FÓRMULAS QUÍMICAS: PERCENTUAL, MÍNIMA E MOLECULAR Composição percentual de massap r e ta e oc n g m d ms a e as d e mn o le e to ms a as d e mn o le e to n a o tr a ms a = ms a as to l ta d a o tr a ms a ×0 % 10 Ex. 1) Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de eucaliptos 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 3,16 g deu sua composição como 2,46g de carbono, 0,373 g de hidrogênio e 0,329 g de oxigênio. Determine as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio no eucaliptol. Ex. 2) O composto α-pineno, um antiséptico natural encontrado na resina do pinheiro, tem sido usado desde tempos antigos por curandeiros da tribo Zuni. Uma amostra e 7,50 g de α-pineno contém 6,61 g de carbono e 0,89 g de hidrogênio. Quais são as porcentagens em massas de carbono e hidrogênio no α-pineno? Ex. 3) Calculando a percentagem em massa de um elemento a partir da fórmula. Suponha que estamos gerando hidrogênio a partir de água para usar como combustível: precisaríamos conhecer a porcentagem em massa de hidrogênio na água para saber quanto hidrogênio de uma dada massa de água poderia ser obtido. Poderíamos simplesmente encontrar a massa de átomos de hidrogênio presentes em 1 mol de moléculas de H2O, observando que há 2 mols de H em 1 mol de H 2O, e dividindo aquela massa pela massa de 1 mol de H2O: p rc n g o e ta e m d m ssa e a d H = e m ssa a m ssa a to l d á m s ta e to o d H e ×0 % 10 d m lé u s e o c la d H 2O e porcentage m de massa de H = pr e t g oc na e (2mol ) × (1,0079 g .mol −1 ) ×100 % (1mol ) × (18,02 g.mol −1 ) d H =1 ,1 % e 1 9 m d ms a e as Ex. 4) Calcule a porcentagem em massa de Cl em NaCl. Ex. 5) Qual a composição em massa de testosterona, C19H28O2, um hormônio sexual masculino? Ex. 6) A composição percentual de massa do composto difluoreto de tionila é 18,59% de O, 37,26% de S e 44,15% de F. Calcule sua fórmula empírica. Ex. 7) L-Dopa, uma droga usada para o tratamento do mal de Parkinson, constitui-se de 54,82% de C, 5,62% de H, 7,10% de N e 32,46% de O. Qual é a fórmula empírica do composto? Ex. 8) Determine a fórmula química de cada composto (a fórmula empírica no caso de compostos orgânicos) usando os seguintes dados: 88% de C.0 g.12 g. tem composição percentual de massa 22. Deduza sua fórmula molecular. 26.36% de As e massa molar 209.00 g.12 g.38% de H e 34. e sua fórmula empírica é CHO2.02 g. que tem um odor intolerável de alho e é usado na manufatura de ácido cacodílico.85% de N e 16.mol-1.000 88 . Ex.19 g. 4. Qual é a fórmula molecular do cacodilo? DETERMINAÇÃO DA ANÁLISE ELEMENTAR A PARTIR DE FÓRMULAS . 13) A cafeína.mol-1.1 ol Concluímos que a fórmula molecular da vitamina C é 2 X (C3H4O3) ou C6H8O6. Ex. um estimulante encontrado no café e no chá. tem massa molar 194.06 g. 42.008 g.mol-1) + 3 X (16.0% de H.mol-1) Massa molar de C3H4O3=88.mol-1) + 4 X (1. tem a composição em massa 60. 10) Calculando a fórmula molecular a partir da fórmula empírica. usado na síntese de aspirina. 28.2% de Mg. 9) Em um experimento. 5.48% de C. um herbicida para a cultura do algodão.50% de S.19% de H.8 g de um composto sólido branco. dividimos a massa molar da molécula pela massa molar da fórmula empírica unitária: 176 . Qual é a fórmula empírica do composto? Ex. (c) Ácido salicílico.2% de O e 9. e sua fórmula empírica é CH.mol-1.75% de O. 7. Ex.96 g.mol-1. um agente adoçante tem a composição em massa 45. 