz 1 mol (44g) de gás carbônico.

32g ………… 44g

x g ……….… 264g

x = 192g de oxigênio

11) O acionamento de air bags é efetuada através da decomposição violenta da azida de sódio, segundo a reação representada pela equação química:

NaN₃ => Na + 3/2N₂

A decomposição completa de 130g de azida de sódio produz um volume de nitrogênio, em litros, nas CNTP, aproximadamente igual a:

Resumo teórico

Relação de massa com volume

1 mol de azida de sódio se decompõe em 3/2 mol de gás nitrogênio.

65 g de azida de sódio se decompõe em [3/2 . 22,4] = 33,6litros de gás nitrogênio.

Resolução do exercício

65gramas ……….... 33,6 litros

130gramas ……….. x litros

x = 67,2 litros de nitrogênio

12) Qual volume de gás, que se obtém nas CNTP, resultante da combustão de 50 litros de gás amoníaco, sabendo que a reação produz água gasosa e um gás existente na atmosfera?

Resumo teórico

4NH_3(g) + 3O_2(g) => 6H₂O_(g) + 2N_2(g)

Relação entre volume de gás amoníaco e gás nitrogênio, que é o gás produzido.

4 mols de gás amoníaco reage completamente com oxigênio e forma 6 mols de água e 2 mols de gás nitrogênio.

89,6 (4x22,4) litros de gás amoníaco reage completamente com oxigênio e forma 134,4 (6x22,4) litros de água e 44,8 (2x22,4) litros de gás nitrogênio.

O volume de gás produzido é a soma do volume de nitrogênio e água (134,4 + 44,8), pois na temperatura da queima (combustão) a água esta no estado gasoso.

Resolução do exercício

89,6L ............... 179,2L
50L .................. x

x = 100 litros de gás, que é a mistura de gás nitrogênio e água.

13) Na combustão do ciclo hexano, qual o número de mols de oxigênio consumido, para queimar 5 mols de ciclo hexano?

Resumo teórico

1C₆H₁₂ + 9O₂ => 6CO₂ + 6H₂O

Leitura molar: um mol de ciclo hexano queima ao reagir com 9 mols de gás oxigênio.

Relação será entre mols de ciclo hexano e mols de gás oxigênio.

Resolução do exercício

1 mol ............. 9 mol

5 mol .............. x mol

x = 45 mols de gás oxigênio

14) Quando o cobre metálico é atacado por solução de ácido sulfúrico quente e concentrado, forma-se 1 mol de sulfato de cobre II, 2 mols de água e desprende-se dióxido de enxofre gasoso, cujo volume nas CNTP é de 1,12 litros.

Qual a massa de cobre metálico que reagiu segundo a reação?

1Cu + 2H₂SO₄ => 1CuSO₄ + 2H₂O + 1SO₂

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de cobre metálico reage e produz 1 mol de dióxido de enxofre.

Lembrando: um mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume de 22,4litros.

Leitura de massa e volume: 64g de cobre metálico reagem e produz 22,4 litros de dióxido de enxofre.

Resolução do exercício

64g ............. 22,4L

x g …........... 1,12L

x = 3,2 g de cobre metálico

15) Um botijão de gás, contendo unicamente butano, foi utilizado em um fogão durante certo tempo, apresentando uma diminuição de massa de 5,8 kg. Sabendo-se que:

1C₄H_10(g) + 13/2O_2(g) ==> 4CO_2(g) + 5H₂O_(g) + 2900kilojoules

A quantidade de calor produzido no fogão, em kJ, devido à combustão do butano, foi de aproximadamente.

Resumo teórico

Diminuição de massa significa a massa de butano que reagiu com o oxigênio na combustão.

A relação é massa de gás butano (C₄H₁₀) e energia em Kilojoules gasta para esta queima.

Leitura molar: um mol de gás butano reage com 13/2mols de gás oxigênio produzindo 4 mols de gás carbônico e 5 mols de água e libera 2900kilojoules de energia.

Massa molar do gás butano: C₄H₁₀ = (4 . 12) + (10 . 1) = 58gramas/mol

Dados da equação dizem que 58gramas de butano queimam produzindo 2900 kilojoules de energia.

Precisamos calcular a energia liberada ao queimar 5,8 kilogramas ou 5800gramas de butano.

Resolução do exercício

58gramas .................. 2900kilojoules
5800gramas .............. x

x = 2,9 .10⁵kilojoules

16) Hidreto de lítio era usado com a finalidade de, em contato com a água, gerar gás para inflar botes salva-vidas, conforme a reação:

LiH + H₂O => LiOH + H₂

Calcule quantos mols de hidreto de lítio são necessários para inflar um bote salva-vidas com 244L de gás, a 25^oC e 1atm de pressão.

Resumo teórico e resolução do exercício

Volume molar (a 25^oC e 1atm) = 24,4L/mol.

Leitura Molar: 1 mol de hidreto de lítio reage com a água e forma 1 mol (24,4L) de gás hidrogênio.

Logo para produzir 244L, que é um volume dez vezes maior, são necessários ?

x = 10 mols de hidreto de lítio

17) Na combustão completa do carbono, qual é o número de átomos deste elemento necessário para reagir com 1,12 litros de gás oxigênio nas CNTP?

Resumo teórico

Reação: 1C + 1O₂ => 1CO₂

Relação: número de átomos com volume.

Leitura molar: 1 mol de átomos de carbono reage com 1 mol de moléculas de oxigênio.

1 mol = 6,02 . 10²³unidades

Nas CNTP 6,02 . 10²³átomos de carbono reagem com 22,4 litros, volume correspondente a um mol de gás oxigênio.

Resolução do exercício

6,02 . 10²³átomos ................. 22,4 litros

x átomos ................................ 1,12 litros

x = 3,01 . 10²² átomos

18) Quantos mols de ácido sulfúrico serão necessários para reagir com 18 mols de hidróxido de sódio.

Resumo teórico

Reação: H₂SO_4(aq) + NaOH_(aq) => Na₂SO_4(aq) + H₂O_(l)

Acerto de coeficientes da equação de neutralização.

1H₂SO_4(aq) + 2NaOH_(aq) => 1Na₂SO_4(aq) + 2H₂O_(l)

Leitura molar: 1 mol de ácido sulfúrico reage com 2 mols de hidróxido de sódio produzindo 1 mol de sulfato de sódio e 2 mols de água.

Relação: mols de ácido sulfúrico com mols de hidróxido de sódio.

Resolução do exercício

1 mol ...................... 2mols
x mol ..................... 18mols

x = 9mols

19) Quantos mols de clorato de potássio são necessários para a produção de 9,03 . 10²³ moléculas de oxigênio, nas CNTP, na decomposição térmica do clorato de potássio

Resumo teórico

Reação: 2KClO₃ => 2KCl + 3O₂

Leitura molar: 2 mols de clorato de potássio se decompõe em 3 mols de moléculas de oxigênio e 2mols de cloreto de potássio.

A relação solicitada é de mols com número de moléculas, lembrando que um mol de moléculas é igual a 6,02 . 10²³ moléculas.

*2 mols de clorato de potássio se decompõe em 3 . 6,02 . 10²³ moléculas de oxigênio.

Resolução do exercício

2 mols ................... 18,06 . 10²³ moléculas

x mols .................... 9,03 . 10²³ moléculas

x = 1 mol de clorato de potássio

20) Qual o número de moléculas de oxigênio necessárias para na combustão do monóxido carbono produzir 3,01 . 10²³moléculas de dióxido de carbono?

Resumo teórico

Equação: 1CO + 1/2O₂ ==> CO₂

Leitura molar: 1 mol de moléculas monóxido de carbono reage com meio mol de moléculas de gás oxigênio para produzir 1 mol de moléculas de dióxido de carbono.

Relação de moléculas com moléculas

* 6,01 . 10²³moléculas de monóxido de carbono reage com 3,01 . 10²³moléculas de gás oxigênio para produzir 6,01 . 10²³moléculas de dióxido de carbono.

Resolução do exercício

(CO₂) 6,01 . 10²³……. 3,01 . 10²³(O₂)

3,01 . 10²³.......... x

x = 1,505 . 10²³moléculas de gás oxigênio

21) Na decomposição térmica de 60 Kg de sulfito de cálcio segundo a equação:

1CaSO₃ => 1CaO + 1SO₂

Foram produzidas quantas moléculas de dióxido de enxofre?

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de sulfito de cálcio decomposto forma 1 mol de dióxido de enxofre.

Relação será entre massa de CaSO₃ e número de moléculas de SO₂

Resolução do exercício

Massa molar => (1 . 40) + (1 . 32) + (3 . 16) = 120g/mol

120 g de sulfito de cálcio se decompõe formando 6,02 . 10²³moléculas de dióxido de enxofre.

120g .................... 6,02 . 10²³ moléculas

60 . 10³g ............. x moléculas

x = 3,01 . 10²⁶ moléculas

22) Uma fábrica consome 5 quilogramas de ácido nítrico, na obtenção de nitroglicerina.

1C₃H₈O₃ + 3HNO₃ ==> C₃H₅N₃O₉ + 3 H₂O

A quantidade em mols de nitroglicerina obtida nesta reação.

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de C₃H₈O₃ reage com 3 mols de HNO₃ produzindo 1 mol de C₃H₅N₃O₉ e 3 mols de água.

A relação é entre a massa de ácido nítrico e a quantidade em mols de nitroglicerina.

Massa molar do ácido nítrico(HNO₃) = (1 . 1) + (1 . 14) + (3 . 16) = 63gramas

massa de 3HNO₃ ................. mols de C₃H₅N₃O₉

Resolução do exercício

3 . 63g ................................. 1mol
5000g .................................. x mols

X = 26,45 mols de nitroglicerina será produzido

23) Na reação: 3Fe + 4H₂O => Fe₃O₄ + 4H₂

O número de átomos de hidrogênio produzidos pela reação de 6,0.10²³ átomos de ferro é:

Resumo teórico

Leitura atômica: 3 átomos de ferro reagem e formam 8 (4 . 2) átomos de hidrogênio.

Resolução do exercício

3 átomos ....................... 8 átomos

6,0 . 10²³ átomos ........ x

x = 16,0 . 10²³ átomos de hidrogênio

24) Ozonizadores são aparelhos que transformam gás oxigênio em gás ozônio por descarga elétrica. Calcule o número de átomos de oxigênio gerados na decomposição de 3,0 . 10²³ moléculas de gás oxigênio.

Resumo teórico

Equação: 3O₂ => 2O₃

A relação será entre moléculas de gás oxigênio e átomos do gás ozônio

Leitura molecular: três moléculas de gás oxigênio se decompõe em 2 moléculas de gás ozônio.

Cada molécula de gás ozônio apresenta 3 átomos, logo 2 moléculas tem 6 átomos.

Resolução do exercício

3 moléculas ....................... 6 átomos
3,0 . 10²³moléculas ......... x átomos

x = 6,0 . 10²³ átomos de oxigênio

25) O ácido sulfídrico reage com o dióxido de enxofre, produzindo enxofre mais água. Quantos átomos de enxofre são produzidos quando 3,4gramas de ácido sulfídrico reagem com quantidade suficiente de dióxido de enxofre.

Resumo teórico

Reação: 2H₂S + 1SO₂ => 3S + 2H₂O

Leitura molar: 2 mols de ácido sulfídrico reagem com dióxido de enxofre produzindo 3 mols de átomos de enxofre.

A relação é entre massa de ácido sulfídrico e número de átomos de enxofre.

Massa molar do H₂S: ( 2.1) + (1.32) = 34g por mol

* 68 gramas de ácido sulfídrico reagem com dióxido de enxofre e produzem 3 . 6,02 . 10²³ átomos de enxofre.

Resolução do exercício

68g .................. 18,06 . 10²³ átomos
3,4g ................. x átomos

x = 9,03 . 10²² átomos

26) Calcular a massa de gás carbônico necessária para reagir com 4mols de óxido de cálcio e produzir carbonato de cálcio.

Resumo teórico

Reação: CO_2(g) + CaO_(s) => CaCO_3(s)

Leitura molar: 1 mol de gás carbônico (44gramas) reage com 1 mols de óxido de cálcio(46gramas) produzindo um mol de carbonato de cálcio(100gramas).

1mol de CaO reage com 44gramas de CO₂.

Resolução do exercício

1mol ............. 44gramas
4 mols .......... x gramas

x = 176gramas

27) Qual a massa de gás oxigênio necessária para reagir com

2,4 . 10²⁴ moléculas de hidrogênio na obtenção da água.

Reação: 2H_2(g) + O_2(g) ==> 2H₂O_(l)

Resumo teórico

Leitura molar: 2 mols de moléculas de gás hidrogênio(4gramas ou 2 . 6,02 .10²³moléculas) reagem com um mol de moléculas de gás oxigênio(32gramas ou 1 . 6,02 . 10²³ moléculas) produzindo 2 mols de moléculas de água(36gramas ou 2 . 6,02 . 10²³moléculas).

A relação é entre massa de gás oxigênio e moléculas de gás hidrogênio.

Resolução do exercício

32gramas ....................... 2 . 6,02 . 10²³moléculas

x gramas ........................ 2,4 . 10²⁴moléculas

x = 64 gramas

28) A hematita é um dos minérios de ferro de maior importância industrial. Calcule o número de átomos de ferro que pode ser obtido quando 10 mols de hematita reagem com monóxido de carbono, segundo a reação:

1 Fe₂O₃+ 3 CO => 2 Fe + 3 CO₂

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura molar: 1 mol de hematita reage e produz 2 mols de átomos de ferro.

* 10 mols de hematita reagem e produzem 20 mols de átomos de ferro.

* 20 mols de átomos de ferro corresponde a 20 . 6,02 . 10²³ átomos que é igual a 12,04 . 10²⁴ átomos

29) Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela seguinte reação:

2H₂S_(g) + 1SO_2(g) => 3S_(s) + 2H₂O_(l)

Qual o número de moléculas de água que serão formadas, quando 30litros de gás estiverem reagindo?

Resumo teórico

Leitura molar: 2 mols de H₂S reagem com 1 mol de SO₂produzindo 3mols de S e dois mols de H₂O

O número de moléculas de água e volume de gás reagente, neste caso é o total de gases que estão reagindo, ou seja a soma dos volumes de H₂S e SO₂

2H₂S_(g) + 1SO_2(g) = 3 mols de gases estão reagindo formando 2 mols de moléculas de água.

Um mol de qualquer gás nas CNTP ocupa um volume medido de 22,4litros.

Resolução do exercício

3 . 22,4litros .................... 2 . 6,02 . 10²³moléculas

30 litros ............................ x moléculas

X = 5,4 . 10²³ moléculas

30) Qual é o volume de gás carbônico nas CNTP produzido na decomposição de 250gramas de carbonato de cálcio.

Resumo teórico

Fórmulas: gás carbônico => CO₂ e carbonato de cálcio => CaCO₃

Reação de decomposição do carbonato de cálcio.

1CaCO_3(s) => 1CO_2(g) + 1CaO_(s)

Leitura molar: 1mol de carbonato de cálcio(100gramas) se decompõe em 1mol de gás carbônico(22,4litros) e um mol de óxido de cálcio.

Relação volume de gás carbônico e massa de carbonato de cálcio.

Resolução do exercício

100gramas ............... 22,4litros

250gramas ............... x litros

x = 56litros

31) Tratando-se 25g de uma liga de ouro e cobre com ácido nítrico concentrado, obteve-se um volume gasoso, que, nas CNTP, mediu 2,24 litros.

Com base na equação: 1Cu + 4HNO₃ =>1Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Qual é o percentual aproximado de ouro na liga?

Resumo teórico

Como a reação é com o cobre vamos calcular tudo em função do cobre e depois calcular a percentagem de ouro.

Relação: massa de cobre e o volume de gás produzido.

A substância gasosa é o dióxido de nitrogênio, pois o nitrato de cobre é um sal sólido e a água é líquida.

Leitura molar: 1 mol de cobre metálico reagem com ácido nítrico concentrado e produz 2 moles de dióxido de nitrogênio, como produto gasoso.

Ou 63,5g de cobre metálico reage com ácido nítrico concentrado formando 44,8 litros de dióxido de nitrogênio.

Resolução do exercício

63,5g ………… 44,8L

x g …………..... 2,24L

x = 3,175g de cobre reagiu com o ácido.

Massa de ouro na liga

25g – 3,175g = 21,825 gramas

Percentagem de ouro

25g …....……. 100%

21,825g ……. x

x = 87,2%

32) Uma amostra de óxido de cromo III contaminada com impureza inerte, é reduzida com hidrogênio de acordo com a seguinte equação:

1Cr₂O_3(s)+ 3 H_2(g) => 2 Cr_(s) + 3H₂O_(g)

Qual o volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, necessário para purificar 5,0 gramas de óxido de cromo III contendo 15% de impurezas inertes?

Resumo teórico e resolução do exercício

A relação será entre a massa de óxido de cromo III (Cr₂O₃) e o volume de gás hidrogênio (3H₂)

Cálculo da massa de amostra pura( 85% ).

5,0g ……….. 100%

x g ………… 85%

x = 4,25g

Cálculo do volume de gás hidrogênio necessário:

Leitura molar: 1 mol de óxido de cromo III (152g/mol) reage com 3 moles de gás hidrogênio (3x22,4litros).

152g .............. 67,2 L

4,25g ............ x L

x = 1,8 litros

33) O gás hilariante (N₂O) pode ser obtido pela decomposição térmica de nitrato de amônio (NH₄NO₃). Se de 4 gramas do sal obtivermos 2,0g do gás hilariante, poderemos prever que a pureza do sal é da ordem de:

Resumo teórico

Reação: 1NH₄NO₃ => 1N₂O + 1H₂O

Leitura molar: 1 mol de nitrato de amônio se decompõe e produz 1 mol de gás hilariante.

Relação estequiométrica: será entre a massa de nitrato de amônio (NH₄NO₃) e a massa de gás hilariante (1N₂O)

Massas molares:

1NH₄NO₃ = (14 . 2) + (1 . 4) + (16 . 3) = 80g

1N₂O = (14 . 2) + (16 . 1) = 44g

Leitura mássica: 80g de nitrato de amônio se decompõe e produz 44g de gás hilariante.

Resolução do exercício

Cálculo de quantos gramas de gás hilariante, 4 gramas de nitrato de amônio deveriam produzir.

80g ........... 44g

4g ................ x

x = 2,2g deveriam ter sido produzidos, mas produziu 2g, logo é uma amostra impura.

Cálculo da pureza da amostra

2,2g .............. 100%

2,0g .............. x

x = 90% de pureza tem o sal

34) Uma moeda antiga de cobre estava recoberta com uma camada de óxido de cobre (II). Para restaurar seu brilho original, a moeda foi aquecida ao mesmo tempo em que se passou sobre ela gás hidrogênio. Nesse processo, formou-se

vapor de água e redução completa do cátion metálico.

As massas da moeda, antes e depois do processo descrito, eram, respectivamente, 0,795 gramas e 0,779 gramas. Assim sendo, calcule a porcentagem em massa do óxido de cobre (II), presente na moeda antes do processo de restauração.

Resumo teórico

Precisamos calcular a massa de óxido de cobre II que se formou na superfície da moeda.

A massa de oxigênio incorporada é a diferença entre as massas antes e depois do processo de restauração.

Resolução do exercício

Massa de Oxigênio = 0,795 - 0,779 = 0,016gramas

Para calcular a massa de óxido de cobre (II) formada precisamos da reação de oxidação do cobre.

Fórmula do óxido de cobre (II) = CuO

Cu(s) + 1/2 O2(s) => CuO_(s)

Pela reação 16 gramas de oxigênio ao oxidar o cobre formará 79,5 gramas de óxido de cobre (II).

16g ................ 79,5g
0,016g ........... x

x = 0,0795gramas de óxido de cobre (II)

% CuO = massa de CuO / massa da moeda antes.

%CuO = 0,0795/ 0,795 = 0,1/1 = 10/100 = 10%

36) Um experimento clássico em aulas práticas de Química consiste em mergulhar pastilhas de zinco em solução de ácido clorídrico. Através desse procedimento, pode-se observar a formação de pequenas bolhas, devido à liberação de hidrogênio gasoso, conforme representado na reação ajustada abaixo.

Zn(s) + 2 HCl(aq) => ZnCl_2(aq) + H_2(g)

Ao realizar esse experimento, um aluno submeteu 2 g de pastilhas de zinco sólido a um tratamento com solução aquosa de ácido clorídrico em excesso.

Com base nesses dados, é correto afirmar que, no experimento realizado pelo aluno, as bolhas formadas liberaram uma quantidade de gás hidrogênio, em mols, igual a:

Resumo teórico

Leitura molar: 1 mol de átomos de zinco ( 65 gramas) reagem com 2 mols de moléculas de ácido clorídrico totalmente ionizadas, formando 1 mol de partículas de cloreto de zinco e 1 mol de moléculas de gás hidrogênio.

Resolução do exercício

Montando a proporção entre massa de zinco e mols de gás hidrogênio teremos.

65gramas .............. 1 mol
2 gramas ............... x mols

x = 0,03 mol

Obs: ácido clorídrico em excesso é para garantir que todo o zinco tenha reagido.

37) A pólvora é considerada a primeira mistura explosiva, usada na China, na Arábia e na Índia. Há textos chineses antigos que a denominam “substância química do fogo”, mesmo sendo uma mistura de nitrato de potássio, carvão e enxofre. A combustão da pólvora pode ser representada pela seguinte equação:

4 KNO₃ + 7 C + S => 3 CO₂ + 3 CO + 2 N₂ + K₂CO₃ + K₂S

O que caracteriza a explosão é o súbito aumento de volume, com grande liberação de energia. Nas CNTP, 520g de pólvora produzem, por explosão quantos litros de substâncias no estado gasoso.

Resumo teórico

Inicialmente precisamos saber quem são os gases.

Gases produzidos: CO₂; CO; N₂, os dois outros produtos são sais e estes são sólidos.

A massa fornecida é da pólvora ou seja será a soma das massas de todos os reagentes.

Resolução do exercício

Massa de pólvora queimada:

4KNO₃ + 7C + 1S = 4 . ( 1.39 + 1.14 + 3.6) + (7.12) + (1.32) = 520 gramas

Volume de substâncias gasosas produzidas pela queima de 480 gramas de pólvora, lembrando que um mol de qualquer gás nas CNTp ocupa um volume de 22,4 litros..

Gases: 3CO₂ + 3CO + 2N₂ = (3 . 22,4) + (3 . 22,4) + (2 . 22,4) = 179,2 litros.

Logo a queima de 520 gramas de pólvora produzirá 172,9 litros de substâncias gasosas.

38) Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada segundo, constituindo recurso fundamental na determinação das causas de acidentes aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los externamente.

O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto de titânio por meio da reação não balanceada: TiCl _4(g) + Mg_(s) → MgCl _2(l) + Ti_(s)

Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl ₄.

Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será, aproximadamente:

(Dados: Ti = 48 u; Cl = 35,5 u; Mg = 24 u.)

Resumo teórico e resolução do exercício

Calculando a massa molar do TiCl ₄, temos: (1 .48) + (35,5 .4) =190 g

Balanceando a equação: 1TiCl _4(g) + 2Mg_(s) → 2MgCl _2(l) + 1Ti_(s)

190 gramas ............................. 48 gramas

9,5 gramas .............................. x gramas

x = 2,4 gramas de titânio será obtido a partir de 9,5 g de tetracloreto de titânio.

39) O hipoclorito de sódio, é uma substância comercializada, em solução aquosa, com o nome de água sanitária ou água de lavadeira,possuindo propriedades bactericidas e alvejantes. Esse sal é produzido a partir de cloro e de soda cáustica, de acordo com a reação equacionada a seguir:

Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaCl O + H₂O

Determine as massas de cloro e de soda cáustica necessárias à obtenção de
1490g de hipoclorito de sódio.

(massa molar: Cl ₂ = 71,0g/mol , NaOH = 40,0g/mol , NaCl O= 74,5g/mol )

Resumo teórico

Leitura mássica: 71 gramas de gás cloro (Cl ₂) reagem com 80 (2 .40) gramas de hidróxido de sódio (NaOH) produzindo 58,5 gramas de cloreto de sódio (NaCl ), 74,5 gramas de hipoclorito de sódio (NaCl O) e 18 gramas de água (H₂O).

Resolução do exercício

Cálculo da massa de gás cloro.

gramas (Cl ₂) .................. gramas (NaCl O).

71 gramas .......................... 74,5 g
x gramas ............................. 1490 g

x = 1420 g de gás cloro (Cl ₂)

Cálculo da massa de soda cáustica.

gramas de NaOH ................. gramas NaCl O

80 gramas .......................... 74,5 g
x gramas ............................ 1490 g

x = 1600 g de NaOH

40) O ferro existente na hematita pode ser reduzido a ferro metálico pela ação de monóxido de carbono, conforme equação não balanceada:

Fe₂O_3(s) + CO_(g) → Fe_(s) + CO₂_(g)

A massa, em gramas, de monóxido de carbono necessária para produzir 3 mols de ferro metálico é aproximadamente igual a:

Resumo teórico

Equação balanceada: Fe₂O_3(s) + 3CO_(g) → 2Fe_(s) + 3CO₂_(g)

Leitura molar: 1 mol de hematita reage com 3 mols de monóxido de carbono produzindo 2 mols de ferro metálico e 3 mols de gás carbônico.

Leitura mássica: 160gramas de hematita reage com 84 gramas de monóxido de carbono produzindo 122gramas de ferro metálico e 132gramas de gás carbônico.

A relação é entre massa de monóxido de carbono e mols de ferro metálico.

Resolução do exercício

84g(CO) ................. 2 mols (Fe)
x gramas ................. 3 mols

x = 126 gramas de monóxido de carbono

40) "Houston, we have a problem”. Ao enviar essa mensagem em 13 de abril de 1970, o comandante da missão espacial Apollo 13, Jim Lovell, sabia: a vida de seus companheiros e a sua própria estavam em perigo.

Um dos tanques de oxigênio da nave explodira. Uma substância, o superóxido de potássio (K₂O₄), poderia ser utilizada para absorver o gás carbônico(CO₂) e ao mesmo tempo restaurar o gás oxigênio (O₂) na nave.

Calcule, segundo a equação: K₂O₄ + CO₂ → K₂CO₃ + 3/2O₂

a massa, em kg, de superóxido de potássio(K₂O₄) necessária para consumir todo o CO₂ exalado por um tripulante durante 72 horas se, em média, uma pessoa exala 1,0 kg de gás carbônico(CO₂) por dia. (O = 16, C = 12, K = 39).

Resumo teórico

Calcular quanto de gás carbônico será exalado em 72 horas ou 3 dias.

1,0 quilogramas é exalado por dia, logo em três dias serão 3 quilogramas ou 3.000 gramas.

Leitura mássica: 142 gramas de superóxido de potássio (K₂O₄) reage com 44 gramas de gás carbônico(CO₂) produzindo 138 gramas de carbonato de potássio(K₂CO₃) mais 48 gramas de gás oxigênio(O₂).

Resolução do exercício

K₂O₄ ......................... CO₂
142gramas ............... 44 gramas
x gramas .................. 3.000 gramas

x = 9.680 gramas ou 9,68 quilogramas de superóxido de potássio (K₂O₄).

41) Há alguns meses, a Petrobrás anunciou que reduziria, de 5% para 3%, o teor de enxofre no óleo combustível. Isto significa 272 toneladas de enxofre a menos, por dia, na atmosfera. Sabe-se que o enxofre contido no óleo é, na realidade, transformado em SO₂ (um gás) no momento da queima(combustão).

Qual a massa (em toneladas) deste gás que deixará de ser lançada na atmosfera, por dia, devido à melhoria anunciada?

Massas atômicas relativas: O=16; S=32.

Resumo teórico

Reação de combustão do enxofre: S + O₂ => SO₂

Lembrando que 1 tonelada é igual a 1.000.000 gramas

Leitura mássica: 32 gramas de enxofre(S) reagem com 32 gramas de gás oxigênio(O₂₎ produzindo 64 gramas de dióxido de enxofre(SO₂).

Resolução do exercício

Enxofre ................................... dióxido de enxofre

32 gramas ................................ 64 gramas
272.000.000 gramas ................ x gramas

x = 544.000.000 gramas ou 544 toneladas de SO₂

42) Coletou-se água no rio Tietê, na cidade de São Paulo. Para oxidar completamente toda a matéria orgânica contida em 1,00L dessa amostra, microorganismos consumiram 48,0mg de oxigênio(O₂). Admitindo que a matéria orgânica possa ser representada por (C₆H₁₀O₅) e sabendo que sua oxidação completa produz gás carbônico (CO₂) e água (H₂O), qual a massa, em gramas, de matéria orgânica por litro da água do rio?

Resumo teórico

Reação de oxidação da matéria orgânica representada por

C₆H₁₀O₅ + 6O₂ => 6CO₂ + 5H₂O

Leitura mássica: 162 gramas de matéria orgânica(C₆H₁₀O₅) reage com 192 gramas de gás oxigênio(O₂) produzindo 286 gramas de gás carbônico(CO₂) e 90 gramas de água(H₂O).

Lembrando que 1 grama é igual a 1.000 miligramas.

Cada litro de água consome 48,0 miligramas de gás oxigênio(O₂), com esse dado vamos calcular a quantidade de matéria orgânica(C₆H₁₀O₅) oxidada segundo a reação.

Resolução do exercício

Matéria orgânica .................... gás oxigênio

162.000 miligramas ................ 192.000 miligramas
x miligramas ........................... 48 miligramas

x = 40.500 miligramas = 40,5 gramas de matéria orgânica(C₆H₁₀O₅) foi oxidada.

43) A produção mundial de gás cloro é de 60 milhões de toneladas por ano em um processo eletrolítico usando solução aquosa de cloreto de sódio.
Um processo eletroquímico moderno e menos agressivo ao meio ambiente, em que se utiliza uma membrana semipermeável, evita que toneladas de mercúrio, utilizado no processo eletroquímico convencional, sejam dispensadas anualmente na natureza. Considerando a produção mundial de gás cloro fornecida no texto qual seria a produção de gás hidrogênio em milhões de toneladas?

Equação representando a eletrólise da solução aquosa de cloreto de sódio.

1NaCℓ_(aq) + corrente elétrica => 1 NaOH_(aq) + 1 Cℓ_2(g) + H_2(g)

Resumo teórico

Leitura mássica: a equação mostra a produção de 71gramas de gás cloro e 2 gramas de gás hidrogênio.

Mesmo os dados da equação serem fornecidos em gramas e a pergunta em toneladas, não a necessidade de conversão de unidades, pois a proporção em gramas será a mesma que a proporção em toneladas.

Resolução do exercício

71gramas ...................................... 2 gramas
60 milhões de toneladas .................. x milhões de toneladas

x = 1,69 milhões de toneladas

44) Em março de 2013, cardeais da Igreja Católica de todo o mundo reuniram-se na Capela Sistina, no Vaticano, para conduzir a eleição de um novo Papa, em um processo conhecido como “Conclave”. As reuniões e votações ocorriam em sessão fechada, e os fiéis eram comunicados do resultado pela cor da fumaça que saía por uma chaminé da capela – a fumaça preta era indício de um processo de eleição não conclusivo, ao passo que a fumaça branca indicava a eleição do pontífice. Os compostos químicos utilizados para produzir a fumaça eram, até então, desconhecidos do público, e somente no início deste ano a composição química foi revelada. A fumaça branca era produzida pela reação de clorato de potássio (KCℓO₃) com lactose (C₁₂H₂₂O₁₁) e uma pequena quantidade de resina extraída de pinheiros, ao passo que a fumaça preta era produzida pela reação entre perclorato de potássio (KCℓO₄), um hidrocarboneto policíclico aromático e enxofre elementar, ambas após ignição induzida por uma descarga elétrica. As reações simplificadas e não balanceadas são mostradas abaixo (alguns componentes da fumaça foram omitidos):

Reação I (fumaça branca):

KCℓO_3(s) + C₁₂H₂₂O_11(s) => CO_2(g) + H₂O_(g) + KCℓ_(s)

Reação II (fumaça preta): KCℓO_4(s) + S_(s) => KCℓ_(s) + SO_2(g)

Na reação II, na produção da fumaça preta, para que sejam formados 149g de cloreto de potássio, é necessário promover a reação entre 138,55 g de perclorato de potássio e 64,2 g de enxofre sólido.

Afirmação acima é verdadeira ?

Resumo teórico

Equações balanceadas:

8KCℓO_3(s) + C₁₂H₂₂O_11(s) => 12CO_2(g) + 11H₂O_(g) + 8KCℓ_(s)

1KCℓO_4(s) + 2S_(s) => 1KCℓ_(s) + 2 SO_2(g)

Massas molares na reação II.

Perclorato de potássio: KCℓO₄ = 138,55 gramas

Dióxido de enxofre: SO₂ = 64,2 gramasCloreto de potássio: KCℓ = 74,5 gramas

Enxofre: S = 32,1 . 2 = 64,2 gramas

Leitura mássica: 138,5 gramas de perclorato de potássio reagem com 64,2 gramas enxofre sólido produzindo 74,5 gramas de cloreto de potássio e 128,4 gramas de dióxido de enxofre.

Resolução do exercício

Relação entre perclorato de potássio e cloreto de potássio.

138,5 gramas .............. 74,5 gramas
x gramas ..................... 149 gramas

x = 277 gramas de perclorato de potássio

Logo a afirmação esta errada.

SOLUBILIDADE

2023-04-24T17:30:00.011-03:00

01) O coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio a 0^oC é 357g/1000g de água. Uma solução, que contém 70 gramas de cloreto de sódio dissolvidos em 200 gramas de água a 0^oC, é saturada ou insaturada?

Resumo teórico

Vamos calcular a máxima quantidade de cloreto de sódio, que pode ser dissolvida em 200 gramas de água a 0^oC.

Leitura da equivalência: 357g/1000g: significa que 1000gramas de água consegue dissolver no máximo 357gramas de cloreto de sódio formando uma solução saturada.

Resolução do exercício

1000g (água) ...................... 357g de NaCl
200g (água) ......................... x

x = 71,4gramas

Como a quantidade dissolvida (70g) é menor que o máximo que pode ser dissolvido(71,4g), a solução é insaturada.

02) Evaporando-se 100 gramas de uma solução saturada, sem corpo de fundo, de um sal "X", obtemos 25 gramas de resíduo sólido. Qual o coeficiente de solubilidade de "X" na temperatura da solução analisada?

Resumo teórico

Coeficiente de solubilidade expressa a quantidade de soluto dissolvida, geralmente, em 100 gramas de água.

Precisamos calcular a quantidade de água que tem na solução inicial cuja massa é de 100 gramas.

Se o resíduo sólido foi de 25 gramas isso significa que a diferença é de água, ou seja: 100 - 25 = 75 gramas de água.

Resolução do exercício

Montando a regra de três teremos:

75g (água) ................. 25g(sal)
100g (água) .............. x g(sal)

x = 33,3gramas

Coeficiente de solubilidade = 33,3g de "X" / 100g de água.

03) O coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio é 380 gramas para 1000 gramas de água a 15^oC. Qual a massa de resíduo que aparece ao se evaporar toda a água de 20 gramas de uma solução saturada desse sal na mesma temperatura, sem corpo de fundo?

Resumo teórico

Precisamos saber qual a massa de sal em 20 gramas de solução.

380 gramas do sal são dissolvidas em 1000 gramas de água totalizando 1380 gramas de solução saturada, lembrando que a solução é formada por um soluto mais um solvente.

Agora precisamos saber qual a massa de sal que esta dissolvida em 20 gramas de solução.

Resolução do exercício

380g (sal) ................. 1380g (solução)
x g (sal) .................... 20 g (solução)

x = 5,5 gramas de sal será o precipitado após evaporação de toda a água.

04) Uma água mineral encontrada no mercado contém 0,0144 gramas de bicarbonato de magnésio dissolvidos por litro de água. Ao se tomar meio litro dessa água, o número de íons magnésio ingerido é ?

Obs: Utilize o valor 144 g/mol para a massa molar de Mg(HCO₃)₂

Resumo teórico

Leitura do coeficiente de solubilidade: cada litro ou 1000mililitros de água tem dissolvidos 0,0144gramas de bicarbonato de magnésio, logo meio litro terá a metade desta massa, ou seja 0,0072gramas.

Leitura molar: 1mol do bicarbonato de magnésio tem massa igual a 144gramas, sendo formado por dois mols de íons bicarbonato e um mol de íons magnésio e isto corresponde a 6,02 .10²³íons magnésio.

Lembrando que um mol = 6,02 .10²³ unidades, neste caso íons.

Nossa relação é entre massa do bicarbonato de magnésio e número de íons de magnésio presentes nessa água.

Resolução do exercício

144g do bicarbonato ................... 6,02 .10²³ íons magnésio

0,0072g do bicarbonato ............. x íons

x = 3,01 .10¹⁹ íons magnésio.

05) 160 gramas de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quantos gramas de açúcar cristaliza?

T = 0°C => Solubilidade = 180g/100g de água

T = 30°C => Solubilidade = 220/100g de água

Resumo teórico e resolução do exercício

Precisamos saber quanto de açúcar tem dissolvido na temperatura de 30°C e quanto poderemos dissolver na temperatura de 0°C para saber a diferença entre elas, que será a resposta.

Como a massa dada foi da solução e queremos saber do soluto teremos que fazer uma relação proporcional entre elas.

Leitura da solubilidade (T = 30°C): 100gramas de água (solvente) dissolvem no máximo 220 gramas de sacarose (soluto) na temperatura de 30°C.

Massa da solução a 30°C que terá dissolvidos 220 gramas de açúcar é a soma da massa de soluto mais a massa de solvente.

Massa da solução = 220 + 100 = 320gramas.

A massa da solução fornecida é 160gramas, logo a metade do valor calculado acima e portanto terá a metade de açúcar dissolvido, ou seja, 110 gramas em 50gramas de água.

Ao resfriar até 0°C parte deste açúcar não será dissolvido e cristalizará no fundo do recipiente, pois geralmente quanto menor a temperatura menor a solubilidade de sólidos na água.

Leitura da solubilidade (T = 0°C): 100gramas de água (solvente) dissolvem no máximo 180 gramas de sacarose (soluto) na temperatura de 0°C.

Observe que a quantidade de água(solvente) disponível calculada é de 50 gramas, a metade do valor da solubilidade que é 100gramas, logo dissolverá a metade da quantidade de açúcar, ou seja 90 gramas.

Massa de açúcar que cristalizará = 110 - 90 = 20gramas.

06) Misturam-se, a 20°C, 0,5 g de uma substância em 400 mL de água. Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade desta substância é igual a 1,1g por litro de água, pergunta-se: a mistura obtida será homogênea? Por quê?

Resumo teórico

Leitura do coeficiente: cada litro ou 1000mililitros de água pode dissolver no máximo 1,1gramas da substância.

Resolução do exercício

Calculando o quanto poderá dissolver em 400mililitros.

1,1g ................... 1000mL

x g ...................... 400mL

x = 0,44gramas

* Como a quantidade adicionada é igual a 0,5gramas teremos um excesso de 0,06gramas e a mistura formada será saturada com excesso no fundo, logo uma mistura heterogênea.

07) Sabendo-se que em uma análise do leite a quantidade dissolvida de bicarbonato de sódio encontrada foi de 1,07gramas por litro de leite, determine qual a massa desta substância em um copo de leite com volume de 300 mL.

Resumo teórico

A relação será entre a massa de bicarbonato e o volume do leite.

Lembrando que 1litro = 1000mililitros

Resolução do exercício

1,07g .............. 1000mL

x g .................. 300 mL

x = 0,321gramas.

08) A água potável não pode conter mais do que 5,0 .10^-4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Para evitar o inconveniente de usar números tão pequenos, o químico utiliza um recurso matemático, surgindo assim uma nova unidade de concentração: ppm (partes por milhão).

Resumo teórico e resolução do exercício

ppm: é igual a massa de soluto, em miligramas, dividida pela massa do solvente em quilogramas.

A quantidade máxima permitida de mercúrio na água potável corresponde a:

Temos 5,0 .10^-4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água.

Massa de soluto = 5,0 .10^-4 mg

Massa do solvente = 1grama

Precisamos saber qual é a massa de soluto, em miligramas, em 1000 gramas de solvente, ou seja neste caso será mil vezes maior ou 10³ vezes maior.

Massa de soluto em 1000 gramas de solvente é igual a 5,0 x 10^-4 x 10³ = 5,0 x 10^-1 mg, logo teremos 0,5 miligramas de soluto em 1000 gramas ou um kilograma de solvente, definição da unidade ppm.

Resposta => 0,5ppm.

09) Calcule a massa de sulfato de potássio que se precipita ao baixarmos para 0ºC a temperatura de uma solução aquosa desse sal, contendo 90,85g de sulfato de potássio em 0,7Kg de água a 60ºC.

Coeficientes de solubilidade

T = 0ºC => 7,35 g K₂SO₄/100g H₂O

T = 60ºC = 18,17g K₂SO₄/100g H₂O

Resumo teórico e resolução do exercício

Lembrança: precipita em uma solução o soluto que estiver em excesso, logo teremos que descobrir quanto de soluto é dissolvido por 0,7quilogramas de solvente na temperatura de zero graus Celsius.

T = 0ºC => 7,35 g K₂SO₄/100g H₂O, significa que nesta temperatura 7,35gramas de soluto são dissolvidas por 100gramas de água, precisamos calcular para 0,7kg ou 700gramas, que é um valor sete vezes maior, logo dissolverá sete vezes mais soluto, ou seja 7x7,35 = 51,45g.

Como a quantidade de soluto existente na solução era de 90,85gramas e somente dissolverá 51,45gramas, precipita a diferença:

90,85g - 51,45g = 39,4 gramas é o excesso.

10) Calcule a quantidade de massa de sulfato de potássio que ainda é possível dissolver totalmente, se aumentarmos para 100ºC a temperatura de uma solução aquosa saturada de massa 407,75g a 50ºC.

Coeficiente de solubilidade

A 50ºC = 16,50g K₂SO₄/100g de H₂O

A 100ºC = 24,10g K₂SO₄/100g de H₂O

Resumo teórico

Lembrando: solução = soluto + solvente

O sulfato de potássio é o soluto e precisamos saber a quantidade dele dissolvida a 50ºC e a 100ºC para saber o quanto foi possível dissolver ao elevarmos a temperatura.

O dado fornecido foi a massa da solução e queremos a de soluto, logo vamos relacionar massa de soluto com massa da solução inicialmente a 50ºC.

Coeficiente de solubilidade a 50ºC igual a 16,50 gramas de K₂SO₄/100g H₂O, significa que nesta temperatura temos 16,50g de soluto dissolvidas em 100gramas de água, logo a massa da solução será igual a 116,5gramas.

Mas a massa da solução do exercício é 407,75gramas.

Resolução do exercício

16,50g soluto ............. 116,5g solução

x g soluto ................. 407,75g solução

x = 57.75g

Agora a massa de soluto a 100ºC

Para este cálculo precisamos saber a massa de solvente, água, que não mudou e usaremos para o cálculo da massa de soluto.

407,75 - 57,75 = 350gramas

Coeficiente de solubilidade a 100ºC igual a 24,10g K₂SO₄/100g H₂O, significa que 24,10gramas de soluto estão dissolvidas em 100gramas de solvente.

24,10g soluto ............. 100g solvente

x g soluto .................. 350g solvente

x = 84,35g de soluto pode ser dissolvidos nesta temperatura.

Calcule a quantidade de massa de sulfato de potássio que ainda foi possível dissolver totalmente ao elevarmos a temperatura de 50ºC para 100ºC.

Será a diferença do que foi dissolvidos em cada temperatura.

84,35g - 57,75g = 26,6gramas é o que foi possível dissolver a mais ao elevarmos a temperatura.