4.mol-1 e composição percentual de massa 49. A massa molar de uma fórmula unitária C3H4O3 é Massa molar de C3H4O3=3 X(12. é 90.mol-1 Para encontrarmos o número de fórmulas unitárias necessárias para a massa molar observada de vitamina C.48% de O. 12) A massa molar do ácido oxálico.75% de H. é 104 g. 2.m -1 ol = 2.65% de N.m . que é usado na manufatura do plástico poliestireno.06 g. uma substância tóxica encontrada nas folhas de ruibarbo.87% de C. 29. Qual a fórmula molecular da cafeína? Ex.20% de O e 17. (b) Sacarina.89% de C. Qual é sua fórmula molecular? Ex.6% de Si.(a) Talco (usado no talco em pó) tem a composição em massa 19.76% de H e 71. A espectrometria de massa foi usada para mostrar que a massa molar da vitamina C é 176. 14) Cacodilo. 5. 11) A massa molar do estireno.14 g do elemento fósforo foi combinado com cloro para produzir 27. Sua fórmula molecular é C4H8Cl2S.0 g de O = 32 . Agora tudo o que precisamos fazer é encontrar a contribuição percentual de cada elemento na massa de 88. problema 2.0 g de C 1 m de átom ol os de C 8 mol de átomos de H têm a massa de 8m de átom ol os de H 1. MH=1 g/mol e MO=16 g/mol (Resp. 44.6% Cl e 20.1g 32 .6% Na.1 g.0 g + 88.12) O ácido butírico. exemplo 2.5% em massa 88.22% H. MH=1 g/mol MCl=35 g/mol e MS=32 g/mol (Resp.7% H.5% C. em massa) 3. (Russel.0 g ×100 = 54 . um composto produzido quando a manteiga se deteriora.25) O gás mostarda foi usado na Primeira Guerra Mundial.0 g ×100 = 36 .28% N.2% C.01 g de H = 8. Você pode dizer se esta é a fórmula molecular apenas olhando-a? Qual é a análise elementar do ácido butírico? Dados: M C=12 g/mol. a massa de um mol de C4H8O2 é 48.1g %H = %O = 2. (Russel.17 % em massa 88. Sua fórmula é NaC5H8O4N.08 g ×100 = 9.: 2. MH=1 g/mol e MO=16 g/mol.1.1% S.3% em massa 88. MH=1 g/mol. H2C2O4. em massa) 4. 4.1 g: %C = 48. Qual é a sua análise elementar (composição percentual) em massa? Dados: MC=12 g/mol.08 g de H 1 m de átomos de H ol 2 mol de átomos de O têm a massa de 2m de átom ol os de O 16 . tem a fórmula C4H8O2. problema 2.: 5% H.: 13. 35. problema paralelo 268) Ácido oxálico.0 g de O 1 m de átom ol os de O Assim.0 g + 8.08 g + 32. (Russel.26) Glutamato monosódio (MSG) é um intensificador de aroma usado na preparação de alimentos. Qual é sua análise elementar? Dados: MNa=23 g/mol. MC=12 g/mol. MO=16 g/mol e MN=14 g/mol (Resp. LAVOISIER E PROUST . 4 mol de átomos de C têm a massa de 4m de átom ol os de C 12 .0 g de C = 48 . Qual é a análise elementar do ácido oxálico? Dados: MC=12 g/mol. 30.7% C e 71.1g 8. em massa) LEIS PONDERAIS: DALTON. é um composto moderadamente tóxico encontrado em ruibarbo e outras plantas.9% O e 8. 26. 37.1% O. (Russel. 25 g de Fe foram misturados a 2. (Russel. pag. Qual a composição percentual.3 g de óxido de ferro são formados na reação.1) Quando o composto calcário (carbonato de cálcio) é aquecido. em massa.4 g de cal viva. Em um experimento.: 4. cá ar l i co ⇒ c a l v ia v + d io ix ó d d e cbo an r o Nos diz que nenhuma variação ocorre na massa total.3 g) 3.0 g – 0. Isso significa que a massa do calcário decomposto é igual à soma das massas dos dois produtos. 1. 