11) Calcule a massa de sulfato de potássio que se precipita ao baixarmos para 0ºC a temperatura de uma solução aquosa desse sal, contendo 90,85g de sulfato de potássio em 0,7Kg de água a 60ºC.

Dados: coeficientes de solubilidade a 0ºC => 7,35 g K₂SO₄/100g de H₂O e a 60ºC => 18,17g K₂SO₄/100g de H₂O

Resumo teórico e resolução do exercício

Vocabulário: precipitado é o excesso de soluto em uma solução que não esta dissolvido e se encontra no fundo.

Ao baixarmos a temperatura de uma solução a quantidade de soluto dissolvido diminui, pois seu coeficiente de solubilidade diminui.

Precisamos calcular quanto de soluto se manterá dissolvido a 0ºC em 0,7kilogramas ou 700gramas de água.

Leitura do coeficiente: cada 100gramas de água dissolve 7,35gramas do soluto a 0ºC, logo 700gramas dissolverá sete vezes mais, ou seja, 51,45 gramas de soluto.

Como a quantidade que estava dissolvida é igual a 90,85gramas e baixando a temperatura ficará dissolvido 51,45gramas a diferença é o que vai separar ou precipitar.

Precipitado = 39,40gramas de soluto

12) Foram misturados e agitados 200g de sulfato de amônio com 250g de água, resultando um sistema heterogêneo que, por filtração, forneceu 5g de resíduo. Calcule o coeficiente de solubilidade, em gramas por 100gramas de água, do sal na temperatura em que a experiência foi realizada.

Resumo teórico e resolução do exercício

Coeficiente de Solubilidade: é a quantidade máxima de soluto dissolvido em uma quantidade fixa de solvente a uma dada temperatura.

Massa de soluto dissolvido será a quantidade misturada menos a quantidade resíduo, que não dissolveu.

Massa de soluto = 200g - 5g = 195gramas é o que dissolveu.

Coeficiente de solubilidade = 195g / 250g

Ou dividindo teremos: 0,78gramas de soluto por grama de água e multiplicando o numerador e o denominador por 100 teremos o coeficiente de solubilidade

CS = 78g/100g(H₂O)

13) A uma determinada temperatura, o coeficiente de solubilidade do iodeto de sódio é de 180g/100g(H₂O). Calcule a massa de água necessária para preparar uma solução saturada que contenha 12,6g desse sal na temperatura considerada.

Resumo teórico

Leitura do coeficiente: 180g/100g(H₂O) significa que 100gramas de água dissolvem no máximo 180gramas de iodeto de sódio (soluto).

Cálculo da massa de água para dissolver 12,6gramas do iodeto de sódio.

Resolução do exercício

180g de soluto ............. 100g de água

12,6g de soluto ............ X g de água

X = 7 gramas de água

14) 160 gramas de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30^oC são resfriadas até atingir a temperatura de 0^oC.

Quanto do açúcar(sacarose) cristaliza e precipita?

Dados os coeficiente de solubilidade da sacarose.

a 0^oC .............. 180g / 100g de água

a 30^oC ............ 220g / 100g de água

Resumo teórico

Inicialmente precisamos saber quanto de sacarose esta dissolvida a 30^oC.

Massa da solução a 30^oC = 220gramas de sacarose + 100gramas de água = 320 gramas de solução, ou seja em 320 gramas de solução teremos 220gramas de sacarose dissolvida, logo precisamos calcular quanto de sacarose teremos dissolvidas em 160 gramas de solução.

Observe que a relação estequiométrica é entre massa de solução e massa de sacarose.

320g de solução ..................... 220g de sacarose

160g de solução ..................... x g de sacarose

x = 110gramas de sacarose

Agora precisamos saber quanto destes 110gramas de sacarose continuarão dissolvidos a 0^oC.

Pelos dados fornecidos a 0^oC teremos 180 gramas de sacarose dissolvidas em 100 gramas de água, totalizando 280gramas de solução.

Pelo cálculo anterior 160gramas de solução tem 110 gramas de sacarose e 50 gramas de água e essa quantidade de água permanece a mesma no resfriamento.

Precisamos calcular quanto de sacarose estará dissolvida em 50 gramas de água a 0^oC.

180g de sacarose ...................... 100g de água

x g de sacarose .......................... 50 g de água

x = 90 gramas de sacarose estarão dissolvidas em 50 gramas de água a 0^oC, mas a quantidade de sacarose existente na solução inicial é de 110 gramas, 20 gramas a mais do que pode ser dissolvido a 0^oC, logo essa quantidade irá se cristalizar no fundo do recipiente.

Resposta: 20 gramas de sacarose se cristaliza

15) Em 150 mL de uma solução aquosa saturada de um sal, a 20ºC, existem dissolvidos 42g de soluto. Levando em conta que a densidade dessa solução é de 1,68g/mL, calcule o coeficiente de solubilidade do sal nessa temperatura em gramas de sal por 100g de água.

Resumo teórico

Coeficiente de solubilidade: é a quantidade máxima de soluto dissolvida em Uma quantidade fixa de solvente a uma determinada temperatura.

Massa de soluto = 42gramas

Massa de solvente = massa da solução - massa de soluto

Cálculo da massa da solução pela densidade e volume fornecidos.

Leitura da densidade: 1,68g/mL significa que cada mililitro de solução tem massa igual a 1,68gramas, logo 150mililitros terá uma massa 150vezes maior que 1,68g.

Massa da solução = 252gramas

Massa de solvente = 252g de solução - 42gramas de soluto

Massa de solvente = 210g de água e tem dissolvidas 42gramas de soluto

Precisamos calcular a massa de soluto dissolvida em 100gramas de água, conforme solicitado.

Resolução do exercício

210g de água ................ 42g de soluto

100g de água ................ x g de soluto

x = 20gramas por 100gramas de água ou

Cs = 20g/100g(H₂O)

16) Foram agitados 39g de nitrato de cálcio com 25g de água a 18ºC. O sistema resultou heterogêneo e por filtração foram obtidos 57,5g de solução saturada.

Calcule o coeficiente de solubilidade do sal a 18ºC, em gramas, de soluto por 100gramas de solvente.

Resumo teórico Definição do coeficiente de solubilidade: é a quantidade máxima de soluto(nitrato de cálcio) que podemos dissolver em uma quantidade fixa de solvente(água) a uma dada temperatura.

Precisamos calcular inicialmente a quantidade de soluto dissolvido em 25gramas de água e depois calcular quanto de soluto esta dissolvido em 100gramas de água.

Lembrando que a massa da solução = massa de soluto + massa de solvente

57,5g(solução) = massa de soluto + 25g de água

Massa de soluto = 32,5gramas

Resolução do exercício

32,5g de soluto ................ 25g de água

x g de soluto ................... 100g de água

x = 130g/100g de H₂O

17) Calcule a massa de sulfato de potássio existente em 368,4 gramas de solução aquosa saturada a 90ºC.

Dado: coeficiente de solubilidade = 22,8 g K₂SO₄/100g (H₂O)

Resumo teórico

Leitura do coeficiente: conseguimos dissolver no máximo 22,8 gramas de sulfato de potássio em 100gramas de água e a mistura terá massa igual a 122,8 gramas, esta mistura chamamos de solução e foi calculada porque no exercício a massa fornecida é da solução e não do solvente.

Resolução do exercício

22,8g de K₂SO₄ .................. 122,8g de solução

x g de K₂SO₄ ...................... 368,4g de solução

x = 68,4gramas de sulfato de potássio.

18) Calcule a quantidade mínima de água, a 50ºC, necessária para dissolver totalmente 66g de sulfato de potássio.

Dado: coeficiente de solubilidade = 16,50g de K₂SO₄/100g (H₂O).

Resumo teórico

Leitura do coeficiente: cada 100gramas de água dissolve no máximo 16,5gramas do soluto - K₂SO₄

Resolução do exercício

100 g de água ............... 16,5 g de K₂SO₄

x g de água .................... 66 g de K₂SO₄

x = 400 gramas de água.

19) Coeficiente de solubilidade: pode ser definido como sendo a maior quantidade de substância (soluto) capaz de se dissolver, a dada temperatura, em uma quantidade fixa de solvente (1000g ou 100g ou 1litro). A mistura formada é saturada e homogênea, também chamada de solução.

A solução fica saturada quando não tem mais água disponível para dissociar e solvatar as partículas do soluto.

Evaporando-se 100gramas de uma solução, sem excesso no fundo, de um sal X, obtemos 25gramas de resíduo sólido. Qual o coeficiente de solubilidade do sal X, em gramas por 100 gramas de água, na temperatura da solução analisada.

Resumo teórico

Precisamos calcular a massa de água (solvente) que esta na solução.

Massa da solução = massa de soluto + massa de solvente

100g = 25g + massa de solvente

Massa de solvente = 75gramas

Logo em 75gramas de água temos 25gramas do sal X dissolvidas, vamos calcular para 100gramas.

Resolução do exercício

75g de água ........................... 25gramas do sal X

100gramas de água .............. x gramas do sal X

x = 33,3gramas

Coeficiente de solubilidade: 33,3gramas por 100gramas de água ou CS = 33,3g/100g H₂O

20) Misturam-se, a 20°C, 0,5 g de uma substância em 400 mL de água. Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade desta substância é igual a 1,1g/L (H₂O), pergunta-se: a mistura obtida será homogênea ou heterogênea? Por quê?

Resumo teórico

Leitura do coeficiente: 1,1g/L (H₂O) significa que em um litro de água teremos 1,1grama da substância dissolvida.

Vamos calcular a massa da substância dissolvida em 400mililitros

1litro = 1000mililitros

Resolução do exercício

1000mililitros ................ 1,1grama

400 mililitros ................. x gramas

x = 0,44gramas

Conclusão: em 400mililitros de água dissolvemos no máximo 0,44gramas, logo se adicionarmos 0,5gramas a mistura terá excesso no fundo de 0,06gramas e terá duas fases uma líquida e uma sólida sendo considerada uma mistura heterogênea.

21) Sendo dados os coeficientes de solubilidade de dois sais

A = 80g/100g (H₂O) e B = 60g/100g (H₂O) a uma temperatura de 60^oC.

Pergunta-se: dissolvendo 100 gramas de cada sal em 100 gramas de água a 60^oC, determine a massa total do precipitado existente:

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura do coeficiente: A = 80g/100g (H₂O) significa que em 100gramas de água conseguiremos dissolver no máximo 80gramas do sal, ou seja dos 100gramas adicionados 80gramas dissolvem e 20gramas não, logo terá 20gramas de sal no fundo do recipiente como precipitado.

Leitura do coeficiente: B = 60g/100g (H₂O) significa que em 100gramas de água conseguiremos dissolver no máximo 60gramas do sal, ou seja dos 100gramas adicionados 60gramas dissolvem e 40gramas não, logo terá 40gramas de sal no fundo do recipiente como precipitado.

Massa total do precipitado = 20 + 40 = 60gramas

22) O coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio é 380 gramas para 1000gramas de água a 15^oC. Qual a massa de resíduo que aparece ao se evaporar toda água de 20gramas de uma solução saturada de cloreto de sódio a 15^oC, sem corpo de fundo.

Resumo teórico

Leitura do coeficiente: 380g/L significa que em um litro de água conseguimos dissolver 380gramas de cloreto de sódio.

Massa do resíduo significa a massa de cloreto de sódio que esta dissolvida nos 20gramas de solução e que após a evaporação da água terá o resíduo perguntado.

Lembrando que a massa da solução é a soma da massa do soluto (NaCl) com a massa do solvente (H₂O).

Precisamos calcular qual a massa de soluto, cloreto de sódio tem em 20gramas de solução.

Pelo coeficiente de solubilidade concluímos que 380gramas de cloreto de sódio estão dissolvidos em 1380gramas (380g de NaCl + 1000g H₂O) de solução.

Resolução do exercício

380g de NaCl ............. 1380g de solução

x g de NaCl ................ 20g de solução

x = 5,5gramas de NaCl que será o resíduo após a evaporação de toda a água.

23) A quantidade de água a 20^oC, para dissolver completamente 45gramas de sulfato de cério, é:

Dado: coeficiente de solubilidade a 20^oC = 20g por 100g H₂O.

Resumo teórico

Leitura do coeficiente de solubilidade: cada 100gramas de água pode dissolver no máximo 20gramas da substância, precisamos calcular a quantidade de água para dissolver 45gramas.

Resolução do exercício

20g da substância ........... 100g de água

45g da substância ........... x g de água

x = 225 gramas de água.

24) A porcentagem de clorato de potássio que se dissolve quando se adicionam 12gramas da substância em 100gramas de água.

Coeficiente de solubilidade = 10g/100g H₂O

Resumo teórico

Leitura do coeficiente de solubilidade: cada 100gramas de água pode dissolver no máximo 10gramas da substância.

Resolução do exercício

12g da substância ............... 100%

10g da substância ............... x %

x = 83%

25) Qual a massa de clorato de potássio que esta dissolvida em 240 gramas de solução saturada a 50^oC.

Coeficiente de solubilidade = 20g/100g(H₂O)

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura do coeficiente de solubilidade: cada 100gramas de água pode dissolver no máximo 20gramas do clorato de potássio.

Como o dado fornecido foi massa da solução e a pergunta foi massa do soluto (clorato de potássio) precisamos fazer uma relação proporcional entre elas.

massa do soluto + massa do solvente = massa da solução

20g + 100g = 120g, logo temos 20gramas de clorato de potássio, o soluto, dissolvidos em 120gramas de solução.

Para 240gramas será o dobro, ou seja, 40gramas.

26) A 10^oC uma solução saturada de carbonato de lítio conduzirá melhor a corrente elétrica que uma solução saturada de nitrato de prata, à mesma temperatura, sendo dados os coeficientes de solubilidade.

Li₂CO₃ => coeficiente de solubilidade = 1,52g/100g (H₂O)

AgNO₃=>coeficiente de solubilidade = 170g/100g (H₂O)

Resumo teórico

Leitura dos coeficiente (Li₂CO₃): cada 100gramas de água terá 1,52gramas de carbonato de lítio dissolvido.

Leitura dos coeficiente (AgNO₃): cada 100gramas de água terá 170gramas de nitrato de prata dissolvido.

Condutividade elétrica é diretamente proporcional a quantidade de íons, em mols, dissolvidos na água.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade em mols de 1,52gramas de carbonato de lítio (Li₂CO₃).

Dissociação de íons: 1Li₂CO₃ => 2Li¹⁺ + 1CO₃^2-

Total de íons = 3mols

Massa molar: (2 . 7) + (1 . 12) + (3 . 16) = 74 gramas por mol.

1mol ................ 74g

x mol ............. 1,52g

x = 0,02mol de partículas

Concentração de íons = 0,02mol x 3 = 0,06mol de íons, menor concentração, menor condutividade elétrica.

Cálculo da quantidade em mols de 170gramas de nitrato de prata (AgNO₃).

Dissociação de íons: 1AgNO₃ => 1Ag¹⁺ + 1NO₃¹⁺

Total de íons = 2mols

Massa molar: (1 . 108) + (1 . 14) + (3 . 16) = 170gramas por mol.

170gramas = 1mol de partículas

Concentração de íons = 1mol x 2 = 2 mols de íons, maior concentração, maior condutividade elétrica.

Afirmação do exercício é falsa!

27) A mistura de 10 gramas de cloreto de amônio com 50 gramas de água a 0^oC resultará em uma solução insaturada.

Dado: coeficiente de solubilidade = 50g/100g(H₂O)

Resumo teórico e resolução do exercício

Solução insaturada: é aquela que a quantidade de substância dissolvida não chegou no máximo, poderíamos acrescentar mais até aparecer excesso no fundo, chamado de corpo de fundo ou de chão.

Leitura do coeficiente: 100gramas de água dissolve no máximo 50gramas da substância a 50^oC, logo 50gramas de água, a metade, dissolverá a metade, ou seja, 25gramas de cloreto de amônio.

A solução formada não saturou.

Solução Insaturada, afirmação correta.

28) A água potável não pode conter mais do que 5,0 x 10^-4mg de mercúrio (Hg) dissolvidos por grama de água. Para evitar o inconveniente de usar números tão pequenos, o químico utiliza um recurso matemático, surgindo assim uma nova unidade de concentração: ppm (partes por milhão).

Resumo teórico

ppm: é igual a massa de soluto em mg dividida pela massa do solvente em kg.

A quantidade máxima, em ppm, permitida de mercúrio na água potável corresponde a 5,0 x 10^-4mg

O mercúrio é o soluto e precisamos calcular quanto dele poderemos ter por quilograma de água ou por 1000gramas de água.

Resolução do exercício

5,0 . 10^-4mg de Hg ........... 1grama de água

x mg de Hg ........................ 1000gramas de água

x = 0,5mg/kg ou 0,5ppm

29) Uma solução contendo 14g de cloreto de sódio dissolvidos em 200mL de água foi deixada em um frasco aberto, a 30°C. Após algum tempo, começou a cristalizar o soluto. Qual volume mínimo e aproximado, em mililitros, de água deve ter evaporado quando se iniciou a cristalização?

Dados: solubilidade, a 30°C, do cloreto de sódio igual a 35g/100g de água.

Densidade da água a 30°C = 1,0g/mL

Resolução

O início da cristalização será quando a solução ficar saturada.

Vai saturar quando atingir seu coeficiente de solubilidade, ou seja 35 gramas de cloreto de sódio em 100 mL de água, conforme dado do teste.

A proporção de saturação será de 35/100 = 0,35

14 gramas estão dissolvidos em 200 mL de água. Devemos evaporar água até chegar na proporção estequiométrica de 0,35

14 gramas / X mL de solvente deve ser igual a 0,35

14 / X = 0,35 => X = 14 / 0,35 = 40 mL de solvente

Como a solução tem 200 mL de solvente devemos evaporar 160 mL para chegar aos 40 mL, que é o volume de saturação.

Resposta: 160 mL

CÁLCULOS COM PORCENTAGEM

2023-04-12T14:03:00.007-03:00

01) O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio a 0,9%. A quantidade, aproximada, em mol(s) de cloreto de sódio consumidos por um paciente que recebeu 1500 mL de soro fisiológico, é

Resumo teórico

Leitura percentual: 0,9% de cloreto de sódio no soro fisiológico significa que em 100gramas de soro temos 0,9gramas de cloreto de sódio.

Podemos considerar a densidade do soro igual a 1g/mL, pois a quantidade de cloreto de sódio misturada na água para formar o soro fisiológico é muito pequena e neste caso o volume será igual a massa.

Volume do soro = 1500mL = 1500gramas, pois pela densidade 1 grama é igual a 1 mililitro.

Calculando a massa de cloreto de sódio em 1500 gramas de soro poderemos depois transformar essa quantidade para mols.

Resolução do exercício

100g ................ 0,9g

1500g .............. X

X = 13,5gramas de cloreto de sódio

Leitura molar: 1mol de NaCl (23+35,5) tem massa igual a 58,5g.

1mol ................ 58,5g

xmol .............. 13,5g

x= 0,23mol

02) Qual a porcentagem, em massa, de uma solução de cloreto de sódio, cuja concentração é 116g/litro e sua densidade é 1,77g/mL.

Resumo teórico

Leitura percentual: representa a massa, em gramas, de soluto em 100gramas de solução.

Leitura da concentração: 116g/litro significa que em um litro de solução temos 116gramas de soluto dissolvidos.

Leitura da densidade: cada mililitro de solução tem massa igual a 1,77gramas.

Precisamos transformar um litro de solução em massa.

Se cada mililitro de solução tem massa igual a 1,77gramas, 1litro ou 1000 mililitros terá uma massa 1000 vezes maior, ou seja, 1770gramas.

Resolução do exercício

1770 g de solução ................. 116gramas de soluto
100 gramas de solução .......... x g de soluto

x = 6,6gramas de soluto estão dissolvidos em 100gramas de solução.

x = 6,6%

03) Pesquisas mostram que a adição de 10mg de sulfato de ferro II em água potável suficiente para obter-se um litro de solução, diminui drasticamente a anemia em populações carentes. Nessa solução, a porcentagem em massa de sal é aproximadamente:

Resumo teórico

Leitura ponderal: porcentagem em massa representa a massa da substância, soluto, em 100gramas de solução.

1litro de solução é igual a 1kilograma, pois a quantidade de substância dissolvida é muito pequena e a densidade da solução é aproximadamente igual a 1.

Temos 10miligramas de sulfato de ferro III dissolvidas em 1000gramas(1Kg) de solução, logo em 100gramas de solução teremos 1miligrama ou 0,001grama.

Resolução do exercício

Regra de três.

10mg (sulfato) ................ 1.000g (solução)
x mg (sulfato) ................. 100g (solução

x = 1 miligrama ou 0,001grama

Conclusão: temos 0,001grama de sulfato de ferro III dissolvidas em 100gramas de solução, logo a porcentagem é de 0,001%.

04) Calcule, com dois algarismos significativos, a porcentagem em massa do solvente, em uma solução de concentração igual a 34,2mol/litro de sacarose em água.

Massa específica da solução = 1,01g/mL.

Resumo teórico

Porcentagem em massa, do solvente: significa a massa, em gramas, de solvente em 100gramas de solução.

O objetivo é descobrir a massa de solvente na solução, logo se soubermos a massa da solução e a massa de soluto a diferença dará a massa de solvente.

Leitura da concentração: 34,2gramas/litro significa que em um litro de solução temos 34,2gramas de soluto.

Massa de soluto = 34,2gramas

Leitura da densidade: 1,01gramas por mililitro, significa que um mililitro de solução tem massa igual a 1,01gramas, como temos 34,2gramas de soluto em um litro de solução, se calcularmos a massa da solução em um litro a diferença nos dará a massa de solvente.

1litro é igual a 1000mililitros que é 1000vezes maior que 1milillitro, logo a massa também será 1000 vezes maior, ou seja 1010gramas.

Resolução do exercício

Massa de solvente = 1010 menos 34,2 = 975,8gramas

Cálculo da porcentagem, em massa , de solvente.