17 – prob.30g = 40. Após a reação observou-se que. Se 14.2% 40 . A seguir encontrou-se cloreto de ferro.12 g de cloro não-reagente.4% Fe.2) Os elementos magnésio (Mg) e bromo (Br) combinam-se para formar o composto brometo de magnésio. pag. ma a s s cláo a r ci =s ma a s cl a va i v +s ma a s dx o i i ód d e cro a n bo Então: ma a s s dx o i i ód d e cro a n bo =s ma a s cl áo a r ci −s ma a s cl a va i v 2.0 g de ferro quanto oxigênio é necessário? (Resp. decompões-se na forma de cal viva (óxido de cálcio) e no gás dióxido de carbono. embora todo o Br tenha reagido.0 g de calcário é decomposto.3 g % Mg = massa de Mg ×100 massa do composto % Br = 35 g ×100 = 86 . 17 – ex. 16 – ex. (Russel.3 g % Mg = 5.30 g Massa do composto formado = 35.0 g Massa do magnésio usada = 6. (Russel. do brometo de magnésio? Solução: Massa do bromo usada = 35. paralelo) Os elementos ferro (Fe) e cloro (Cl) combinam-se para formar cloreto de ferro.70 g de Mg permaneceu em excesso. pag. 1. em massa. restando 22. 0.6% Cl) . pag. Em um experimento.70 g = 5. Supondo que 40. usando-se 10.0 g + 5. 65.0 g de Mg forma misturados com 35.30 g ×100 = 13.3 g 4. paralelo) O ferro combina-se com o oxigênio para formar o composto óxido de ferro. (Russel. quanto dióxido de carbono é formado? Solução: A lei de conservação de massa para uma reação química. juntamente com 0. do cloreto de ferro? (Resp.0 g de Br. 1.50 g de Cl e a reação teve início.8% 40. Qual a composição percentual.1.: 34. 6. 18 – prob. 718 g de X reagiu .0. a segunda continha 35. isto é. 22 – ex.06 g F → x x = 1.56 ≈ 0.31 g do X e 7. A primeira continha 4.0. pag. existe 1.438 g S 1. Observou-se que 0.69 g de Y. 1. Em um deles.438 g S Assim. Em um deles.655 g de nitrogênio está combinado com 1.56 g F → 0. para fins de cálculo.52 g de O combinados com 10 g de Cu.06 g F 2º compostos .298 1 2 0.5. pag. 34 – ex.50 g O 0.655g N → 1. 0. 1º composto . No outro.447 0.52 g de O combinado com 10 g de cobre.56 g F No primeiro caso. podemos dizer que 1.298 0. Mostre que esses dados demonstram a lei das proporções múltiplas.9) O nitrogênio forma vários compostos diferentes com o oxigênio.9% de X e 64. 34 – ex.447 g S → 1.62 g N → 1.0 g de cobre.298 0.438 g de enxofre está combinado com 1. 2. Demonstre que estes dados ilustram a lei das proporções múltiplas. Mostre que estes dados ilustram a lei das proporções múltiplas. 0. 8.298 gS Agora já conhecemos os pesos de S que se combinam com a mesma massa de F (1.53) O cobre forma dois óxidos.655 = 0.50 g de oxigênio.438 g S → 1. para o segundo composto será: 1. Em um deles (chamado gás hilariante) observa-se que 2.655 1 0. existem 2. pag.56 g de flúor. podemos dizer que 1.447 g S No segundo caso. pag. 1.26 g de oxigênio combinado com 10.655 Dividindo o numerador e o denominador por 0.655 2. (Brady.438 7.50 g de oxigênio. observa-se que 0. Em outro (um dos principais poluentes do ar). 1. 0. (Brady. temos: 2.298 = = que é o mesmo que 0.06 g de flúor e.06 g F é equivalente a 0.447 1.10) O enxofre forma dois compostos com o flúor.447 g de enxofre está combinado co 1.59) Três amostras de uma substância sólida composta de dois elementos X e Y foram preparadas.1% de Y. no outro. no outro existem 2. (Brady.655. 1. 23 – ex.62 g de nitrogênio estão combinados com 1.50 g O Relação do N = 0.62 6. O próximo passo é observar a razão dessas massas. (Brady.5 3 0.06 gF × 1.56 g F é equivalente a 0.62 4 0.06g) nestes dois compostos. Demonstre que esses dados são consistentes com a Lei das Proporções Múltiplas.8) Uma amostra de 2. o volume dentro da bomba diminui de aproximadamente 100 cm 3 para 20 cm3 antes do ar fluir para o pneu.4A) Admite-se que uma amostra de neônio de volume 1.200 L.45 L de metano a uma pressão de 1220 Torr é transferido para um recipiente de 4. pag.48 Torr) b) Um gás orgânico fluoretado colocado em um cilindro comprimido de um volume inicial de 515 mL.3) Digamos que. exemplo 4.0 Torr) 3. pressão 345 Pa para 175 mL a mesma temperatura. Diga como estes dados demonstraram a Lei da Composição definida.5 g de um composto continha 0. a) Qual é a pressão final de metano se a mudança acontece a temperatura constante? (Resp. (Atkins.: 10.com Y para formar 2.00 atm. Qual é a pressão do neônio no tubo? (Resp.09 g de P. 34 – ex.28 Pa) .: 1015.12 L. Exercício 4. (Atkins. Gases – Lei de Boyle 1. Suponha que a compressão seja isotérmica. 9. 1. Calcule a pressão do ar comprimido na bomba. quando você empurra o pistão de uma bomba de bicicleta. uma amostra de 2.00 X 10-2 L a 200 torr se expande a 298 K em um tubo evacuado com um volume de 0.845 g de P. (Brady. Auto-teste 4. dada uma pressão inicial de 1. Enquanto 1. Pressão (p) Inicial Final 1.61) Dois compostos são formados com P e O.0 g da terceira amostra. Qual a pressão final? (Resp.: 725.50 g de outro produto continha 1. (Atkins.00 atm ? Volume (V) 100 cm3 20 cm3 Temperatura (T) Mesma Mesma Nº de mols Mesma mesma LEI DE BOYLE 2. Qual é o volume desta quantidade de ar neste ponto? 9. exemplo 4. o ar esfria a 10 °C. 11. e contém 0.00 mg de argônio está confinada em um frasco de 0.00 atm às 6 horas.0 L a 300 °C.7A) Calcule a pressão em (quilopascal) exercida por 1. (Atkins.00 mg de criptônio está confinada em um frasco de 0.43 K ou 341.750 atm.: 12105. quando a temperatura é 10 °C.9A) Calcule o volume ocupado por 1. Qual será a pressão no tanque às 18 horas. uma amostra de 2. Auto-teste 4. (Resp. (Resp.0500 L diferente.89 L) 10. (Atkins. No ápice onde a pressão é 0. Auto-teste 4.0 mL a 20 °C? c) calcule a temperatura necessária para o xenônio exercer uma pressão de 5.8A) Uma quantidade de ar de volume 1. (Atkins.43 °C) .: a) V2=0. b)P3=0.17) Uma amostra de 2.: T= 614.010 mg do nitrogênio gasoso. Exercício 4. Auto-teste 4.0 L.0 atm e 298 K? b) que pressão exerceria se fosse transferida para um frasco de 12. Auto-teste 4.LEI DE CHARLES 4. (Atkins.2 K].908 atm e c) T4=212. dado que o volume do tubo é 5. Exercício 4.15 kPa) 8.0500 L a 20°C. (Resp.5A) Um tanque de oxigênio armazenado fora de um edifício tem uma pressão de 20.734 X 10-6 atm) 7.0 mL? [Resp.0 g de dióxido de carbono em um frasco de volume de 1.: 108.5B) Uma amostra de gás hidrogênio a 760 mmHg e 20 °C é aquecida a 300 °C em um recipiente de volume constante.480 atm a -15°C.0111 L. quando a temperatura chega a 30 °C? 5. Auto-teste 4. (Atkins.4) Você alguma vez desejou saber qual é a pressão dentro de um tubo de imagem de televisão? Calcule a pressão (em atmosferas). a) que volume da amostra ocupa a 1. (Atkins.00 X 10 3 L a 20 °C e 1 atm levanta-se ao lado de uma montanha. Qual deve ser a temperatura do criptônio se ele tiver que ter a mesma pressão que o argônio? (Resp.0 atm. sua temperatura é 23 ºC.0 X 102 Torr em um frasco de 12.: 1. (Atkins. (Atkins.0 