A palavra porcentagem significa uma quantidade em 100 partes, neste caso partes de solvente em 100 partes de solução.

1010g de solução ...................... 975,8gramas de solvente
100g de solução ........................ X gramas de solvente

x = 97g de solvente em 100gramas de solução

x = 97%

05) Um adoçante dietético é uma mistura de:

96,5% ................ Lactose

3,8% .................. Aspartame

0,6% .................. Dióxido de Silício

Um envelope com 1g de adoçante dietético tem na mistura quantos gramas de edulcorante artificial aspartame ?

Resumo teórico

Leitura ponderal (%): o adoçante dietético tem 3,8% de aspartame, o que significa 3,8gramas de aspartame por 100gramas de adoçante dietético, logo em cada 1grama de adoçante teremos 100 vezes menos de aspartame.

Relação: massa de adoçante (solução) e massa de aspartame (soluto).

Resolução do exercício

Adoçante ................... aspartame

100gramas ............... 3,8gramas

1grama ..................... x gramas

x = 0,038gramas

06) Que massa de uma solução a 4%, em massa, de cloreto de sódio é necessária para se obter 6,0 miligramas deste composto?

Resumo teórico

Leitura ponderal (%): 4% significa que em 100miligramas de solução temos 4miligramas de cloreto de sódio.

Resolução do exercício

100 mg (solução) ........... 4mg (cloreto de sódio)

X mg (solução ................ 6mg (cloreto de sódio)

X = 150 miligramas de solução

07) Qual a massa de mercúrio, em quilogramas, que existe em 1 tonelada de cinábrio contendo 70% de sulfeto de mercúrio II.

Resumo teórico

Leitura percentual: 70% de sulfeto de mercúrio II no cinábrio significa que cada 100 gramas de cinábrio tem 70 gramas de sulfeto de mercúrio II. Vamos calcular para uma tonelada de cinábrio quanto tem de sulfeto de mercúrio II.

Resolução do exercício

100g ................... 70 g
1.000.000g .......... x g

x = 700.000 gramas de sulfeto de mercúrio II

Cálculo da massa de mercúrio.

Massa do sulfeto de mercúrio II = HgS = (1 .200) + (1 .32) = 232gramas de sulfeto de mercúrio II tem 200 gramas de mercúrio.

232g(HgS) .............. 200(Hg)
700.000 g (HgS) ...... x g (Hg)

x = 603.000g = 603 quilogramas

08) A porcentagem, em massa, de etanol, em uma solução aquosa dessa substância, é igual a 46%. Calcular quantos mols tem de álcool e água por litro de solução.

Resumo teórico

Leitura ponderal: 46%, em massa , de etanol significa que 100gramas de solução aquosa tem 46gramas de etanol e a diferença é 54gramas de água.

Como o volume da solução aquosa é de 1litro ou 1000mililitros sua massa será igual a 1000gramas, considerando densidade igual a 1g/mL.

1000gramas é dez vezes maior que 100gramas, logo teremos 10 vezes mais massa de álcool e água, ou seja 460gramas de álcool e 540gramas de água.

==> Cálculo da quantidade em mols de etanol

A relação de cálculo é massa e mols de etanol.

A massa de um mol é calculada tendo a fórmula da substância, neste caso etanol.

A palavra ETANOL significa ET = 2 carbonos; AN = ligação simples entre carbonos e OL = grupo "OH" ligado no álcool em carbono saturado.

Fórmula molecular = CH3-CH2-OH => C2H6O

Resolução do exercício

Massa molar = (2 .12) + (6 .1) + (1 .16) = 46gramas por mol

1 mol .............. 46g

x mol ............ 460g

x = 10mols

==> Cálculo da quantidade em mols da água

A relação de cálculo é massa e mols de água

A massa de um mol é calculada tendo a fórmula da substância, neste caso água.

Fórmula molecular = H2O

Massa molar = (2 .1) + (1 .16) = 18gramas por mol

1 mol .............. 18g

x mol ............ 540g

x = 30 mols

09) O urânio é um elemento cujos átomos contêm 92 prótons, 92 elétrons e entre 135 e 148 nêutrons. O isótopo de urânio ²³⁵U é utilizado como combustível em usinas nucleares, onde, ao ser bombardeado por nêutrons, sofre fissão do seu núcleo e libera uma grande quantidade de energia igual a 2,35 .10¹⁰ kJ/mol.

O isótopo ²³⁵U ocorre naturalmente em minérios de urânio, com concentração de apenas 0,7%. Para ser utilizado na geração de energia nuclear, o minério é submetido a um processo de enriquecimento, visando aumentar a concentração do isótopo ²³⁵U para aproximadamente, 3% nas pastilhas. Em décadas anteriores, houve um movimento mundial para aumentar a geração de energia nuclear buscando substituir, parcialmente, a geração de energia elétrica a partir da queima do carvão, o que diminui a emissão atmosférica de CO₂(gás com massa molar igual a 44 g/mol).

Resumo teórico

A queima do carvão é representada pela equação química:

C_(s) + O_2(g) => CO_2(g) delta H = -400 KJ/mol

Qual é a massa de CO₂ , em toneladas, que deixa de ser liberada na atmosfera, para cada 100 g de pastilhas de urânio enriquecido utilizadas em substituição ao carvão como fonte de energia?

Resolução do exercício

Inicialmente precisamos saber qual a quantidade de energia será liberada por uma pastilha de 100 gramas de urânio enriquecido, pois vamos considerar que este vai substituir a liberação de gás carbônico na liberação da mesma quantidade de energia.

Cálculo da quantidade de urânio enriquecido por pastilha.

100 gramas ................ 100%

x gramas ................... 3%

x = 3 gramas

Cálculo da quantidade de energia liberada quando o de urânio enriquecido sofrer fissão.

Leitura molar: 2,35 .10¹⁰ kJ/mol significa que 1 mol de urânio-235 pode liberar até 2,35 .10¹⁰ kJ de energia na fissão nuclear.

1 mol de urânio enriquecido = 235 gramas

235 gramas ................ 2,35 .10¹⁰ kJ

3 gramas ................... x kJ

x = 0,03 .10¹⁰ kJ é a energia liberada na fissão do urânio enriquecido e agora precisamos calcular a massa de gás carbônico produzida quando da queima de carvão(C) para produzir a mesma quantidade de energia.

Leitura molar: delta H = -400 KJ/mol, significa que cada mol ou 44 gramas de gás carbônico produzido ocorre liberação de 400 kJ.

44gramas ................ 400kJ

x gramas ................ 0,03 .10¹⁰ kJ

x = 0,0033 .10¹⁰gramas = 33 . 10⁶ gramas = 33 toneladas

10) O fluoreto de sódio é um dos componentes dos cremes dentais, pois inibe a desmineralização dos dentes, tornando-os menos sensíveis às cáries. Um determinado dentista recomendou a um paciente que fizesse bochechamento diário com uma solução 0,1% (m/v) de fluoreto de sódio (NaF). A solução sugerido apresenta uma concentração, em mol/L, de, aproximadamente:

Resumo teórico

Leitura ponderal: 0,1% (m/v) significa que cada 100mililitros de solução tem 0,1gramas de fluoreto de sódio.

Como a pergunta é concentração em mols de soluto por litro de solução precisamos transformar massa, em gramas, para mol e mililitros para litros.

Massa molar no NaF = (1 . 23) + (1 . 19) = 42g/mol

Resolução do exercício

1mol ................ 42gramas

X mols ............. 0,1grama

X = 0,0024mol

Volume em litros: 100mililitros é igual a 0,1litro.

Concentração = 0,0024mol / 0,1L = 0,024mol / L

11) Os ossos possuem 65% de sua massa constituída de matéria mineral. Esta, por sua vez, contém 80% de fosfato de cálcio. Calcular a massa de cálcio, em quilogramas(kg), que se pode obter a partir de uma tonelada de ossos.

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo da massa de matéria mineral.

65 kg ............... 100 kg
x kg ................. 1.000Kg

x= 650 kg

Cálculo da quantidade de fosfato de cálcio na matéria mineral

650kg ................ 100%
x kg .................. 80%

x = 520 kg

Cálculo da quantidade de íons cálcio presentes nessa quantidade de fosfato de cálcio.

Fórmula: Ca₃(PO₄)₂

Massa molar do fosfato de cálcio: (3 .40) + (2 .31) + (8. 16) = 310g

Leitura mássica usando a fórmula: em 310 gramas de fosfato de cálcio temos 120 gramas de íons cálcio.

Cálculo da massa de íons cálcio em 650kg de fosfato de cálcio.

Fosfato ............. íons cálcio

310g ................. 120g
650.000g .......... x gramas

x = 252.000 gramas = 252 kg

12) Que massa de ferro, em quilogramas, existe em 0,5 toneladas de magnetita contendo 90% de óxido salino de ferro (Fe₃O₄)?

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo da massa pura de óxido de ferro na magnetita.

0,5 toneladas = 500 quilogramas

100kg ............ 90 kg
500kg ............. x g

x = 450 kg da parte pura do minério magnetita é de Fe₃O₄.

Consequentemente 10% ou 50kg constituem a impureza.

Massa molar do Fe₃O₄: (3 . 56) + (4. 16) = 232 gramas

Leitura mássica: em 232 gramas de Fe₃O₄ temos 168 gramas de ferro.

450 quilogramas = 450.000 gramas

Fe₃O₄ ............... Fe

232g .............. 168g
450.000g ........ x g

x = 326.000g = 326 kg

13) Quantas gramas de íons cálcio existem em 500gramas de cloreto de cálcio di-hidratado, contendo 5% de impurezas.

Resumo teórico

Fórmula do cloreto de cálcio di-hidratado: CaCl2.2H2O

Massa molar[CaCl2.5H2O]:(1. 40) + (2. 35,5) + (2. 18) = 147 gramas

Leitura mássica: 201 gramas de cloreto de cálcio di-hidratado contém 40 gramas de íons cálcio.

Resolução do exercício

Cálculo da massa de cloreto de cálcio di-hidratado puro, que é 95% de 500 gramas.

500gramas ............... 100%
x gramas ................. 95%

x = 475gramas

Cálculo da massa de íons cálcio no cloreto de cálcio di-hidratado.

147gramas ............... 40gramas
475 gramas .............. x gramas

x = 129,5 gramas

14) Determinar o número de mols de água de cristalização do sulfato de magnésio, sabendo-se que 3,63 gramas deste sal hidratado contêm 51,4% de água de cristalização.

Resumo teórico

Leitura percentual: 51,4% de água de cristalização significa que em cada 100 gramas do sal hidratado teremos 51,4 gramas de água.

Resolução do exercício

Cálculo da massa de água de cristalização.

51,4gramas .............. 100gramas
x gramas .................. 3,63gramas

x = 1,86gramas é a quantidade de água de cristalização, logo o sal sem a água tem massa de 1,77gramas (3,63 - 1,86).

Cálculo da massa do sal hidratado: MgSO4. xH2O = (24. 1) + (4. 16) + 18x = 120 + 18x

Precisamos calcular o valor do "x" e saberemos quantos mols tem de água de cristalização.

A proporção será entre as massas do sal com água(hidratado) e as massas do sal sem água(anidro):

3,63g .............. 120 + 18x
1,77g .............. 120

x = 7

15) Um composto de massa molar igual a 152 gramas forma um hidrato contendo 45,3% de água de hidratação. Calcular quantos mols de água de cristalização tem o composto hidratado.

Resumo teórico

Precisamos calcular quantos mols(x) tem de água neste sal hidratado.

Leitura porcentual: 45,3% significa que em cada 100 gramas do sal hidratado tem 45,3 gramas de água.

Leitura da quantidade de água no sal hidratado: o sal hidratado terá massa igual a 152gramas mais a água que será 18x, onde o "x" será nosso objetivo de cálculo.

Resolução do exercício

100 g (sal) ..................... 45,3 g(água)
152 + 18x g(sal) ............. 18x g (água)

x = 7 mols

16) Para a prevenção de cáries, em substituição à aplicação local de flúor nos dentes, recomenda-se o consumo de “água fluoretada”.
Sabendo-se que a porcentagem, em massa, de fluoreto de sódio na água é de 2 .10^–4 %, um indivíduo que bebe 1 litro dessa água, diariamente, terá ingerido uma massa, em gramas, desse sal igual a:

Dado: densidade da água fluoretada 1,0 g/mL

Resumo teórico

Leitura ponderal: 2 .10^–4 % significa que 0,0002 gramas de fluoreto de sódio estão dissolvidos em 100 gramas de água fluoretada.
Um litro ou 1000 mililitros de água fluoretada tem massa igual a 1000 gramas, ou seja dez vezes maior que 100 gramas, logo a quantidade de fluoreto de sódio será dez vezes maior, ou seja 0,002 gramas ou 2 .10^–3 gramas.

Resolução do exercício

Montando a regra de três.

0,0002g ........................ 100 g
x gramas ...................... 1000g

x = 0,002 gramas

17) Existe um percentual de 30% de álcool numa mistura de 6000 litros de álcool e gasolina, para transformar esse percentual para 24%, quanto de gasolina deve-se adicionar na mistura?

Resumo teórico e resolução do exercício

Precisamos saber quanto de álcool temos que é a quantidade que não vai variar.

mistura ............... %

6000 litros .......... 100%

x litros ................. 30%

x = 1800 litros de álcool

Após adicionar mais gasolina os 1800 litros de álcool corresponderão a 24% do volume total da solução e não mais aos 30%, logo a quantidade de gasolina será 100 – 24 = 76% do volume total da solução, montando a regra de três teremos:

álcool => 1800 litros ........... 24%

gasolina => x litros ............. 76%

x = 5700 litros de gasolina.

* O volume total da solução agora será de 5700 + 1800 = 7500 litros, logo foram adicionados 1500 litros de gasolina, pois o volume inicial da mistura álcool e gasolina era de 6000 litros.

18) A hemoglobina é uma metaloproteína que contém 0,35% de Fe em massa. Ela está presente nos glóbulos vermelhos e permite o transporte de oxigênio pelo sistema circulatório. Sabendo-se que a molécula de hemoglobina contém 4 átomos de Fe, sua massa molar é de aproximadamente:

Resumo teórico

Leitura percentual: 0,35% significa que cada 100 gramas de hemoglobina tem 0,35 gramas de íons ferro.

Leitura da massa molar: massa molar significa a massa de um mol da substância, ou seja, a massa correspondente a 6,02 . 10²³ partículas, neste caso moléculas de hemoglobina.

Legenda: Ferro => Fe Hemoglobina => Hb

Resolução do exercício

Calcular a massa de 4 átomos de ferro.

6,02 . 10²³átomos Fe ................... 56 gramas
4 átomos .......................................... x gramas

x = 37,2 . 10^-23 gramas

Esta massa corresponde a 0,35% da massa total de uma molécula de hemoglobina.

37,2 . 10^-23 gramas ...................... 0,35%
x gramas ......................................... 100%

x = 10.630 . 10^-23gramas é a massa de uma molécula de hemoglobina.

Cálculo da massa molar, ou seja, da massa de um mol de hemoglobina.

10.630 . 10^-23gramas ....................... 1 molécula de Hb
x gramas ........................................... 6,02 . 10²³gramas moléculas de Hb

x = 63.993 g

19) Em um experimento, 10 gramas de uma liga de latão, constituída por cobre e zinco, foram tratados com uma solução aquosa de ácido clorídrico.
O cobre não reagiu, mas o zinco reagiu de acordo com

Zn _(s) + 2H¹⁺(aq) => Zn²⁺(aq) + H_2(g)

Após o ataque por ácido clorídrico, a massa de sólido remanescente, filtrado e seco, era igual a 7,8 gramas.
Com base nesses dados, é correto afirmar que a porcentagem ponderal de zinco na liga era aproximadamente igual a:

Resumo teórico

Da massa total, 10 gramas, após a reação reagiram 2,2 gramas de zinco e sobraram 7,8 gramas de cobre no filtro.

Resolução do exercício

Cálculo da porcentagem ponderal de zinco em 10 gramas de latão.

10 gramas(latão) ........................ 100%
2,2 gramas (zinco) ...................... x

x = 22%

20) A embalagem de um sal de cozinha comercial com reduzido teor de sódio, o chamado "sal light", traz a informação: "cada 100g contém 20g de ions sódio ... ". Isso significa que a porcentagem, em massa, de cloreto de sódio nesse sal é aproximadamente igual a:

Resumo teórico e resolução do exercício

Cálculo da massa correspondente de cloreto de sódio que possui 20gramas de íons sódio.

Massa molar (NaCl) = (1 . 23) + (1 . 35) = 58gramas por mol.

Cada 58gramas de cloreto de sódio é formada por 23gramas de íons sódio.

58g ........... 23g
x g ............ 20g

x = 50g

Refazendo a informação dada no teste: "cada 100g contém 20g de ions sódio ... " fica: "cada 100g contém 50g de cloreto de sódio ... "

Leitura percentual: se cada 100g do sal contém 50g de cloreto de sódio a porcentagem, em massa, será igual a 50%.

21) O ferro é um elemento essencial na alimentação humana para formação de hemoglobina. Apenas 10% do ferro do feijão é absorvido pelo organismo humano. Supondo que em 100 gramas de feijão encontremos 0,2% de ferro e que cada átomo de ferro formará uma molécula de hemoglobina o número de moléculas de hemoglobina formada será:

Resumo teórico

O objetivo é calcular número de átomos de ferro cujo valor será igual ao número de moléculas de hemoglobina.

Leitura percentual 1 : 100 g de feijão encontramos 0,2% de ferro, significa que em cada 100 gramas de feijão teremos 0,2 gramas de ferro.

Leitura percentual 2: 10% do ferro do feijão é absorvido pelo organismo humano, significa que cada 100 gramas de ferro apenas 10 gramas será absorvido pelo nosso organismo, ou seja 10% da massa de 0,2 gramas de ferro será absorvida formando moléculas de hemoglobina.

Resolução do exercício

0,2 gramas ................ 100%
x gramas .................... 10%

x = 0,02 gramas serão absorvidas pelo nosso organismo formando moléculas de hemoglobina.

Precisamos transformar esta massa em número de átomos.

56 gramas de Fe ................ 6,02 .10²³ átomos
0,02 gramas de Fe ............ x átomos

x = 2,15 .10²⁰ átomos de ferro formará a mesma quantidade de moléculas de hemoglobina, pois a relação é de 1:1.

22) Uma barra de chocolate contém, aproximadamente, 60% de carboidratos, 7% de proteínas e 27% de lipídios. Quantas horas uma pessoa deve caminhar para consumir a energia fornecida pelo consumo de uma barra de chocolate de 100g ?

Dados de energia:

Resumo teórico

=> combustão das proteínas = 22kJ/g , significa que cada grama de proteína queimada libera 22kJ de energia.

=> combustão dos carboidratos = 17kJ/g , significa que cada grama de carboidrato queimado libera 17kJ de energia.

=> combustão dos lípidios = 38kJ/g , significa que cada grama de lipídio queimado libera 38kJ de energia.

=> consumida em uma caminhada =1100kJ/h , significa que cada hora de caminhada teremos um consumo de energia igual a 1100kJ.

Leitura percentual: 60% de carboidratos significa que em 100g de chocolate teremos 60g de carboidratos.

7% de proteínas significa que em 100g de chocolate teremos 7g de proteínas.

27% de lípidios significa que em 100g de chocolate teremos 27g de lipídios.

Cálculo da energia adquirida após consumo de 100g de chocolate.

Esta energia é a soma das energia produzidas pelas proteínas, lipídios e carboidratos consumidos.

Resolução do exercício

Conforme dados cada grama de proteína queimada libera 22kJ.

1g ............ 22kJ

7g ............ x

x = 154kJ

Conforme dados cada grama de lípidio queimado libera 38kJ.

1g ........... 38kJ

27g ......... x

x = 1026kJ

Conforme dados cada grama de carboidrato queimado libera 17kJ.

1g ............ 17kJ

60g .......... x

x = 1020kJ

Energia total consumida

1020 + 1026 + 154 = 2200kJ

Cálculo da quantidade em horas.

1100 kJ ............ 1 hora

2200 kJ ............ x

x = 2 horas

23) O efeito estufa é uma das mais graves agressões humanas à natureza. Esse efeito é causado por quantidades determinadas de gases tais como o dióxido de carbono, os clorofluorcarbonos, o metano, o dióxido de nitrogênio, dentre outros. As principais fontes de contaminação da natureza pelo dióxido de carbono são a queima de combustíveis fósseis, a queima de florestas e também a fumaça dos cigarros.

Somente no ano de 2020, estima-se que foram consumidos, no país, cerca de 164 bilhões de cigarros.

Considere que a massa de um cigarro seja de 0,85gramas e que 40% da massa do cigarro seja constituída pelo elemento carbono.

Calcule quantas toneladas de dióxido de carbono, em valores arredondados, os fumantes lançaram na atmosfera em 2020.

Resumo teórico

Leitura porcentual: cada 100partes de cigarro tem 40partes de carbono ou cada 100gramas de cigarro tem 40gramas de carbono.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade de carbono por cigarro.

100g ......... 40g

0,85g ........ x

x = 0,34gramas

Como a pergunta é referente ao dióxido de carbono e não diretamente do carbono, precisamos transformar a massa de carbono (C) para massa de dióxido de carbono (CO₂).

Massa molar do CO₂ = (1 . 12) + (2 . 16) = 44gramas de dióxido de carbono é formada por 12gramas de carbono.

44g ......... 12g

x g .......... 0,34g

x = 1,25gramas é o que pode ser produzido de dióxido de carbono por cigarro queimado.

Cálculo da quantidade de dióxido de carbono em 164 bilhões de cigarros.

164.000.000.000 cigarros = 164 .10⁹ cigarros

1cigarro ............................ 1,25g

164 .10⁹ cigarros ............ x g

x = 2 .10¹¹ gramas ou 2 .10⁵toneladas

24) No processo de produção do ferro a partir da hematita, minério rico em óxido de ferro, a sílica (dióxido de silício) é removida por reação com o calcário (carbonato de cálcio).