kg de hidrogênio a 25°C e 1. Qual a pressão final da amostra? LEI DO GÁS IDEAL 6.13) Uma amostra de 20 mL de xenônio exerce uma pressão de 0. começamos com C e H.12. primeiro escrevemos a equação esqueleto: CH 4 + O2 → CO 2 + H 2 O Como C e o H aparecem em duas fórmulas e o O aparece em três. à temperatura constante? (Resp. se o volume for reduzido a 20. Que temperatura deve o gás ser resfriado. que somente os átomos de O precisam ser balanceados. página 155) Uma amostra de um gás ideal ocupa um volume de 473 dm3 a 146°C. qual será o novo volume do gás? (Resp.43 L/mol e Vm=6. à pressão constante. (Russel.: V=362 dm3) 15. mas somente dois do esquerdo. Os átomos de C já estão balanceados. O2 necessita de um coeficiente estequiométrico igual a O resultado é: .: V=1. Para escrever a equação balanceada para a reação. exemplo H.0 cm3? (Resp. depois que a pressão foi reduzida para 116 kPa.138 L/mol) 13. CH4.: T=341. Como há quatro átomos de O no lado direito. página 151) Qual será o novo volume de um gás ideal que ocupou inicialmente 1. (Atkins. BALANCEAMENTO DE REAÇÕES E TIPOS DE REAÇÕES 10. b. Balanceamos os átomos de H usando um coeficiente estequiométrico igual a 2 para H2O para obter quatro átomos de H de cada lado: CH 4 + O2 → CO2 + 2 H 2O Observe agora. Ele queima com o oxigênio para formar dióxido de carbono e água. (Atkins. (Russel.63 °C).3 cm3 a 125°C.787 dm3) 14.1) O metano. (Russel.: V= 63. 500°C. página 156) Uma amostra do gás ideal ocupa um volume de 23.21) Qual é o volume molar de um gás ideal à pressão atmosférica é: a. Se a temperatura é diminuída a 48 °C.46 dm3 a 142 kPa. No ponto de ebulição de nitrogênio líquido (T=-196°C)? (Resp. é o principal ingrediente do gás natural. Exercício 4.6 K ou 68. Neste ponto. escrevemos: CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) → CO 2 + 2 H 2O ( g ) 11. a dióxido de carbono e água líquida.1A) Quando o alumínio é fundido e aquecido com óxido de bário sólido.2) Balanceie as seguintes equações químicas esqueletos: a) Al ( s ) + H 2 SO 4 (aq ) → Al 2 ( SO 4 )3 ( s ) + H 2 ( g ) b) Pb ( NO 3 ) 2 (aq ) + Na 3 PO 4 (aq ) → Pb 3 ( PO 4 ) 2 ( s ) + NaNO 3 (aq ) c) KClO 3 ( s ) ∆ → KCl ( s ) + O2 ( g ) d) H 3 PO 4 ( aq ) + Na 2CO 3 (aq ) → Na 3 PO 4 ( aq ) + CO 2 ( g ) + H 2O(l ) 15.1) Balanceie as seguintes equações químicas esqueletos: a) P4O10 ( s ) + H 2O (l ) →H 3 PO 4 b) Cd ( NO 3 ) 2 (aq ) + Na 2 S ( aq ) → CdS ( s ) + NaNO 3 (aq ) c) KClO 3 ( s) ∆→KClO 4 ( s ) + KCl ( s) d) HCl (aq ) + Ca (OH ) 2 ( aq ) → CaCl 2 ( aq ) + H 2O (l ) 14. são formados.CH 4 + 2O2 → CO 2 + 2 H 2O Verificamos que a equação está balanceada contando o número de átomos de cada elemento de cada lado da flecha. (Atkins. autoteste H. autoteste H. exercícios H. Se a água for produzida como vapor. (Russel.1B) Escreva a equação balanceada para a combustão do gás propano. (Atkins. exercícios H. (Atkins. problema 2. BaO. uma reação vigorosa ocorre. (Atkins. C3H8. especificamos os estados. e o bário elementar fundido e óxido de alumínio sólido. Al2O3. Escreva a equação química para a reação. 13. 12.33) Balanceie cada uma das reações utilizando coeficientes inteiros: a) b) c) C 3 H 8 O2 + O 2 → CO 2 + NO + NH 3 → N 2 + H 2O H 2O P4 + O 2 → P4 O10 . Adição ou Combinação Direta é a reação onde duas ou mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto químico.e.. Ferro + Sulfato de Cobre ---> Sulfato de Ferro + Cobre 2Na + 2H2O Au + HCl 2NaOH + H2 (o sódio desloca o hidrogênio da água H-OH) não reage (o ouro não consegue deslocar o hidrogênio) • • . a mesma é chamada decomposição térmica. Ferro + Enxofre ---> Sulfeto de Ferro 2H2 + O2 2H2O H2O + CO2 H2CO3 Reação de Análise ou Decomposição é a reação onde um composto químico se quebra (decompõe) em duas ou mais substâncias. Carbonato de Zinco (+ Calor) ---> Óxido de Zinco + Dióxido de Carbono 2H2O 2 H2 + O2 2H2O2 2H2O + O2 Reação de Simples Troca ou deslocamento é a reação onde um elemento substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado.. Fórmula Geral: A + BC ---> AC + B Exemplo: Fe + CuSO4 ---> FeSO4 + Cu i.e. Fórmula Geral: AB ---> A + B Exemplo: ZnCO3 ---> ZnO + CO2 i.d) e) f) g) h) i) j) H2 + NO → NH 3 + H 2O FeCl 3 + O 2 → Fe 2 O3 + Cl 2 P4 + Cl 2 → PCl 5 Fe (OH ) 2 + O2 + H 2O → Fe (OH )3 CO + NO → N 2 + CO2 CaSO4 + CaS → CaO + SO2 FeTiO 3 + C + Cl 2 → FeCl 3 + TiCl 4 + CO2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS • Reação de Síntese. Se a decomposição requer uma fonte de calor. Fórmula Geral: A + B ---> AB Exemplo: Fe + S ---> FeS i.e.. 98 g .17 g.98 g/mol. exemplo L1) Que massa de alumínio é necessária para reduzir 10.300 kg de dióxido de carbono? Dados: MC=12 g/mol. fixador de fotografias. Fórmula Geral: AB + CD ---> AD + CB Exemplo: KCl + AgNO3 ---> KNO3 + AgCl i.0 kg de óxido de cromo (III) para produzir o cromo metálico? A equação química para a reação é: ∆ 2 Al (l ) + Cr 2O3 ( s ) →Al 2O3 ( s ) + 2Cr (l ) Dados: MAl=26.e. exercício L.: 396. MO=16 g/mol. autoteste L.55 ×10 g 2 3 Assim. 3.0 mg de AgBr? . produzindo 2 mols de NH3 Calculando a massa de reagente necessária para reagir com outro reagente 1. 2. MH=1 g/mol. consumindo 3 mols de H2. (Atkins..mol ) = 3.03 g de CaSiO3). Que massa de CaSiO3 (de massa molar 116.1) Tiossulfato de sódio (Na2S2O3).mol −1 × 1kg × 1molCr O × ( 26 . é necessário utilizar 3. reage com brometo de prata na emulsão filme para formar brometo de sódio e um composto solúvel de fórmula Na3[Ag(S2O3)2]. Cloreto de Potássio + Nitrato de Prata ---> Nitrato de Potássio + Cloreto de Prata NaCl + AgNO3 NaCl + LiNO3 NaNO3 + AgCl NaNO3 + LiCl ESTEQUIOMETRIA DA REAÇÃO N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) → 2 NH 3 ( g ) 1 mol de N2 reage. 2 Na 2 S 2O3 (aq ) + AgBr ( s ) → NaBr (aq ) + Na 3 [ Ag ( S 2O3 ) 2 ] a) Quantos mols de Na2S2O3 são necessários para dissolver 1. MCr=52 g/mol e MO=16 g/mol Estratégia: converter cada massa dada em uma outra unidade de massa para a massa em gramas.0 g .mol-1) é necessária para reagir completamente com 0.3B) Dióxido de carbono pode ser removido dos gases emitidos por uma usina termelétrica combinando-o com uma solução diluída de silicato de cálcio: 2CO 2 ( g ) + H 2O(l ) + CaSiO 3 ( s ) → SiO 2 ( s ) + Ca ( HCO 3 ) 2 ( aq ) .0kgCr 2 O3 10 3 g 2molsAl −1 3 massa de alumínio ( g ) = 152 . (Atkins. 