Resumo teórico

Com a aplicação dos fundamentos dos cálculos estequiométricos, é possível afirmar que são necessários 100 gramas de calcário para reagir com 60 gramas de sílica.

O minério de ferro apresenta em média 1% de sílica.

A quantidade de calcário utilizada para a remoção de toda sílica em 200 toneladas desse minério, é igual a ?

Leitura percentual: 1% de sílica significa que em 100 partes de minério tem uma parte de sílica ou 100 toneladas de minério tem uma tonelada de sílica, logo 200 toneladas de minério terá 2 toneladas de sílica misturada, como impureza.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade de calcário para remover a sílica.

100g .............. 60g

x ton .............. 2ton

x = 3,33toneladas

Obs: não transformei a unidade tonelada para gramas, pois no cálculo da proporção esta unidade "grama" vai ser simplificada (cancelada).

25) Em 2003 pacientes que foram submetidos a exame de raios-X no diagnóstico de úlceras do aparelho digestivo, usando uma suspensão aquosa de sulfato de bário como contraste, morreram em consequência de envenenamento por íons bário. As investigações indicaram que o lote encontrava-se contaminado por carbonato de bário (14% contra um limite máximo de 0,001%).

Qual a massa de sulfato de bário, em miligramas, contendo 14% de BaCO₃ como impureza, seria suficiente para matar um paciente, sabendo que a dose letal de cátions bário (Ba²⁺) é 35miligramas.

Resumo teórico

O carbonato de bário é formado por cátions bário e ânions carbonato, logo tendo a massa de cátions bário poderemos achar a massa de carbonato de bário que corresponder a 14% da mistura.

Resolução do exercício

Massa molar (BaCO₃) = (1 . 137) + (1 . 12) + (3 . 16) = 197gramas por mol

197g de BaCO₃ é formado por 137 g de cátions bário.

Lembre que o prefixo "mili" significa dividir por 1000

197 g ............. 137 g

x g ................ 0,035g

x = 0,050g de BaCO₃

Leitura percentual: cada 100g da mistura tem 14gramas de carbonato de bário.

100g ................. 14g

x g .................... 0,050g

x = 0,359g = 359mg

26) Calcular a composição centesimal (%) da água.

Resumo teórico

Leitura porcentual: 18 gramas de água corresponde a 100% de massa.

Massa molar: (2 . 1) + (1 . 16) = 18 gramas de água é formada por 2 gramas de hidrogênio e 16 gramas de oxigênio.

Resolução do exercício

Porcentagem de hidrogênio

18 g ............. 100%

2 g ............... x

x = 11,11 %

Porcentagem de oxigênio

18 g ............. 100%

16 g .............. x

x = 88,89 %

27) Que massa de óxido salino de ferro, em toneladas, existe em 0,5 toneladas de magnetita contendo 90% deste óxido.

Resumo teórico

Leitura percentual: 90% de óxido salino de ferro significa que em cada 100 toneladas de magnetita teremos 90 toneladas de óxido de ferro salino.

Resolução do exercício

100 toneladas .......... 90 toneladas

0,5 toneladas .......... x

x = 0,45 toneladas

28) Um soro fisiológico é uma solução aquosa que contém 0,9%, em massa de cloreto de sódio.

Para preparar 200 gramas dessa solução, a quantidade necessária de cloreto de sódio é de:

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura percentual: 0,9% significa que em cada 100 partes da solução 0,9 partes é de cloreto de sódio ou cada 100 gramas de solução tem 0,9 gramas de cloreto de sódio, logo para preparar 200 gramas precisaremos de 1,8 gramas de cloreto de sódio.

29) Em um experimento, 10g de uma liga de latão, constituída por cobre e zinco, foram tratados com uma solução de HCl. O cobre não reagiu, mas o zinco reagiu.

Após o ataque do HCl, a massa do sólido remanescente, filtrado e seco, era igual a 7,8g.

Com base nesses dados, é correto afirmar que a porcentagem ponderal de zinco na liga era de aproximadamente igual a ?

Resumo teórico

Tratados significa misturados, adicionados a uma solução ácida.

Após o ataque significa após a reação com ......

Sólido remanescente significa que não reagiu.

Porcentagem ponderal significa porcentagem em massa.

Porcentagem em massa: é a relação entre a massa de um dos componentes com a massa total.

Resolução do exercício

10gramas de latão é constituído por 7,8gramas de cobre que não reagiu e 2,2gramas de zinco que reagiu, logo:

10g ........... 100%

2,2g .......... x%

x = 22%

30) Atualmente, sistemas de purificação de emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei em um número cada vez maior de países. O controle das emissões de dióxido de enxofre gasoso, provenientes da queima de carvão que contém enxofre, pode ser feito pela reação desse gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio em água, sendo formado um produto não poluidor do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como as massas de algumas das substâncias envolvidas nessas reações, podem ser assim representadas:

S(32g) + O₂(32g) => SO₂(64g)

SO₂(64g) + Ca(OH)₂(74g) => produto não poluidor

Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma tonelada de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio, em quilogramas, de aproximadamente:

Resumo teórico

Leitura percentual: 1% de enxofre significa que em 100kg de carvão temos 1quilograma de enxofre.

1tonelada = 1000quilogramas, logo teremos 10quilogramas de enxofre, correspondente a 1%.

Observe na sequência de reações que: 32gramas de enxofre reagem com oxigênio formando 64gramas de dióxido de enxofre que por sua vez reage com 74 gramas de hidróxido de cálcio.

Resolução do exercício

Como o interesse esta no enxofre, pois este vai reagir com o oxigênio formando o dióxido de enxofre, e no hidróxido de cálcio usaremos suas massa para o cálculo.

32g ............... 74g

10kg ............. x

x = 23kg = 23.000 gramas

31) A substituição de aço por alumínio permite a fabricação de veículos mais leves, com consequente redução do consumo de combustíveis e aumento da resistência à corrosão. Modelos mais recentes já empregam em torno de 90 quilogramas de alumínio por unidade produzida. O alumínio é geralmente extraído da bauxita, minério que contém Al₂O₃. Quantos veículos podem ser produzidos com o alumínio obtido a partir de 2040quilogramas de bauxita, com 50% de Al₂O₃

Resumo teórico e resolução do exercício

Precisamos calcular a quantidade de óxido de alumínio que o minério bauxita pode produzir e qual a quantidade de alumínio que o óxido de alumínio pode formar.

Do texto 50% de 2040kg de bauxita é óxido de alumínio.

2040kg ............ 100%
x kg ................ 50%

x = 1020quilogramas

Massa molar do óxido de alumínio.

Al₂O₃ = (2 . 27) + (3 . 16) = 102gramas

Leitura de massa: 102gramas de óxido de alumínio é formado por 54gramas de alumínio.

102g ................. 54g
1020kg ............. x

x = 540kg

Cada veículo consome 90quilogramas de alumínio, precisamos calcular para 540quilogramas.

1 veículo ......... 90kg
x veículos ....... 540kg

x = 6 veículos

Resolução por análise dimensional

32) Quantas gramas de fenolftaleína e quantos mols de álcool existem em 200 gramas de solução alcoólica de fenolftaleína contendo 8%, em massa, de soluto.

Resumo teórico

Leitura percentual: 8%, em massa de soluto, significa que 100 gramas de solução alcoólica tem 8 gramas de fenolftaleína, logo em 200 gramas terá o dobro, ou seja 16 gramas.

Para calcular o número de mols de álcool etílico ou etanol precisamos da massa de álcool contida na solução e da massa de um mol também do álcool.

Massa da solução = 200gramas

Massa de fenolftaleína = 16gramas

Massa de álcool = 200 - 16 = 184gramas

Fórmula do álcool etílico = C₂H₆O

Resolução do exercício

Massa molar de C₂H₆O = (2 . 12) + (6 . 1) + (1 . 16) = 46gramas

1mol de álcool ................. 46gramas

x mols de álcool ............. 184gramas

x = 4mols

Resolução por análise dimensional

Massa da solução = 200gramas

Massa de fenolftaleína = 16gramas

Massa de álcool = 200 - 16 = 184gramas

33) Trataram-se 3,33g de uma mistura de CaCl₂ e NaCl com carbonato, a fim de precipitar todo o cálcio sob forma de CaCO₃, que foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa final do CaO obtida foi 0,56g. A porcentagem em massa de CaCl₂ na mistura primitiva era de aproximadamente:

Resumo teórico

Leitura percentual: 3,33gramas da mistura corresponde a 100% de sua massa, logo precisamos saber qual é a massa de cloreto de cálcio (CaCl₂) presente na mistura para calcular a que porcentagem corresponderá esta massa.

Sequência de transformações conforme o texto

1CaCl₂ => 1CaCO₃ => 1CaO

Leitura molar: 1mol de cloreto de cálcio se transforma em 1 mol de carbonato de cálcio e este se transforma em um mol de óxido de cálcio.

Resolução do exercício

Massas molares => CaCl₂ = (1 . 40) + (2 . 35,5) = 111gramas por mol

CaCO₃ = (1 . 40) + (1 . 12) + (3 . 16) = 100gramas por mol

CaO = (1 . 40) + (1 . 16) = 56gramas por mol

Do texto: “A massa final do CaO obtida foi 0,56g”, observe que é 100 vezes menor que 56g, logo a massa inicial de cloreto de cálcio também será 100 vezes menor, para seguir a proporção de transformação, ou seja 1,11gramas, que será a massa encontrada na mistura.

Cálculo da porcentagem de cloreto de cálcio na mistura.

3,33g ............... 100%

1,11g ............... x%

x = 33,3%

Resolução por análise dimensional

Unidade solicitada: porcentagem, será calculada dividindo a massa de cloreto de cálcio pela massa total da mistura e o resultado multiplicado por 100.

No cálculo de percentagens as unidades todas serão simplificadas.

34) O álcool hidratado usado como combustível tem densidade aproximada de 1g/mL e apresenta em média 3,7% em massa, de água dissolvida no álcool puro.

O número de mols de etanol em um litro desta mistura é de aproximadamente.

Resumo teórico

Leitura percentual: 3,7% em massa, de água significa que em 100gramas de álcool hidratado temos 3,7gramas de água e 96,3gramas de álcool.

Fórmula do etanol: C₂H₆O

Resolução do exercício

Massa molar: (2 . 12) + (6 . 1) + (1 . 16) = 46 gramas por mol.

O número de mols de etanol em um litro ou 1000 mililitros ou 1000gramas, pois a densidade é considerada igual a 1, desta mistura será.

100gramas do álcool hidratado tem 96,3gramas de álcool, logo 1000gramas terá dez vezes mais, ou seja 963gramas de álcool.

1mol ................. 46g

x mol ................ 963g

x = 21 mols

Resolução por análise dimensional

35) A fórmula do colesterol é C₂₇H₄₆O. Nela, a porcentagem de oxigênio é de aproximadamente:

Resumo teórico

Leitura molar: um mol de colesterol é formado por 1 mol do elemento oxigênio, para calcular a porcentagem precisamos das massas correspondentes.

Resolução do exercício

Massa Molar: (27 . 12) + (46 . 1) + 16 = 386 gramas por mol.

Leitura percentual: 386g corresponde a 100% da massa do colesterol.

386g .............. 100%

16g ................ x %

x = 4,15%

Resolução por análise dimensional

36) A expressão "ouro 18 quilates" designa uma liga muito usada em joalheria, na qual existem 18 partes de ouro, em massa, para um total de 24 partes, em massa, sendo o restante constituído geralmente por cobre e/ou prata. Pode-se afirmar que, no "ouro 18 quilates", a porcentagem, em massa, de ouro é:

resumo teórico

Leitura percentual: 24 partes da liga corresponde a 100%, precisamos saber qual a porcentagem de 18 partes.

Resolução do exercício

24partes ................ 100%

18 partes ............... x

x = 75%

Resolução alternativa por análise dimensional

37) Um óxido de vanádio apresenta 56% de vanádio. A fórmula deste óxido é:

Resumo teórico

Leitura percentual: 100g do Óxido de Vanádio é formado por 56g de Vanádio e 44g de Oxigênio.

Leitura molar: um mol de Óxido de Vanádio é formado por "x' mols do elemento Vanádio e "y" mols do elemento Oxigênio.

Resolução do exercício

Cálculo do número de mols do elemento Vanádio, usando a tabela periódica para saber a massa, em gramas, de um mol.

1mol .................... 51g

x mols ................. 56g

x = 1,1 mol

Cálculo do número de mols do elemento Oxigênio, usando a tabela periódica para saber a massa, em gramas, de um mol.

1mol .................... 16g

y mols ................. 44g

y = 2,75 mol

Transformando em número inteiros proporcionais.

Artifício matemático: a regra manda dividir os dois número pelo menor e se precisar multiplicar até chegar aos menores número inteiros.

Para o Vanádio: dividindo 1,1 por 1,1 teremos resultado igual a 1.

Para o Oxigênio: dividindo 2,75 por 1,1 teremos resultado igual a 2,5.

Para transformar em números inteiros vamos multiplicar os dois números por 2 e teremos 2 mols de Vanádio para 5 mols de Oxigênio.

Fórmula: V₂O₅

Resolução alternativa por análise dimensional

Na análise dimensional as igualdades e proporções viram frações que se multiplicam entre si ou com dados solicitados no exercício e no final das multiplicações a unidade solicitada deverá aparecer sozinha.

Unidade solicitada: mols de vanádio e mols de oxigênio.

38) O nitrato de amônio é utilizado em adubos como fonte de nitrogênio.

A porcentagem, em massa, de nitrogênio no NH₄NO₃ é:

Resumo teórico

Massa molar: (2 . 14) + (4 . 1) + (3 . 16) = 80 gramas por mol

Leitura molar: cada mol de nitrato de amônio tem massa igual a 80 gramas sendo formado por 28 gramas de nitrogênio.

80g ...................... 100%

28g ...................... x %

x = 35%

Resolução alternativa por análise dimensional

Na análise dimensional as igualdades e proporções viram frações que se multiplicam entre si ou com dados solicitados no exercício e no final das multiplicações a unidade solicitada deverá aparecer sozinha.

Unidade solicitada: porcentagem (%) = massa de nitrogênio dividida pela massa do nitrato de amônio.

39) Um adoçante dietético é uma mistura de

96,5% ................ Lactose

3,8% ................. Aspartame

0,6% ................. Dióxido de Silício

Um envelope com 1g de adoçante dietético tem na mistura quantos gramas de edulcorante artificial aspartame?

Resumo teórico e resolução do exercício

Leitura percentual: 3,8% de aspartame significa que em 100 gramas do adoçante tem 3,8gramas de aspartame, logo em uma grama terá cem vezes menos, ou seja 0,038gramas.

Resolução alternativa por análise dimensional

Na análise dimensional as igualdades e proporções viram frações que se multiplicam entre si ou com dados solicitados no exercício e no final das multiplicações a unidade solicitada deverá aparecer sozinha.

Unidade solicitada: gramas do edulcorante artificial, aspartame, no adoçante.

40) Que quantidade de uma solução de ácido sulfúrico 58% é necessária para se ter 150 gramas de ácido sulfúrico puro.

Resumo teórico

Leitura percentual: 58% significa que em 100gramas da solução teremos 58gramas de ácido sulfúrico.

Resolução do exercício

A relação é entre a massa da solução e a massa de ácido sulfúrico(soluto).

100g .............. 58g

x g ................ 150g

x = 258,6g de solução

41) A reação do monóxido de dinitrogênio com o gás oxigênio produz 2 mols de monóxido de mononitrogênio processando-se em um sistema sob pressão de 1,0 bar na temperatura de 25^oC.

Partindo-se de 3,0 litros de uma mistura estequiométrica de monóxido de nitrogênio e gás oxigênio, o volume do sistema, quando 50% do monóxido de dinitrogênio tiver reagido, será de?

Resumo teórico e resolução do exercício

Reação: 1N₂O_(g) + 1/2O_2(g) => 2NO_(g)

3 litros é o total do volume ocupado pelos gases reagentes no início.

Como a proporção estequiométrica é: 1 : 1/2 : 2 o volume ocupado pelos gases seguirá a mesma proporção, ou seja no início teremos um valor correspondente de N₂O e a metade de O₂.

No início teremos o máximo de reagentes e zero de produto, pois nada ocorreu ainda.

Quantidade de reagentes no início: x mols de N₂O e x/2 mols de O₂ sendo a soma igual a 3 litros.

x + x / 2 = 3

x = 2 mols de N₂O e a metade, 1 mol de O₂

50% de N₂O reagirá, ou seja 1mol que reagirá com 1/2mol de O₂ formando 2mols de NO.

O volume total ocupado pelos gases no sistema será:

1mol + 1/2mol + 2mols = 3,5mols

42) Qual é a porcentagem de trióxido de enxofre em um oleum (considerado como uma solução de trióxido de enxofre em ácido sulfúrico) rotulado “ácido sulfúrico a 109%”.

Resumo teórico e resolução do exercício

Esta designação refere-se ao peso total de ácido sulfúrico puro, 109gramas (100gramas de ácido sulfúrico existente no oleum mais 9 gramas de ácido sulfúrico que se formou pela reação da água com o trióxido de enxofre misturado no oleum).

Inicialmente 9 gramas de água combina-se com todo o trióxido de enxofre livre em 100gramas de oleum para fornecer um total de 109gramas de ácido sulfúrico.

A equação: H₂O + SO₃ => H₂SO₄

indica que um mol de água (18 gramas) combina-se com um mol de trióxido de enxofre (80 gramas). Portanto 9 gramas de água combina-se com 40 gramas de trióxido de enxofre.

Então 100 gramas de oleum contêm 40 gramas de trióxido de enxofre e a percentagem livre no oleum é 40%

Método alternativo por Análise Dimensional

Em geral qualquer fator de conversão é igual a 1, podendo ser

utilizado como multiplicador ou divisor de qualquer grandeza física. A escolha da multiplicação ou divisão depende do problema em questão.

Se no final das multiplicações e divisões não der a unidade desejada é por que houve alguma inversão durante o cálculo.

43) Uma fita de cobre eletroliticamente pura, pesando 3,178 gramas, foi fortemente aquecida em presença de oxigênio até ser completamente convertida em 3,978gramas de óxido preto. Qual a composição percentual deste óxido.

Resolução do exercício

Peso total do óxido preto = 3,978g

Massa de cobre no óxido = 3,178g

Massa de oxigênio no óxido = 0,800g

Percentagem de cobre no óxido

3,978g ............ 100%

3,178g ............ x

x = 79,9%

Percentagem de oxigênio no óxido

3,978g ............ 100%

0,800g ............ x

x = 20,1%

Verificação: 79,9% + 20,1% = 100%

44) Uma amostra impura de sulfeto de zinco contém 42,34% de zinco. Determine a percentagem de sulfeto de zinco puro nessa amostra.

Resumo teórico

A fórmula do sulfeto de zinco (ZnS) mostra que em um mol deste composto tem 1mol de zinco(Zn) ou 97,44gramas de ZnS é formado por 65,38gramas de zinco.

Resolução do exercício

Calculando a percentagem de zinco no sulfeto de zinco puro.

97,44g .......... 100%

65,38g .......... x

x = 67,1%

Se a amostra fosse 100% pura de ZnS, conteria 67,1% de zinco. Porém, como contém apenas 42,34% de zinco, ela será:

67,1% ........ 100%

42,34% ...... x

x = 63,1% de pureza em ZnS

45) Uma moeda de prata de 5,82 gramas foi dissolvida em ácido nítrico. Ao se adicionar cloreto de sódio a solução, toda a prata precipitou como AgCl.

Este precipitado pesou 7,2gramas.

Determine a porcentagem de prata na moeda.

Resumo teórico

Precisamos saber qual a massa de prata gerou o precipitado de AgCl.

1 mol de AgCl é formado por 1mol de prata ou 143,3gramas de AgCl é formado por 107,9gramas de prata, logo 7,20gramas de AgCl conterá ?

Resolução do exercício

143,3g .............. 107,9g

7,2g .................. x

x = 5,42g de prata

Cálculo da percentagem de prata nos 5,82gramas que é a massa da moeda.

5,82g ............... 100%

5,42g ............... x

x = 93,1%

46) Na manhã de 11 de setembro de 2013, a Receita Federal apreendeu mais de 350 toneladas de vidro contaminado por chumbo no Porto de Navegantes (Santa Catarina). O importador informou que os contêineres estavam carregados com cacos, fragmentos e resíduos de vidro, o que é permitido pela legislação. Nos contêineres, o exportador declarou a carga corretamente - tubos de raios catódicos. O laudo técnico confirmou que a porcentagem em massa de chumbo era de 11,5 %. A importação de material (sucata) que contém chumbo é proibida no Brasil.
Considerando que o destino do chumbo presente no vidro poderia ser o meio ambiente aqui no Brasil, qual seria, em mols, a quantidade de chumbo a ser recuperada para que isso não ocorresse?

Resolução do exercício

Cálculo da massa de chumbo na carga apreendida.

350t ............. 100%
x t ................ 11,5%

x= 40,3 toneladas = 40,3 x 10⁶gramas

Cálculo da quantidade, em mols, de chumbo.

1 mol ............ 207 gramas
x mol ............ 40,3 x 10⁶gramas

x = = 0,194 x 10⁶mol = 1,94 x 10⁵mol

47) Quantas gramas de cobre existem em 300 gramas de sulfato de cobre II penta-hidratado, contendo 5% de impurezas?

Resumo teórico

Leitura percentual: 5% de impureza significa que a pureza é de 95%, ou seja a amostra tem 95 gramas do sal(sulfato de cobre II penta-hidratado) em 100 gramas de amostra.

Resolução do exercício

Cálculo da massa de sal na amostra.

300g (amostra) ........... 100%
g (sal) ........................ 95%

x = 285gramas

Cálculo da massa molar do sal.

CuSO₄. 5H₂O = (63,5 .1) + (32 .1) + (16 .4) + (5 . 18) = 249,5gramas

Cálculo da massa de cobre, sabendo que 249,5 gramas do sal tem 63,5 gramas de cobre.

Sal ................. Cobre

249,5g ............. 63,5g
285g ............... x g

x = 72,5 gramas de cobre

48) Certas ligas estanho-chumbo com composição específica forma um eutético simples, o que significa que uma liga com essas características se comporta como uma substância pura, com um ponto de fusão definido, no caso 183^oC. Essa é uma temperatura inferior mesmo ao ponto de fusão dos metais que compõem esta liga (o estanho puro funde a 232ºC e e o chumbo puro a 320^oC), o que justifica sua ampla utilização na soldagem de componentes eletrônicos, em que o excesso de aquecimento deve sempre ser evitado.

Uma liga metálica eutética com 64% de estanho e 36% de chumbo apresentará que densidade.

As densidades do estanho e do chumbo são 7,3 g/mL e 11,3 g/mL, respectivamente.

Cálculo da densidade da liga.

Resumo teórico

Densidade das ligas metálicas: é a média ponderada das densidades de cada metal, ou seja, é a soma dos produtos da densidade pela quantidade de cada metal na liga, dividida por 100.

Resolução do exercício

Leitura percentual: estanho 64% significa que em cada 100 partes da liga 64 partes são de estanho.

Leitura percentual: chumbo 36% significa que em cada 100 partes da liga 36 partes são de chumbo.

(64 x 7,3 + 36 x 11,3) / 100 = 8,74 é a densidade da liga

49) Calcule a massa de ácido nítrico puro em cada centímetro cúbico do ácido concentrado que possui 69,8% em massa de ácido nítrico puro e tem uma densidade de 1,42gramas por centímetro cúbico.

Resumo teórico

Ácido concentrado é uma mistura de ácido puro com pouca água.

Leitura percentual: 69,8% significa que 100gramas do ácido concentrado tem 69,8gramas do ácido puro.

Leitura da densidade: cada centímetro cúbico ocupado pelo ácido concentrado tem massa igual a 1,42gramas, que representa a soma da massa de ácido puro mais a massa de água que esta misturada.

Resolução do exercício

Precisamos calcular a massa de ácido puro(map) em um centímetro cúbico que apresenta massa de ácido concentrado(mac) igual a 1,42gramas.

mac ............. map

100g .......... 69,8g

1,42g .......... x

x = 0,991gramas de ácido puro

Método alternativo por Análise Dimensional

Em geral qualquer fator de conversão é igual a 1, podendo ser utilizado como multiplicador ou divisor de qualquer grandeza física. A escolha da multiplicação ou divisão depende do problema em questão.

Se no final das multiplicações e divisões não der a unidade desejada é por que houve alguma inversão durante o cálculo.

Neste caso como queremos a massa de ácido nítrico puro, precisamos simplificar a unidade gramas da massa do ácido nítrico concentrado, que corresponde a 100gramas e 1,42gramas.

50) O ácido utilizado em baterias tem uma densidade de 1,285g/cm³ e contém 38% em massa de ácido sulfúrico. Quantos gramas de ácido sulfúrico estão contidos em 1 litro de ácido para bateria.

Resumo teórico

1centímetro cúbico de ácido tem uma massa de 1,285gramas. Então, 1litro(1000cm³) tem uma massa de 1285gramas.

Resolução do exercício

1 cm³ ............... 1,285g

1000cm³ .......... x

x = 1285gramas

Se 38%, em massa, do ácido são de ácido sulfúrico puro, o número de gramas de ácido sulfúrico puro em 1 litro de ácido para bateria é:

1285g ............. 100%

x g ................. 38%

x = 488 gramas

Método alternativo por Análise Dimensional

Se no final das multiplicações e divisões não der a unidade desejada é por que houve alguma inversão durante o cálculo.

Neste caso a associação 38gramas de ácido sulfúrico = 100gramas de ácido de bateria não é verdadeira, mas a associação de 38g de ácido sulfúrico para cada 100gramas de ácido de bateria é válida, pois uma grandeza implica na outra e esta relação foi originada da percentagem igual a 38% .

NEUTRALIZAÇÃO ÁCIDO-BASE

2023-04-10T13:51:00.006-03:00

01) Determine a concentração molar (mol/L) de uma solução aquosa de ácido fosfórico, sabendo-se que 40 centímetros cúbicos desta solução neutralizam 120 centímetros cúbicos de solução aquosa 0,5 mol/L de hidróxido de sódio.

Resolução do exercício

Precisamos calcular a quantidade em mols de ácido que foi neutralizado e esta quantidade estará contida em 120centímetros cúbicos ou 120 mililitros da solução neutralizada.

0,5mol de NaOH ............... 1000mL
x mols de NaOH ............... 120mL

x = 0,06mols de NaOH neutralizará 0,06/3mols ou 0,02mol de H₃PO₄, pois a proporção de neutralização é de 1:3 e esta quantidade esta dissolvida em 40mililitros ou 0,04litros da solução aquosa ácida.

Cálculo da concentração molar (mol/L) da solução aquosa de ácido fosfórico.

0,02mol de H₃PO₄ .......... 0,04L
x mols de H₃PO₄ ............. 1litro

x = 0,5mol por litro ou 0,5mol/L

Resolução alternativa por análise dimensional

02) Uma amostra de 12 gramas contendo hidróxido de potássio foi dissolvida em água formando 1,0 litro de solução. Determine o grau de pureza de hidróxido de potássio na amostra, sabendo que uma alíquota de 100mililitros desta solução consumiu 75mililitros de uma solução de ácido nítrico 0,2mol/L.

Resumo teórico

Precisamos calcular a quantidade de KOH neutralizada para comparar com 12gramas de amostra impura.

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido nítrico => HNO₃

Hidróxido de potássio => KOH

Leitura molar: cada mol de ácido nítrico pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de potássio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

1mol de HNO₃ neutralizará 1mol ou 56gramas de KOH

Resolução do exercício

Precisamos calcular a quantidade, em gramas, de base que foi neutralizada e esta quantidade estará contida em 100mililitros da solução neutralizada.

0,2mol de HNO₃ ............... 1000mL
X mols de HNO₃ ............... 75mL

x = 0,015mols de HNO₃ neutralizará 0,015mols de KOH, pois a proporção de neutralização é de 1:1 e esta quantidade esta dissolvida em 100mililitros da solução diluída básica.

Cálculo da quantidade, em gramas, de KOH na solução diluída que foi neutralizada.

Massa molar do KOH = (1 . 19) + (1 . 16) + (1 . 1) = 56gramas

1mol de KOH ....................... 56gramas
0,015mol de KOH ............. X gramas

x = 0,84gramas de KOH estão contidos em 100mililitros da solução neutralizada.

0,84gramas de KOH .............. 100mL
x gramas de KOH .................. 1000mL

x = 8,4gramas é a quantidade de KOH na amostra.

Cálculo da pureza da amostra

12gramas da amostra .............. 100%
8,4gramas de KOH .................. x %

X = 70% é a porcentagem de KOH existente em 12 gramas da amostra inicial, logo é o grau de pureza da amostra.

Resolução alternativa por análise dimensional

03) 100 mililitros de uma solução de hidróxido de sódio foram diluídas com água a 500mililitros e depois 10mililitros dessa solução diluída consumiram, em sua titulação, 30mililitros de uma solução 0,1mol/L de ácido clorídrico.
A concentração molar (mol/L) da solução inicial é:

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido clorídrico => HCl

Hidróxido de sódio => NaOH

Leitura molar: cada mol de ácido clorídrico pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

1mol de HCl neutralizará 1mol de NaOH

Resolução do exercício

Precisamos calcular a quantidade em mols de base que foi neutralizada e esta quantidade estará contida em 10mililitros da solução diluída.

0,1mol de HCl ............... 1000mL
x mols de HCl ............... 30mL

x = 0,003mols de HCl que neutralizará 0,003mols de NaOH, pois a proporção de neutralização é de 1:1 e esta quantidade esta dissolvida em 10mililitros da solução diluída básica.

Cálculo da quantidade molar (mols) de NaOH na solução diluída que foi neutralizada.

0,003mols ................... 10mL
x mols ........................ 500 mL

x = 0,15mol esta dissolvido em 500mililitros de solução.

Cálculo da concentração molar(mol/L) da solução inicial.

A quantidade de NaOH da solução inicial é a mesma que depois da diluição, pois foi apenas adicionado água a mesma.

0,15mol de NaOH estava dissolvido no volume incial de 100mililitros ou 0,1litro.

Concentração molar inicial = 0,15mol / 0,1L = 1,5mol/L

Resolução alternativa por análise dimensional

04) Quando se mistura soluções aquosas de ácido clorídrico e hidróxido de sódio, ocorre uma reação de neutralização expressa por:

1H⁺¹ + 1OH^-1 => 1H₂O

Na realização de uma titulação ácido-base neutralizam-se 200 mL de uma solução de hidróxido de sódio com 20mL de uma solução 0,5mol/L de ácido clorídrico. A massa de hidróxido de sódio, em gramas, existente em 250 mL da solução básica, será:

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H⁺¹) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^-1), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido clorídrico => HCl

Hidróxido de sódio => NaOH

Leitura molar: cada mol de ácido clorídrico pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de um mols de ácido clorídrico e um mol de hidróxido de sódio, aí teremos 1 mol de cátions hidrogênio e 1 mol de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

1mol de HCl neutralizará 1mol de NaOH

Resolução do exercício

Precisamos calcular a concentração da solução de hidróxido de sódio para depois calcular a quantidade de hidróxido de sódio existente em 250mililitros.

Pela concentração ácida poderemos calcular a quantidade de mols neutralizados que deverá ser igual a quantidade de mols de base neutralizados.

0,5 mol ......... 1000mL

X do mol ....... 20mL

x = 0,01 mol

Para neutralizar 0,01 mol de ácido precisaremos de 0,01 mol de base, pois a proporção é de 1:1.

Esta quantidade 0,01mol esta dissolvida em 200 mililitros de solução básica que foi neutralizado. Logo precisamos calcular a quantidade de hidróxido de sódio existente em 250mililitros.

0,01mol ............ 200mL

x mol ................ 250mL

x = 0,0125mol

Como a pergunta quer massa em gramas precisamos transformar a quantidade em mols para gramas.

1 mol de NaOH = (1 . 23) + (1 . 16) + (1 . 10) = 40gramas

1mol ....................... 40gramas

0,0125mol ............. x gramas

x = 0,5gramas

05) Para a neutralização completa de 50,4 g de ácido nítrico é necessário:

a) 0,4 mol de hidróxido de potássio

b) 0,8 mol de clorato de hidrogênio

c) 0,4 mol de hidróxido de magnésio

d) 0,6 mol de hidróxido de sódio

e) 0,4 mol de sulfeto de hidrogênio

Resumo teórico e resolução do exercício

Primeiro calculamos a quantidade em mols de íons hidrogênio existente em 50,4g do ácido, cuja massa molar é 63 gramas e tem fórmula igual a HNO₃.

Lembrando que cada mol de ácido nítrico (HNO₃) pode liberar um mol de íons hidrogênio, verifique a fórmula entre parenteses.

1 mol ......... 63g

x mol ........ 50,4g

x = 0,8 mol é a quantidade do ácido e consequentemente de íons hidrogênio a ser neutralizada pela mesma quantidade de íons hidróxido de uma base.

Cálculo da quantidade de mols de íons hidróxido.

a) 0,4 mol de KOH possui 0,4 mol de íons hidróxido, logo não tem quantidade suficiente.

b) clorato de hidrogênio (HClO₃) é um ácido e não neutralizará outro ácido.

c) 0,4 mol de hidróxido de magnésio:Mg(OH)₂

Cada mol desta base tem 2 mols de íons hidróxido, logo 0,4 mol terá 0,8 mol de íons e neutralizará totalmente o ácido.

d) 0,6 mol de hidróxido de sódio (NaOH), tem 0,6 mol de íons hidróxido.

e) H₂S é um ácido e não neutralizará outro ácido.

06) Para neutralizar uma alíquota de 25 mL de uma solução de H₂SO₄ foram consumido 30 mL de solução 0,10 molar de NaOH. A massa de H₂SO₄ contida em 250 mL de solução é?

Resumo teórico

Pela Teoria de Arrhenius: uma solução aquosa ácida pode ser neutralizada por uma solução aquosa básica, ou um mol de íons hidrogênio (H⁺) neutraliza um mol de íons hidróxido (OH^-1), formando um mol de molécula de água (H₂O), conforme a equação abaixo.

1 H⁺¹ + 1 OH^-1 => 1 H₂O

Resolução do exercício

1. Calcular a quantidade de mols de NaOH neutralizados contidos em 30 mililitros de NaOH.

=> 0,10molar = 0,10mol/litro = 0,10mol / 1000mililitros, logo:

0,10mol .......... 1000mililitros

x mols ............ 30mililitros

x = 0,0030 mol foram neutralizados por 25mililitros do ácido.

Relação molar entre as substâncias: 2 mols de NaOH neutraliza 1 mol de H₂SO₄, logo 0,0030 do mol de NaOH neutraliza 0,0015 do mol de H₂SO₄ que esta contido em 25 mililitros do H₂SO₄

2. Cálculo da quantidade de H₂SO₄ existente em 250mililitros

0,0015mol ......... 25mililitros

x mol .................. 250 mililitros

x = 0,015 mol é a quantidade de H₂SO₄ contida em 250 mililitros.

3. Cálculo da massa correspondente a 0,015mol de H₂SO₄

1 mol de H₂SO₄ = 2g + 32g + 64g = 98gramas por mol.

1 mol ............... 98gramas

0,015 mol ....... x

X = 1,47gramas de H₂SO₄

07) O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético. Qual a concentração de ácido, em mol/litro, no vinagre se foram gastos 30mL de uma solução de NaOH de concentração igual a 0,2 mol/l, para titular 20mL de vinagre?

Resumo teórico

Como a pergunta é concentração em mol/L, precisamos saber qual a quantidade de ácido presente em 20mL, que foi a quantidade neutralizada e depois calcularemos a quantidade em um litro.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade de ácido neutralizada.

NaOH: 0,2 mol/litro: significa que em cada litro (1000mL) de solução básica temos 0,2 mol de íons hidroxila.

0,2 mol ............... 1000mL

x mol ................. 30mL

x = 0,006 mol

Cálculo da concentração do ácido no vinagre.

0,006mol .............. 20mL

x mol ................... 1000mL

x = 0,3 mol/L

* A concentração da solução ácida é igual a concentração de íons hidrogênio, porque os ácidos carboxílicos apresentam somente um hidrogênio ionizável.

08) A concentração molar de íons hidrogênio (H⁺) na solução resultante da dissolução de 0,01 mol de hidróxido de alumínio em 1 litro de solução 0,1 mol/l de ácido clorídrico é?

Resumo teórico e resolução do exercício

Fórmulas - Al(OH)₃ e HCl

Observe que cada mol de hidróxido de alumínio tem 3 mols de íons hidroxila e cada mol de ácido clorídrico tem um mol de íons hidrogênio.

- 0,01 mol de hidróxido de alumínio tem 0,03 mol de íons hidroxila (OH^1-), logo precisaremos de 0,03 mol de ácido clorídrico para neutralização total da solução básica.

A solução tem, pelos dados fornecidos no exercício, 0,1 mol de íons hidrogênio e 0,03 mol de íons hidroxila por litro de solução.

- 0,03 mol de íons hidroxila neutralizarão 0,03 mol de íons hidrogênio, logo teremos ex-cesso de íons hidrogênio.

Excesso: 0,1 – 0,03 = 0,07 mol de íons hidrogênio estão em excesso em 1 litro da solução.

X = 0,07mol/litro, é a concentração molar.

09) O volume de solução 0,1 mol/L de hidróxido de potássio necessário para a neutralização completa de 1,26g de ácido nítrico é?

Resumo teórico

Fórmulas - KOH e HNO₃

Relação molar: 1 mol de KOH neutralizará 1 mol de HNO₃ ou 63gramas.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade, em mols, de KOH neutralizada por 1,26gramas de HNO₃

63g de HNO₃ ...................... 1mol de KOH

1,26g de HNO₃.................... x mol de KOH

x = 0,02mols de KOH serão neutralizados por 1,26gramas de HNO₃

Cálculo do volume que contém esta quantidade de KOH.

KOH: 0,1 mol/L significa que cada litro (1000mL) de solução tem 0,1 mol de KOH.

0,1mol ............ 1000mL

0,02 mol ........ x mL

x = 200 mL = 0,2 litros de solução

10) Retiram-se 200gramas de hidróxido de sódio impuro contido em um frasco, cujo rótulo tem escrito:
Pureza: 80%.

Deseja-se saber qual é a massa de ácido sulfúrico necessária para neutralizar o hidróxido presente na amostra.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Relação: massa ácido sulfúrico e massa de hidróxido de sódio puro.

Resolução do exercício

Cálculo da massa de NaOH puro que será neutralizada pelo ácido.

200gramas .............. 100%

X gramas ................ 80%

X = 160gramas de NaOH

Fórmulas: Ácido sulfúrico => H₂SO₄

Hidróxido de sódio => NaOH

Leitura molar: cada mol de ácido sulfúrico pode formar dois mols de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de dois mols de hidróxido de sódio e um mol de ácido sulfúrico, aí teremos 2 mols de cátions hidrogênio e 2mols de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

2 mols de NaOH neutralizará 1 mol de H₂SO₄ ou (2 . 40gramas) de NaOH neutralizará 98gramas de H₂SO₄.

Montando a proporção diretra teremos.

80gramas(NaOH) ............. 98gramas (H₂SO₄)

160gramas(NaOH) ........... x gramas

x = 196 gramas de H₂SO₄

11) Calcular quantos mols de ácido sulfúrico serão necessários para reagir com 18 mols de hidróxido de sódio?

Resumo teórico e resolução do exercício

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Relação: mol ácido sulfúrico e mol de hidróxido de sódio.

Fórmulas: Ácido sulfúrico => H₂SO₄
Hidróxido de sódio => NaOH

Leitura molar: cada mol de ácido sulfúrico pode formar dois mols de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de dois mols de hidróxido de sódio e um mol de ácido sulfúrico, aí teremos 2 mols de cátions hidrogênio e 2 mols de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será: 2 mols de NaOH neutralizará 1 mol de H₂SO₄ logo 18 mols de NaOH neutralizará 9 mols de H₂SO₄.

12) Segundo notícia publicada no jornal Folha de São Paulo, um caminhão-tanque tombou nas proximidades de Itanhaém causando um vazamento de 20 toneladas de ácido sulfúrico concentrado. A equipe de atendimento de acidentes usou cal extinta para neutralizar o ácido. Admitindo-se que o ácido é 98%, qual a massa mínima de cal extinta foi necessária para a neutralização total do ácido derramado?

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Resolução do exercício

Cálculo da massa de H₂SO₄ puro que será neutralizado pela base.

20toneladas .............. 100%

x gramas .................. 98%

x = 19,6 toneladas de H₂SO₄

Fórmulas: Ácido sulfúrico => H₂SO₄

Hidróxido de cálcio => Ca(OH)₂

Leitura molar: cada mol de ácido sulfúrico pode formar dois mols de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de cálcio pode liberar dois mol de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de um mol de hidróxido de cálcio e um mol de ácido sulfúrico, aí teremos 2 mols de cátions hidrogênio e 2mols de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

1 mol de Ca(OH)₂ neutralizará 1 mol de H₂SO₄ ou (1 . 74gramas) de Ca(OH)₂ neutralizará (1 . 98gramas) de H₂SO₄.

Montando a proporção direta teremos.

Relação: massa ácido sulfúrico e massa de hidróxido de cálcio(cal extinta).

74gramas[Ca(OH)₂] ............. 98gramas( H₂SO₄)

x ton[Ca(OH)₂] ..................... 19,6 ton( H₂SO₄)

x = 14,8 toneladas Ca(OH)₂

13) Digamos que um químico tinha uma solução de ácido acético (CH₃COOH_(aq)) e queria descobrir a sua concentração, em mol/L.
Então, ele colocou 20,0 mL de ácido acético (titulado) em um erlenmeyer e adicionou o indicador fenolftaleína. Depois ele encheu uma bureta de 100 mL com hidróxido de sódio (NaOH) de concentração conhecida (titulante) igual a 1,0 mol/L. Por fim, o químico realizou a titulação e percebeu que a mudança de cor (ponto de viragem - momento em que ele parou a titulação) ocorreu quando foram consumidos 24,0 mL de NaOH.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Relação estequiométrica ácido-base.

Como o ácido acético é um monoácido, ou seja apresenta apenas um hidrogênio ionizável, aquele ligado a um oxigênio, temos:

1 mol de CH₃COOH neutraliza 1 mol de NaOH.

Para calcular a concentração, em mol/litro, do ácido precisamos saber quantos mols dele tem dissolvidos em 20 mililitros.

Como a proporção estequiométrica é de 1:1, a quantidade, em mols, de base que neutralizará o ácido é a mesma, logo vamos calcular quantos mols de base foram usados.

Resolução do exercício

Pelos dados fornecidos poderemos montar a seguinte regra de três.

1 mol ....................... 1000mL

X mols .................... 24 mL

X = 0,024mols da base foram usados para neutralizar 0,024mols do ácido, pela proporção estequiométrica.

Logo, 0,024mols do ácido estão dissolvidos em 20 milillitros ou 0,020litros de solução aquosa ácida.

Concentração da solução ácida = 0,024mols / 0,020L = 1,2 mol/litro

14) O volume necessário de uma solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L para a neutralização completa de 50mL de uma solução de hidróxido de cálcio 0,1 mol/L é:

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido clorídrico => HCl

Hidróxido de cálcio => Ca(OH)₂

Relação: volume de ácido clorídrico e mol de hidróxido de cálcio.

Leitura molar: cada mol de ácido clorídrico pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de cálcio pode liberar dois mols de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de dois mols de ácido clorídrico e um mol de hidróxido de cálcio, aí teremos 2 mols de cátions hidrogênio e 2 mols de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

2HCl neutralizará 1Ca(OH)₂

Resolução do exercício

Primeiro calculamos quantos mols de íons hidróxido serão neutralizados.

Da concentração da solução básica (0,1 mol/L) tiramos que:

Em cada mol de hidróxido de cálcio temos 2 mols de íons hidróxido, pois sua fórmula é Ca(OH)₂, logo em 0,1 mol da base teremos 0,2 mol de íons hidróxido.

0,2 mol ............ 1000mL

x do mol .......... 50mL

x = 0,01 mol

Para neutralizar 0,01 mol de íons hidróxido necessitamos de 0,01 mol de íons hidrogênio.

Precisamos saber qual é o volume do ácido que contém esta quantidade de íons hidrogênio.

Da concentração da solução ácida (0,5 mol/L) tiramos que:

0,5 mol .......... 1000mL

0,01 mol ........ x mL

x = 20mL

15) A 50ml de uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L adicionou-se um certo volume de solução de ácido clorídrico 0,2 mol/L. A posterior adição de algumas gotas de fenolftaleína tornou a solução vermelha.

Nestas condições é possível afirmar que o volume de ácido clorídrico 0,2mol/l adicionado foi:

Resumo teórico

Fenolftaleína vermelha indica caráter básico quando pH for maior que 8, logo tivemos excesso de solução básica e o volume de solução ácida adicionado foi inferior ao que era necessário para neutralização total.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade de mols de íons a serem neutralizadas pela solução ácida.

NaOH: 0,1 mol/l

0,1 mol ............. 1000mL

x mol ................. 50mL

x = 0,005 mol de íons da solução básica devem ser neutralizados.

Cálculo do volume de solução ácida necessário para neutralizar 0,005 mol de íons da solução básica.

Solução de ácido clorídrico: 0,2 mol/l

0,2mol ................... 1000mL

0,005 mol .............. x mL

x = 25mL era o volume a ser adicionado, como a solução ficou básica, significa que o volume adicionado foi inferior a 25mL.

16) O volume necessário de uma solução de ácido sulfúrico 0,2 mol/L para a neutralização completa de 50ml de uma solução 0,1mol/L de hidróxido de sódio é de aproximadamente:

Resumo teórico

A quantidade de íons hidrogênio (H¹⁺) existentes na solução ácida para neutralização total deve ser igual a quantidade de íons hidróxido (OH^1-), existente na solução básica.

Resolução: cálculo da quantidade de íons hidróxido na solução de hidróxido de sódio de fórmula NaOH.

Solução 0,1 mol/litro: significa que em cada litro (1000mL) de solução temos 0,1 mol de íons hidróxido.

Resolução do exercício

0,1mol ........... 1000mL

x mol ........... 50 mL

x = 0,005 mol de íons hidróxido que neutralizarão 0,005 mol de íons hidrogênio.

Cálculo do volume de solução ácida que contém 0,005 mol de íons hidrogênio.

Solução ácida 0,2 mol/L: significa que em cada litro (1000mL) de solução ácida temos 0,4 mol de íons hidrogênio.

0,4mol ............. 1000mL

0,005 mol ........ x mL

X = 12,5 mL

17) Os exageros do final de semana podem levar o indivíduo a um quadro de azia. A azia pode ser descrita como uma sensação de queimação no esôfago, provocada pelo desbalanceamento do pH estomacal (excesso de ácido clorídrico).

Um dos antiácidos comumente empregados no combate à azia é o leite de magnésia.

O leite de magnésia possui 64,8gramas de hidróxido de magnésio por litro de solução. Qual a quantidade, em mols, de ácido neutralizado ao se ingerir 9mililitros de leite de magnésia.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Fórmula do ácido => HCl

Fórmula da base => Mg(OH)₂

Relação: massa de hidróxido de magnésio e mol de ácido clorídrico.

Leitura molar: cada mol de ácido clorídrico pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de magnésio pode liberar dois mols de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de dois mols de ácido clorídrico e um mol de hidróxido de magnésio, aí teremos 2 mols de cátions hidrogênio e 2mols de ânions hidróxido.

Resolução do exercício

A proporção entre o ácido e a base será:

2 mols de HCl neutralizará 1 mol de Mg(OH)₂

Massa da base referente a Mg(OH)₂ = (1 . 24) + 2(16+1) = 58 gramas por mol

Precisamos saber qual a quantidade em gramas da base que será usada para neutralizar o ácido.

Informação do exercício: o leite de magnésia possui 64,8gramas de hidróxido de magnésio por litro (1000 mililitros) de solução. Qual a quantidade, em mols, de ácido neutralizado ao se ingerir 9mililitros de leite de magnésia.

64,8gramas ............. 1000mlilitros

x gramas .................. 9mililitros

x = 0,5832gramas

Levando em consideração a proporção para neutralização teremos que:

2mols de HCl neutralizará 1mol de Mg(OH)₂, ou 2mols do ácido neutralizará 58gramas da base.

2mols ................ 58g

x mols ............... 0,5832g

x = 0,02mol

18) Quantos mililitros de solução de hidróxido de sódio 0,1mol/L serão gastos para neutralizar 100ml de solução contendo 0,049g de ácido sulfúrico?

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido sulfúrico => H₂SO₄

Hidróxido de sódio => NaOH

Relação: volume de hidróxido de sódio e massa de ácido sulfúrico.

Leitura molar: cada mol de ácido sulfúrico pode formar dois mols de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

Resolução do exercício

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de um mol de ácido sulfúrico e dois mols de hidróxido de sódio, aí teremos 2 mols de cátions hidrogênio e 2mols de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

1H₂SO₄ neutralizará 2NaOH

Massa do ácido referente a H₂SO₄ = (2 . 1) + (1 . 32) + (4 . 16) = 98gramas por mol

Precisamos saber qual a quantidade em mols da base que será neutralizada e assim poderemos calcular o volume.

Levando em consideração a proporção para neutralização teremos que:

1mol de H₂SO₄ neutralizará 2mols de NaOH, ou 98gramas do ácido neutralizará 2mols da base.

98g ............. 2mols

0,049g ....... x mols

x = 0,001mol de NaOH será neutralizado, agora vamos calcular o volume que contém esta quantidade.

Leitura da concentração dada da base: 0,1mol/L significa que cada litro(1000mililitros) de solução tem 0,1mol de NaOH dissolvido.

0,1mol ............. 1000mililitros

0,001mol ......... x mililitros

x = 10mililitros

19) Quantos mols de solução de hidróxido de cromo III serão gastos para neutralizar uma solução contendo 4,9g de ácido sulfúrico?

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Fórmulas: Ácido sulfúrico => H₂SO₄

Hidróxido de cromo => Cr(OH)₃

Leitura molar: cada mol de ácido sulfúrico pode formar dois mols de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de cromo pode liberar três mols de ânions hidróxido.

Para que a quantidade, em mols, dos íons fique igual precisaremos de dois mols de hidróxido de cromo III e três mols de ácido sulfúrico, aí teremos 6 mols de cátions hidrogênio e 6mols de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base será:

2 mols de Cr(OH)₃ neutralizará 3mols de H₂SO₄ (3 . 98gramas).

Resolução do exercício

Montando a proporção direta teremos.

Relação: mol de hidróxido de cromo III e massa ácido sulfúrico.

2mols[Cr(OH)₃] ............. 3 . 98gramas(H₂SO₄)

x mols[Cr(OH)₃] ................4,9gramas(H₂SO₄)

x = 0,033mols Cr(OH)₃

20) Um professor de Química misturou 20 mililitros de uma solução de ácido nítrico 0,1mol/L com 30 mililitros de uma solução de hidróxido de potássio 0,5mol/L. A solução resultante será ácida ou básica e sua concentração final será igual a:

Resumo teórico

Princípio da equivalência: 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza 1 mol de ânions hidroxila (OH^1-), logo um mol de HNO₃ neutralizará um mol de KOH.

Precisamos descobrir quantos mols tem de ácido e de base para verificar quem esta em excesso.

Para o ácido: 1 mol/L significa que cada 1000 mililitros tem 1 mol de ácido dissolvidos.

Resolução do exercício

1 mol .................. 1000mL
x mol .................... 20mL

x = 0,020 mol

Para a base: 0,5mol/L significa que em 1000 mililitros temos 0,5 mol de base dissolvidos.

0,5 mol .................. 1000mL
x mol .................... 30mL

x = 0,015 mol

Observem que 0,015 mol da base neutralizará 0,015mol do ácido(princípio da equivalência), logo teremos excesso de ácido e a solução resultante terá caráter ácido.

Cálculo da concentração final.

Teremos 0,005 mol de ácido ( 0,020 - 0,015) dissolvidos em 50 mililitros (20 + 30) de solução ou 0,05litros.

Concentração final = 0,005mol / 0,05L = 0,1mol/L

21) Coloca-se em um bequer 10 mililitros de solução de ácido clorídrico (HCl) a dosar juntamente com gotas de solução alcoólica de fenolftaleína. Da bureta deixa-se cair solução decimolar de hidróxido de sódio (NaOH), tendo-se gasto 15 mililitros desta solução até o aparecimento de leve coloração rósea persistente.

Calcular a concentração em mol/litro, da solução ácida.

Resumo teórico

Princípio da equivalência: 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza 1 mol de ânions hidroxido (OH^1-), logo um mol de HCl neutralizará um mol de NaOH.

Para a base: decimolar é igual a 1mol/litro dividido por 10 ou 0,1mol/litro, isso significa que em 1000 mililitros da solução tem 0,1 mol de base dissolvidos.

Resolução do exercício

0,1 mol .................. 1000mL
x mol ..................... 15mL

x = 0,0015 mol foi a quantidade de base neutralizada.

Observem que 0,0015 mol do ácido neutralizará 0,0015 mol da base (princípio da equivalência).

Cálculo da concentração final do ácido.

Teremos 0,0015 mol de ácido dissolvidos em 10 mililitros de solução ou 0,010litros.

Concentração final = 0,0015mol / 0,010L = 0,15 mol/L

22) Quando a 1 litro de ácido sulfúrico 0,04 mol/litro se adicionam 3 litros de hidróxido de sódio 0,04 mol/litro, a solução resultante terá pH aproximadamente igual a:

A proporção entre o ácido e a base para ter a mesma quantidade de cátions hidrogênio e ânions hidróxido será:

1mol de H₂SO₄ neutralizará 2 mols de NaOH.

Como foi pedido o pH da solução resultante pode ter ácido ou base em excesso, para isso ser verificado precisamos calcular quantos mols tem de ácido e quantos tem de base.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade, em mols, de base.

0,04mol/litro de NaOH significa que em 1 litro da solução básica temos dissolvidos 0,04 mol de NaOH, logo 3 litros de solução básica terá três vezes mais, ou seja, 0,12 mols de NaOH.

Cálculo da quantidade, em mols, de ácido.

0,04mol/litro de H₂SO₄ significa que em 1 litro da solução ácida temos dissolvidos 0,04 mol de H₂SO₄, logo 1 litro de solução ácida terá 0,04 mols de H₂SO₄.

Mas a neutralização é feita pelas quantidades de íons hidrogênio e hidróxido, logo pelo princípio da equivalência.

1mol de H₂SO₄ neutralizará 2 mols de NaOH.

0,04mol de H₂SO₄ neutralizará 0,08 mols de NaOH.

Como a solução básica tem 0,12mols de NaOH, esta é a solução em excesso.

Cálculo do excesso de base = 0,12 mol - 0,08 mol = 0,04 mol

Essa quantidade esta dissolvida num volume final, após a mistura, igual a 4 litros.

Concentração final de solução básica = 0,04 mol / 4 litros = 0,01mol/litro = 10^-2 mol/litro

Calculamos primeiro o pOH pois uma solução básica fornece a concentração de íons hidróxido (OH^1-)

pOH = - log [OH^1-] = - log 10^-2 = 2

pOH = 2

pH + pOH = 14

pH = 14 - 2 = 12

pH = 12

23) Calcular quantos mililitros de uma solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico são necessários para neutralizar 580 miligramas de hidróxido de magnésio.

Princípio da Equivalência

1 mol de H₂SO₄ será neutralizado por 1 mols de Mg(OH)₂.

Resolução do exercício

Cálculo da massa molar

H₂SO₄: (1x2) + (1x32) + (4x16) =98 gramas/mol

Mg(OH)₂: (1x12) + (2x1) + (2x16) = 58 gramas/mol

1 mol de H₂SO₄ neutralizará 1 mol de Mg(OH)₂ou 98 gramas do ácido neutralizará 58 gramas da base, valores iguais a massa molar de cada substância.

Resolução do exercício

Transformando miligramas de base para gramas

1g .................... 1000 mg
Xg ................... 580 mg

X = 0,58 gramas de base

Calculando quantos mols do ácido serão neutralizados por 0,58 gramas da base

1 mol do ácido neutraliza 58 gramas da base
X mols do ácido neutraliza 0,58 gramas da base

X = 0,01 mol do ácido será neutralizado

Cálculo do volume em mililitros que tem 0,01 mol de ácido dissolvidos, sabendo que a concentração do ácido é igual a 0,1 mol por litro ou por 1000 mililitros

1000 mililitros .................. 0,1 mol
X mililitros ...................... 0,01 mol

X = 100 mililitros

24) O ácido cítrico (C₆H₈O₇), também conhecido como citrato de hidrogênio, é uma das substâncias químicas mais utilizadas pela indústria alimentícia e de bebidas, uma vez que apresenta propriedades antioxidantes, acidulantes e flavorizantes. Além disso, ele apresenta três hidrogênios ionizáveis. Para se determinar a porcentagem em massa de ácido cítrico em um lote comercial, um químico dissolveu uma amostra de 0,242 g desse lote em água e, em seguida, titulou a solução obtida com uma solução aquosa de hidróxido de sódio 0,100 mol/L, utilizando um indicador apropriado. Sabendo que foram gastos 35,0 mL de base na titulação, a porcentagem, em massa, de ácido cítrico na amostra é, em valores arredondados, de:

Resumo teórico

Teoria da neutralização: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) é neutralizado por 1 mol de ânions hidróxido (OH^1-).

O ácido descrito tem 3 hidrogênios ionizáveis, logo será neutralizado por 3 íons hidróxido (OH^1-).

Princípio da Equivalência

1 mol de C6H8O7 será neutralizado por 3 mols de NaOH.

Porcentagem, em massa, de ácido é igual a massa de ácido dividida pela massa da amostra, multiplicada por 100.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade, em mols, de base usada na neutralização.

0,1 mol ................ 1.000mL

x mols .................. 35mL

x = 0,0035 mols de base foram usadas para neutralizar

Pela relação estequiométrica: 1 mol do ácido será neutralizado por 3 mols de base, logo 0,0035 mols de base neutralizará quanto do ácido.

Massa molar do ácido

C6H8O7: (6x12) + (8x1) + (7x16) = 192 gramas/mol

Pela relação estequiométrica: 192 gramas de ácido será neutralizado por 3 mols de NaOH.

192gramas ................... 3 mols

x gramas ...................... 0,0035 mols

x = 0,224 gramas do ácido foram neutralizadas.

% = 0,224 / 0,242 = 0,926 x 100 = 92,5%

25) Para se titular 10 mililitros de uma solução de hidróxido de sódio gastaram-se 24 mililitros de ácido sulfúrico que possui 0,245 gramas de ácido sulfúrico para 100 mililitros de solução. Calcular a concentração, em mols por litro da solução de hidróxido de sódio.

Fórmulas: hidróxido de sódio: NaOH e ácido sulfúrico: H₂SO₄

Resumo teórico

Teoria da neutralização: 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza 1 mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo um mol de H₂SO₄ neutralizará dois mols de NaOH, para que a quantidade de íons se iguale.

Princípio da Equivalência

1 mol de H₂SO₄ neutralizara por 2 mols de NaOH.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade em mols de ácido existente em 24 mililitros, quantidade esta neutralizada pela base.

Massa molar do H₂SO₄ = (2 .1) + (1 .32) + (4 .16) = 98 gramas/mol

1 mol ............... 98g
x mols ............. 0,245g

x = 0,0025 mols estão presentes em 100 mililitros do ácido, vamos calcular para 24 mililitros.

0,0024 mol ........... 100mL
x mols ................... 24mL

x = 0,0006 mol, esta foi a quantidade neutralizada e agora vamos calcular quanto de base foi usada para neutraliza-la.

Pelo Princípio da equivalência: 2 mols NaOH neutraliza 1mol H₂SO₄

2mols NaOH .............. 1 mol H₂SO₄
x mols ....................... 0,0006 mol H₂SO₄

x = 0,012mol que estão dissolvidos em 10 mililitros.

Cálculo da concentração da base em mol/litro

0,012mol ............... 10 mL
x mol .................... 1.000mL

x = 1,2 mol/litro

26) Uma solução de hidróxido de sódio de densidade igual a 1,32g/ml contém 28,8%, em massa, de hidróxido de sódio. Qual o volume, em mililitros, de solução 0,5mol/litro de ácido sulfúrico necessário para neutralizar 1 litro da solução básica?

Resumo teórico

Cálculo da quantidade, em mols, de hidróxido de sódio dissolvidos em um litro de solução a ser neutralizada.

Leitura percentual: 28,8% significa que em cada 100 gramas de solução temos 28,8 gramas de hidróxido de sódio dissolvidos.

Densidade da solução: 1,32g/mL significa que um mililitro de solução tem massa igual a a 1,32gramas.

Teoria da neutralização: 1mol de cátions hidrogênio neutralizam 1 mol de ânions hidróxido.

Resolução do exercício

1mL ............... 1,32g
1.000mL ........ x g

x= 1320gramas de solução e 28,8% é de hidróxido de sódio.

1320g ............... 100%
x g ................... 28,8%

x = 380,16 gramas de hidróxido de sódio estão dissolvidos e serão neutralizados.

Princípio da equivalência

2 mols de NaOH neutralizam 1 mol de H₂SO₄ ou 80 gramas de NaOH neutralizam 1 mol de H₂SO₄

80g NaOH ................. 1 mol H₂SO₄
380,16g NaOH ........... x mol H₂SO₄

x = 4,752 mols de H₂SO₄

Cálculo do volume, em mililitros, de solução ácida para neutralizar.

Leitura da concentração: 0,5mol/litro, significa que um litro(1.000mL) de solução ácida tem dissolvidos 0,5 mols de H₂SO₄.

0,5 mols ................. 1.000mL
4,752 mols ............. x mL

x = 9.500 mililitros = 9,5 litros

27) Para dosar a quantidade de ácido láctico, um monoácido, após fermentação de 10 mililitros de leite, foram gastos 18 mililitros de solução 0,1mol/litro de hidróxido de sódio. Pede-se a percentagem, em massa por volume, de ácido láctico no leite.

Massa molar do ácido láctico = 90g/mol

Resumo teórico

Cálculo da percentagem de ácido láctico no leite.

% = gramas de ácido láctico/mililitros de leite = g ácido láctico/10 mL

Princípio da equivalência: o ácido láctico é um monoácido, significa que 1 mol de ácido apresenta 1 mol de hidrogênios ionizáveis, logo para ser neutralizado precisaremos de 1 mol de hidróxido de sódio, uma monobase (NaOH).

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade, em mols, de hidróxido de sódio gastos na neutralização.

0,1mol ............. 1.000mL
x mols ............. 18 mL

x = 0,0018 mols de hidróxido de sódio neutralizará 0,0018 mols de ácido láctico.

Cálculo da quantidade, em gramas, de ácido láctico.

1 mol .................. 90 g
0,0018 mol .......... x g

x = 0,162gramas

Cálculo da porcentagem (m/v).

% = [0,162g/10mL] x 100

% = 1,62%

28) 80 mililitros de solução 0,05 mol/litro de ácido sulfúrico são misturados com 40 mililitros de solução 0,1 mol/litro do mesmo ácido. Que volume de solução 0,25 mol/litro de hidróxido de sódio é neutralizado por 15 mililitros da solução ácida resultante.

Resumo teórico

Precisamos saber qual a quantidade, em mols, de cátions hidrogênio tem a mistura das duas soluções ácidas.

Leitura molar 1: 0,05 mol/litro, significa que em 1.000 mililitros de ácido temos 0,05 mols dissolvidos, logo em 80 mililitros teremos?

Resolução do exercício

1.000 mL ............ 0,05 mol
80 mL ................. x mol

x = 0,004 mol

Leitura molar 2: 0,1 mol/litro, significa que em 1.000 mililitros de ácido temos 0,1 mols dissolvidos, logo em 40 mililitros teremos?

1.000 mL ............ 0,1 mol
40 mL ................. x mol

x = 0,004 mol

Total de mols de ácido sulfúrico é de 0,008 mols em 120 mililitros de solução ácida, precisamos calcular a quantidade em 15 mililitros.

0,008 mol ................ 120 mL
x mol ....................... 15 mL

x = 0,001 mol

Princípio da neutralização: a quantidade de cátions hidrogênio deve ser igual a quantidade de ânions hidróxido.

1 mol de H₂SO₄neutralizará 2 mols de NaOH, logo 0,001 mol de ácido neutralizará 0,002 mols de base.

Cálculo do volume da base que contém dissolvidos 0,002 mol de hidróxido de sódio.

Leitura molar da base: 0,25 mol/litro significa que em 1.000 mililitros de solução básica tem 0,25 mol de hidróxido de sódio(NaOH) dissolvidos e esta quantidade é a mesma de ânions hidróxido.

0,25 mol ................... 1.000mL
0,002 mol .................. x mL

x = 8 mililitros

29) Na titulação de 20 mililitros de uma solução de ácido ortofosfórico, um triácido, em presença da solução alcoólica de fenolftaleína, foram gastos 28 mililitros de solução de hidróxido de sódio de concentração 0,1 mol/litro. Calcular a concentração, em mols/litro, da solução ácida.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido(OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

1 mol do ácido, um triácido, neutralizará 3 mols da base, uma monobase.

Cálculo da quantidade de NaOH.

Leitura da concentração da solução básica: 0,1 mol/litro significa que em cada litro dessa solução temos 0,1 mol de NaOH dissolvido, vamos calcular para o volume solicitado no teste.

Resolução do exercício

0,1 mol................. 1.000mL
x mol ................... 28 mL

x = 0,0028 mol de NaOH

Cálculo da quantidade, em mols, de ácido presente em 20 mililitros da solução.

1 mol ácido ............. 3 mols da base
x mol de ácido ......... 0,0028mol

x = 0,0009 mol que estão dissolvidos em 20 mililitros.

Cálculo da concentração da solução ácida, em mols/litro ou por 1.000 mililitros.

0,0009 mol ................ 20 mL
x mol ........................ 1.000mL

x = 0,047mol dissolvidos em 1.000 mL ou 1 litro de solução.

Concentração da solução ácida = 0,047 mol/litro

30) 600 mililitros de uma solução de ácido sulfúrico contém 14,7 gramas de ácido puro. Na titulação de 24,2 mililitros de solução de hidróxido de sódio foram gastos exatamente 19,4 mililitros da solução ácida. Calcular a concentração, em mols/litro, da solução alcalina.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) gerados pelo ácido em solução aquosa neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-) gerados pela base em solução aquosa, logo a proporção deve ser de 1:1.

Fórmulas: 2 NaOH e 1 H₂SO₄

Princípio da Equivalência: 2 mols de NaOH, que geram 2 mols de OH^1-, neutralizam 1 mol de H₂SO₄, que geram 2 mols de H¹⁺.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade, em mols, de ácido existente na solução neutralizada.

14,7 g .............. 600mL
x g .................. 19,4mL

x = 0,47 gramas

Massa molar do ácido (H₂SO₄) = (2 .1) + (1 .32) + (4 .16) = 98 gramas

1 mol ............ 98 g
x mols .......... 0,47g

x = 0,0048 mol é a quantidade de ácido que será neutralizada pela solução alcalina.

Pelo princípio da equivalência temos:

2 mol NaOH ................ 1 mol H₂SO₄
x mol NaOH ................ 0,0048 mol H₂SO₄

x = 0,0096 mol de NaOH que esta dissolvido em 24,4 mililitros de solução básica.

Cálculo da concentração, em mols/litro, da solução básica.

0,0096 mol ............. 24,2 mL
x mol ..................... 1.000mL

x = 0,40 mol está dissolvido em 1.000 mililitros ou 1 litro.

Concentração da solução básica = 0,4 mol/litro

31) Para se determinar o conteúdo de ácido acetilsalícilico (C₉H₈O₄) num comprimido analgésico, isento de outras substâncias ácidas, 1 grama do comprimido foi dissolvido numa mistura de etanol e água. Essa solução consumiu 20 mililitros de solução aquosa de hidróxido de sódio, de concentração 0,10mol/litro, para reação completa. Ocorreu a seguinte transformação química:

C₉H₈O_4(aq) + NaOH(aq) => NaC₉H₇O_4(aq) + H₂O_(l)

Logo, a porcentagem , em massa, de ácido acetilsalícilico no comprimido é de, aproximadamente,
Dado : massa molar do ácido = 180g/mol)

Resumo teórico

Para calcular a porcentagem de ácido no comprimido precisamos calcular a massa, em gramas, de ácido que foi neutralizada.

Observem na reação que inicialmente o ácido tinha 8 hidrogênios e o produto formado apresenta 7 hidrogênios, ou seja um foi ionizado para depois formar a água.

Conclusão: 1 mol de ácido (180gramas) forma 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) e 1 mol de base (NaOH) forma 1 mol de ânions hidróxido (OH^1-).
Cálculo da quantidade, em mols, usada para neutralizar o ácido.

Leitura molar: 0,10 mol/litro, significa que em 1 litro(1.000 mL) de solução temos 0,10 mols de NaOH dissolvidos.

Resolução do exercício

1.000mL .............. 0,10 mol
20 mL .................. x

x = 0,002 mol

Cálculo da massa, em gramas, de ácido que foi neutralizado.

1 NaOH .............. 1 ácido

1 mol ................. 180 g
0,002 mol .......... x g

x = 0,36 gramas de ácido tem no comprimido.

Cálculo da porcentagem (%) de ácido no comprimido.

1 grama ................ 100%
0,036 gramas ........ x %

x = 36%

32) O rótulo de uma garrafa de vinagre indica que a concentração de ácido acético ( CH₃COOH) é 42 gramas por litro.
A fim de verificar se a concentração da solução ácida corresponde à indicada no rótulo, 10 mililitros da mesma solução foram titulados com hidróxido de sódio 0,1 mol por litro, gastando 25 mililitros da base para a neutralização.
Verificar se a concentração indicada no rótulo é verdadeira ou não.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido acético => CH₃COOH, um monoácido orgânico, ou seja, cada mol deste ácido pode gerar até 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺).

Hidróxido de sódio => NaOH

Leitura molar: cada mol de ácido ácético pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base para ter a mesma quantidade de cátions hidrogênio e ânions hidróxido será:

1 mol de CH₃COOH neutralizará 1 mols de NaOH.

Cálculo da quantidade de base, em mols, que foi usada na neutralização da solução ácida.

Leitura molar da base: 0,1mol/L significa que cada litro (1.000mL) de solução tem dissolvidos 0,1 mol de NaOH.

Resolução do exercício

0,1 mol NaOH .............. 1.000 mL
x mol de NaOH ............ 25 mL

x = 0,0025 mol de NaOH neutraliza 0,025 mol de ácido ( CH₃COOH)

Cálculo da massa de ácido acético neutralizada.

1 mol CH₃COOH ......................... 60 gramas
0,0025 mol CH₃COOH ................. x gramas

x = 0,15gramas que estará dissolvido em 10 militros.

Cálculo da concentração do ácido acético no vinagre, em gramas por litro.

0,15 g .............. 10mL

x g ................... 1.000mL

x = 15 gramas /litro, logo a concentração indicada no rótulo(42g/L) esta errada.

33) Dissolveram-se 8 gramas de hidróxido de sódio em uma quantidade de água suficiente para preparar 200 mililitros de solução. Indique o volume da solução, em mililitros, assim preparada que será necessário para neutralizar 50 mililitros de uma solução de ácido nítrico 0,1 mol/litro.

Resumo teórico

Princípio da neutralização entre ácidos e bases: um mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutraliza um mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo a proporção deve ser de 1:1.

Ácido nítrico => HNO₃

Hidróxido de sódio => NaOH

Leitura molar: cada mol de ácido nítrico pode formar um mol de cátions hidrogênio, enquanto cada mol de hidróxido de sódio pode liberar um mol de ânions hidróxido.

A proporção entre o ácido e a base para ter a mesma quantidade de cátions hidrogênio e ânions hidróxido será:

1 mol de HNO₃ neutralizará 1 mol de NaOH ou 63 gramas de HNO₃ neutralizará 40 gramas de NaOH.

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade, em mols, de HNO₃ usada na neutralização da solução básica.

Leitura molar do ácido: 0,1 mol/litro significa que em um litro de solução ácida (1.000 mL) teremos 0,1 mol de HNO₃dissolvidos.

0,1 mol ............... 1.000 mL
x mol .................. 50 mL

x = 0,005 mol

Cálculo da massa de base neutralizada pela solução ácida.

40 g NaOH ................... 1 mol HNO₃
x g NaOH ...................... 0,005 mol HNO₃

x = 0,2 gramas de NaOH

Cálculo do volume de solução básica para neutralizar a solução ácida.

8 g ............... 200 mL
0,2 g ............ x

x = 5 mililitros

34) Barilha, que é carbonato de sódio impuro, é um insumo básico da indústria química. Uma amostra de barilha de 10 gramas foi totalmente dissolvida em 800 mililitros de ácido clorídrico 0,2 mol/litro.

O excesso de ácido clorídrico foi neutralizado com 250 mililitros de hidróxido de sódio 0,1 mol/litro.
Qual o teor de carbonato de sódio, em porcentagem de massa, na amostra?

Resumo teórico

Porcentagem = (gramas de carbonato de sódio / gramas de barilha ) x 100

Cálculo da massa, em gramas, de carbonato de sódio presente na amostra de barilha.

Reação do carbonato de sódio com o ácido clorídrico.

1Na₂CO_3(aq) + 2HCl(aq) => 2NaCl(aq) + 1H₂CO_3(aq)

Precisamos saber quanto de ácido clorídrico foi gasto na reação com o carbonato de sódio, lembrando que parte do ácido clorídrico não reagiu e foi neutralizado por uma solução básica de hidróxido de sódio.

Cálculo da quantidade de ácido clorídrico em excesso.

Relação de equivalência entre o ácido e a base.

1 mol de HCl neutraliza 1 mol de NaOH

Leitura molar da base (NaOH) fornecida: 0,1 mol/litro significa que cada 1.000 mililitros de solução tem 0,1 mol de NaOH dissolvidos.

Resolução do exercício

0,1 mol ............... 1.000 mL
x mols ................ 250 mL

x = 0,025 mol de NaOH neutralizaram 0,025 mol de HCl, quantidade essa de ácido em excesso.

Cálculo de quanto de ácido foi adicionado na dissolução da barilha.

Leitura molar do ácido (HCl) fornecida: 0,2 mol/litro significa que cada 1.000 mililitros de solução tem 0,2 mol de HCl dissolvidos.

0,2 mol ............ 1.000mL
x mols ............. 800 mL

x = 0,16 mols de HCl

Cálculo de quantos mols do ácido reagiu = 0,160 - 0,025 = 0,135 mol de ácido reagiu com o carbonato de sódio presente na amostra de barilha.

Cálculo da massa, em gramas, de carbonato de sódio presente na barilha.

Cálculo da massa molar do carbonato de sódio

Na₂CO₃ = (2 .23) + (1 . 12) + (3 . 16) = 106 gramas

Usando a proporção da reação teremos que 1 mol (106 gramas) de carbonato de sódio reagem com 2 mols de ácido clorídrico.

106g ............. 2 mols
x g ................ 0,135mol

x = 7,511 gramas é a massa de carbonato de sódio existente em 10 gramas de barilha, logo em 100 gramas de barilha teremos 75,11 gramas de carbonato de sódio, ou seja 75,11%.

35) Um químico é requisitado para determinar a capacidade de um tanque de forma irregular para fins industriais. Para isso, adiciona cuidadosamente 80 gramas de hidróxido de sódio no tanque e, em seguida, completa com água até o limite máximo e homogeneiza. Efetua várias titulações de alíquotas de 50 mililitros retiradas do tanque, que requerem um valor médio de 16 mililitros de solução 0,005 mol/litro de ácido perclórico, para completa neutralização.
Qual a capacidade do tanque, em litros.

Massa molar do ácido e da base.

NaOH = (1 .23) + (1 .16) + (1 .16) = 40 gramas

HClO₄= (1 .1) + (1 .35,5) + (4 .16) = 100,5 gramas

Relação de equivalência: 1 mol ou 40 gramas de NaOH neutraliza 1 mol ou 100,5 gramas de HClO₄.

Precisamos calcular qual a concentração da solução de hidróxido de sódio em grama/litro para depois calcular o volume ocupado pelos 80 gramas adicionado.

Cálculo da quantidade de ácido, em mols, gasto da neutralização da base.

Leitura molar do ácido: 0,005 mol/litro significa que em cada litro (1.000 mL) de solução ácida temos 0,005 mol de acido perclórico dissolvido.

Vamos calcular a quantidade, em mols, de ácido em 16 mililitros.

1.000 mL .............. 0,005 mol
16 mL .................. x mol

x = 0,000008 mol de ácido

x = 8 x 10^-6 mols de ácido foram usados na neutralização.

Como a proporção de neutralização é de 1:1, a neutralização consumiu
8 x 10^-6 mols de NaOH, que estão dissolvidos em 50 mililitros da solução básica.

Cálculo da massa de NaOH, em gramas, dissolvidos nos 50 mililitros de solução básica.

1 mol de NaOH ....................... 40 gramas
8 x 10^-6mol de NaOH .............. x gramas

x = 3,2 x 10^-4 gramas estão dissolvidos em 50 mililitros (0,05 litros) da solução básica retirada do tanque.

Cálculo do volume de solução contida no tanque, em litros, que tem 80 gramas de NaOH dissolvidos.

3,2 x 10^-4gramas ................. 0,05 L
80 gramas ............................ x L

x = 1250 litros

36) O volume em mililitros, de uma solução de ácido clorídrico de pH = 2, necessário para neutralizar completamente 500 mililitros de uma solução de hidróxido de potássio de pH = 11.

Resumo teórico

Princípio da equivalência na neutralização: 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutralizam 1 mol de ânions hidróxido (OH^1-).

Ácido clorídrico => HCl, pode gerar até 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺).

Hidróxido de potássio => KOH, pode gerar até 1 mol de ânions hidróxido (OH^1-), logo poderemos dizer que 1 mol do ácido neutraliza 1 mol da base.

Definição de pH: expressa a maior ou menor acidez de uma solução, sendo calculado fazendo o logaritmo negativo da concentração de cátions hidrogênio (H¹⁺).

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade de ânions hidróxido(OH^1-) a ser neutralizada.

Quando o pH = 11, o pOH = 3, pois a soma pH + pOH = 14 e a concentração de ânions hidróxido = 10^-3 mol/litro = 0,0010 mol/litro, precisamos calcular a quantidade dissolvida em 500 mililitros.

0,0010mol ................. 1.000mL
x mols ...................... 500 ml

X = 0,0005 mol de ânions hidróxido (OH^1-) é a quantidade a ser neutralizada e para isso precisaremos da mesma quantidade de cátions hidrogênio (H¹⁺).

Cálculo do volume necessário de ácido para neutralizar 0,0005 mols de base.

Quando o pH = 2 a concentração de cátions hidrogênio = 10^-2 mol/litro = 0,01 mol/litro.

0,01 mol ................... 1.000mL
0,0005 mol ................ x mL

x = 50 mililitros.

37) Um vinho contém 8% de álcool(v/v). Sofre uma fermentação acética. Pede-se a quantidade, em mililitros, de solução básica de hidróxido de sódio 2,4 mol/litro necessária para neutralizar o ácido formado em 300 mililitros desse vinho. Densidade do álcool é 0,79 gramas/mililitros.

Resumo teórico

Fermentação acética: 1 mol de álcool etílico se transformará em 1 mol de ácido acético.

Como o ácido será neutralizado precisamos calcular a quantidade de ácido produzida na fermentação acética.

Resolução do exercício

Cálculo da massa de álcool no vinho.

Leitura percentual: 8%(v/v) significa que em 100 mililitros de vinho temos 8 mililitros de álcool.

0,79 gramas ............... 1 mL
x gramas .................... 8 mL

x = 6,32 gramas de álcool tem no vinho.

Cálculo da quantidade, em mols, de álcool no vinho.

Fórmula do álcool etílico: CH₃CH₂OH

Massa molar: (2 .12) + (6 .1) + (2 .16) = 46 gramas por mol

1 mol .............. 46 gramas
x mols ............ 6,32 gramas

x = 0,137 mols de álcool tem em 100 mililitros de vinho, precisamos calcular para 300 mililitros.

0,137mol ................ 100mL
x mol ..................... 300mL

x = 0,411 mols de álcool.

E pela definição de fermentação acética formará 0,411 mols de ácido que será neutralizado pela solução básica.

Principio da equivalência: 1 mol de cátions hidrogênio neutralizam 1 mol de ânions hidróxido.

1 mol de NaOH pode gerar 1 mol de ânions hidróxido, logo 2,4 mols geram 2,4 mols de ânions hidróxido.

Os ácidos carboxílicos apresentam um hidrogênio ionizável por molécula, logo 0,411 mols podem se ionizar em 0,411 mols de cátions hidrogênio.

Precisaremos de um volume de solução básica que contenha 0,411 mols de NaOH dissolvidos para neutralizar os 0,411 mols de ácido acético.

Leitura da concentração da solução básica: 2,4 mol/litro significa que cada litro (1.000mL) de solução básica tem 2,4 mols de hidróxido de sódio dissolvidos.

1.000mL ............... 2,4mols
x mL ..................... 0,411mols

x = 171,72 mililitros de solução básica serão necessários para neutraliza todo o ácido formado no vinho.

38) Recolheu-se uma amostra do manancial de água disponível para abastecer uma cidade e após análise verificou-se que apresentava pH=5,0. Após o tratamento de 1 milhão de litros dessa água pela estação de tratamento de água da cidade apresentou pH = 7,0.
Qual foi a quantidade de cal hidratada, em quilogramas, adicionada no processo para diminuir a acidez da água disponível?

Resumo teórico

Leitura dos potenciais Hidrogeniônico s(pH).

pH = - log [H⁺¹] e sua função inversa é [H⁺¹] = [10^-pH] mol/L, logo:

Resolução do exercício

Cálculo da quantidade de cátions hidrogênio (H¹⁺) neutralizados em 1 milhão de litros de água.

Com pH = 5,0 a concentração de cátions hidrogênio(H¹⁺) = 1.10^-5 mol/L ou 0,00001 mol/L: significa que em 1 litro de água temos 0,00001 mol de cátions hidrogênio(H¹⁺) dissolvidos.

0,00001mol ................... 1L
x mols .......................... 1.000.000L

x = 10 mol de cátions hidrogênio.

Com pH = 7,0 a concentração de cátions hidrogênio(H¹⁺) = 1.10^-7 mol/L
ou 0,0000001 mol/L: significa que em 1 litro de água temos 0,0000001 mol de cátions hidrogênio(H¹⁺) dissolvidos.

0,0000001mol ................... 1L
x mols .......................... 1.000.000L

x = 0,1 mol de cátions hidrogênio.

Quantidade neutralizada = 10 - 0,1 = 9,9 mols, é a quantidade em mols de cátions hidrogênio(H¹⁺) que foi neutralizada e precisará da mesma quantidade de ânions hidróxido (OH^1-) para ser totalmente neutralizada.

Cálculo da quantidade de cal hidratada[Ca(OH)₂] para a neutralização.

Massa molar de Ca(OH)₂ = (1. 40) + (2. 17) = 74 gramas/ mol

1 mol ................. 74 gramas
9,9 mols ............. x gramas

x = 732,6 gramas = 7,326 quilogramas

39) A fórmula mínima do ácido capróico, monoprótico, é C₃H₆O. Uma amostra de 0,100g do ácido foi completamente neutralizada por 17,2mL de solução de hidróxido de sódio 0,05mol/L. Calcule a fórmula molecular do ácido.

Resumo teórico

Para calcular a fórmula molecular do ácido capróico precisamos saber qual sua
massa molar.

Relação de equivalência

1 mol de ácido capróico, monoprótico (pode gerar 1 mol de H¹⁺), neutraliza 1 mol de NaOH(tem 1 mol de OH^1-).

Cálculo da quantidade de ânions hidróxido(OH^1-) usada na neutralização.

Leitura molar do NaOH: 0,05mol/litro significa que em 1 litro(1.000mL)
teremos dissolvidos 0,05 mol de NaOH ou de ânions hidróxido (OH^1-).

Igualdade válida por que a base apresenta apenas um ânion hidróxido na sua constituição.

Resolução do exercício

0,05 mol ............... 1.000 mL

x mols .................. 17,2 mL

x = 0,00086 mol de ânions hidróxido (OH^1-) neutraliza a mesma quantidade de
cátions hidrogênio (H¹⁺).

Essa quantidade, em mols, neutralizada corresponde a 0,100 gramas do ácido
caproico, monoprótico.

Vamos calcular a massa correspondente a 1 mol do ácido que será sua massa
molar.

0,100 gramas ................ 0,00086 mol

x gramas ....................... 1 mol

x = 116 gramas é a massa molar do ácido caproico.

Cálculo da fórmula molecular.

Massa da fórmula mínima: C₃H₆O

Massa = (3 .12) + (6. 1) + (1. 16) = 58 gramas

A fórmula molecular é calculada dividindo sua massa molar pela massa da
fórmula mínima.

116 / 58 = 2, ou seja a fórmula molecular tem 2 vezes mais elementos.

Fórmula molecular = C₆H₁₂O₂

40) 100 mililitros de uma solução aquosa de hidróxido de cério III de concentração desconhecida foram neutralizados com uma solução aquosa de concentração 1 mol/L de ácido sulfúrico. O volume de ácido gasto na titulação foi de 50 mililitros. Qual a concentração da solução básica em mol/L.

Resumo teórico

Princípio da equivalência na neutralização: 1 mol de cátions hidrogênio (H¹⁺) são neutralizados por 1 mol de ânions hidróxido(OH^1-).

Cr(OH)₃ pode ser dissociado na água em 3 mols de ânions hidróxido (OH^1-).

H₂SO₄ pode gerar em solução aquosa 2 mols de cátions hidrogênio (H¹⁺).

Para que as quantidades de cátions hidrogênio (H¹⁺) e ânions hidróxido (OH^1-) na solução fiquem iguais deveremos multiplicar por 2 a concentração da base e por 3 a concentração do ácido.

Relação de equivalência

2 mols de Cr(OH)₃ neutralizará 3 mols de H₂SO₄

Leitura molar: 2 mols de hidróxido de cromo III neutralizam completamente 3 mols de ácido sulfúrico.

Cálculo da quantidade de mols que a solução ácida vai neutralizar.

Leitura da concentração ácida: 1 mol/L significa que 1 litro (1.000mL) da solução tem 1 mol de ácido sulfúrico dissolvido.

Resolução do exercício

1.000 mL ................ 1 mol
50 mL ..................... x mols

x = 0,05 mol de ácido foi usado na neutralização

Cálculo da quantidade, em mols, de base neutralizada.

2 mols de Cr(OH)₃ .................... 3 mols de H₂SO₄
x mol de Cr(OH)₃ ...................... 0,05 mol de H₂SO₄

x = 0,033 mols de base foi neutralizada e esta quantidade esta dissolvida em 100 mL da solução básica.

Cálculo da concentração da solução básica, em mol/litro

0,033 mol .............. 100 mL
x mols .................. 1.000 mL

x = 0,33 mol

Concentração da solução básica é igual a 0,33 mol/litro