1kg=101g A relação estequiométrica entre os dois reagentes é: 1 mol de Cr2O3 ≈ 2 mols de Al Então: 10 . MCa=40 g/mol e MSi=28 g/mol (Resp.Reação de Dupla Troca é a reação onde dois compostos químicos trocam seus radicais para formar dois novos compostos.55kg de alumínio. (Atkins. exemplo M. MO=16 g/mol.10 g de Al2O3.: 1. CaC2.b) Calcule a massa de brometo de prata que irá produzir 0. Dados: MNa=23 g/mol.3A) a) Identifique o reagente limitante na reação 6 Na (l ) + Al 2O3 ( s ) →2 Al (l ) +3 Na 2O ( s ) quando 5.06 X 10-5 mols de Na2S2O3) 4. exercício L.00 X 102 g de água reagem com 1. MS=32 g/mol.: Identificando e usando o reagente limitante 6. cujo componente principal é Ca3(PO4)2.00 X 102 g de carbeto de cálcio? b) Que massa de etino pode ser produzida? c) Que massa de reagente permanece após a reação ser completada? A equação química é: CaC 2 ( s ) + 2 H 2O(l ) → Ca (OH ) 2 ( aq ) + C2 H 2 ( g ) Dados: MCa=40 g/mol. MAg=108 g/mol e MBr=80 g/mol (Resp. A reação é: Ca 3 ( PO 4 ) 2 ( s ) + 3H 2 SO 4 ( aq ) →3CaSO 4 ( s ) + 2 H 3 PO 4 (aq ) a) Quantos mols de H3PO4 podem ser produzidos pela reação de 200 kg de H2SO4? b) Determine a massa de sulfato de cálcio que é produzida como subproduto da reação de 200 mols de Ca3(PO4)2? Dados: MCa=40 g/mol. (Atkins.02 g de Al2O3 .033 mol de Na3[Ag(S2O3)2]. MH=1 g/mol e MS=32 g/mol (Resp. MH=1 g/mol e MC=12 g/mol (Resp.: a) Carbeto de cálcio. reage com água para formar o hidróxido de cálcio e o gás inflamável etino (acetileno). a) Qual é o reagente limitante quando 1. MO=16 g/mol.: a) sódio.6 g de C2H2.6) Superóxido de potássio (KO2) é utilizado em equipamentos de respiração em sistemas fechados para remover o dióxido de carbono e a água do ar exalado.0 g de O2? b) Que massa de CO2 pode ser removida do equipamento por 100 g de KO2? Dados: MK=39 g/mol.: 5. A remoção de água gera oxigênio para a respiração pela reação 4 KO 2 ( s ) + 2 H 2O (l ) → 3O2 ( g ) + 4 KOH ( s ) O hidróxido de potássio remove o dióxido de carbono do equipamento pela reação KOH ( s ) + CO 2 ( g ) → KHCO 2 ( s ) a) Que massa de superóxido de potássio gera 20. c) 1. (Atkins. (Atkins. exemplo M. MC=12 g/mol. MO=16 g/mol. Esta reação era usada para lâmpadas de bicicletas. MO=16 g/mol e MH=1 g/mol [Resp. b) 2. (Atkins. pois os reagentes eram facilmente transportáveis. exercício L. MP=31 g/mol. MAl=27 g/mol e MO=16 g/mol [Resp.2) Carbeto de cálcio.8 g de H2O] 7. c) 43. b) 40.2) Ácido fosfórico impuro para uso em preparação de fertilizantes é produzido pela reação de ácido sulfúrico sobre rocha de fosfato. Para este cálculo.16 g de Al.52g de sódio são aquecidos com 5. supomos que o carbeto de cálcio está puro e que todo etino é coletado. b) Que massa de alumínio pode ser produzida? c) Que massa de reagente permanece ao final da reação? Dados: MNa=23 g/mol. 8 g de nitrito de potássio na reação dada na questão anterior. a) Qual o reagente limitante para a formação do P4O10? b) Qual a massa de P4O10 é produzida? C) Quantos gramas de reagente em excesso permanecem no vaso de reação? Dados: M P=31 g/mol e MO=16 g/mol (Resp.6) Uma mistura de 7. CaO. são produzidos dióxido de carbono e cal. pela reação CaCO 3 ( s ) →CaO ( s ) + CO 2 ( g ) . que a combustão de 1. (Atkins.77 g de oxigênio.0 g de nitrato de potássio são aquecidos com um excesso de chumbo e ocorre a reação Pb ( s ) + KNO 3 ( s ) ∆→PbO ( s ) + KNO 2 ( s ) Dados: MPb=207 g/mol. Se 11. quando 24.1) Quando se aquece pedra calcária que é principalmente CaCO3. MO=16 g/mol e MN=14 g/mol (Resp. a reação prossegue.3B) a) Qual é o reagente limitante para a preparação de uréia a partir da reação 2 NH 3 ( g ) + CO 2 ( g ) →OC ( NH 2 ) 2 ( s ) + H 2O(l ) quando 14.1 kg de dióxido de carbono? b) Que massa de uréia pode ser produzida? c) Que massa de excesso de reagente permanece ao final da reação? Dados: MN=14 g/mol. exercício M.: 68. MK=39 g/mol. c) Calcule a massa de reagentes em excesso que permaneceu no cadinho. P4O10: P4 O6 ( s ) + 2 O2 ( g ) →P4 O10 ( s ) . Então: Rendimento percentual de CO2= 1. Calcule o rendimento percentual de nitrito de potássio.8.2A) Quando 24.17 kg previstos teoricamente.1) Suponhamos que encontramos. Se o exigênio presente é suficiente.: 10.17 kg 14. (Atkins.7 g de CaCO 3.7 g de CO2 são produzidos a partir da composição térmica de 30. (Atkins.14 kg ×100 % = 52 .: Calculando o rendimento percentual 11. MH=1 g/mol.3%) 13. (Resp. Dados: MFe=56 g/mol.2 g) 12. exemplo M.5 kg de amônia estão disponíveis para reagir com 22.: ∆ CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO APLICANDO A LEI DOS GASES E PRESSÃO . autoteste M. MO=16 g/mol e MC=12 g/mol [Resp. (Atkins. exemplo M. (Atkins.5) Um vaso de reação contém 5. MO=16 g/mol e MAl=27 g/mol (Resp. a) Qual é o reagente limitante? b) Determine a quantidade máxima de ferro (em mols de ferro) que podem ser produzidas.14 kg de dióxido de carbono.0 g de nitrato de potássio foram aquecidos com chumbo. em um teste para monitorar o motor de um automóvel.1A) Calcule o rendimento teórico (em gramas) de nitrito de potássio. exercício M. qual o rendimento percentual da reação? Dados: MCa=40 g/mol. MC=12 g/mol e MO=16 g/mol (Resp.45 g de óxido de ferro(II) e 0. (Atkins.5% 2. exercício M. P 4O6 : P4 ( s ) + 3 O2 ( g ) → P4 O6 ( s ) .111 mol de Al como alumínio metálico é colocada em um cadinho e aquecida em um forno a alta ∆ temperatura.: a) 9.: 20. com formação de óxido de fósforo(V). onde ocorre a redução do óxido: 3FeO ( s ) + 2 Al (l ) →3Fe (l ) + Al 2 O3 ( s ) . autoteste M. (Atkins. A primeira reação que ocorre é a formação de óxido de fósforo III. e não os 2.001 L de octano sob várias condições produziu somente 1. formaram-se 13.77 g de fósforo branco e 5. a 25°C e 1. por fotossíntese na reação. Condições iniciais: a) 2.0 g de glicose C6H12O6.4655 25 ºC 1 bar 24.00 L de CH4(g). Calcule a massa do KO2 necessária para reagir com 50 L de gás carbônico a 25°C e 1 atm. Grupos de desenhistas de submarinos investigam o uso de peróxido de potássio. da detonação de 1. (Atkins.7897 (Fonte: Atkins) 1. porque este composto reage com gás carbônico e libera oxigênio. KO2. Dados: MK=39g/mol. 3. A nitroglicerina é um líquido sensível a choque e detona pela reação: Calcule o volume total de gases produzidos a 150 kPa e 100 ºC. MH=1 g/mol.0 g de nitroglicerina.00 g de CH4(g).7111 25 ºC 1 atm 24. .7) O gás carbônico gerado pelo pessoal na atmosfera artificial de submarinos e espaçonaves deve ser removido do ar e oxigênio recuperado. exemplo 4.0 atm. MO=16 g/mol e MC=12 g/mol. b) 2. 2. O sistema é mantido a uma temperatura de 75°C e 1 atm. necessário para que plantas produzam 1. 4. MH=1 g/mol. como purificador de ar. Qual a condição inicial produziria o maior volume de gás carbônico pela combustão de CH4(g) com um excesso de oxigênio gasoso para produzir gás carbônico e água? Justifique sua resposta. Calcule o volume do gás carbônico.4141 0 ºC 1 bar 22. MO=16 g/mol e MC=12 g/mol. MO=16 g/mol e MC=12 g/mol.Tabela volume molar de um gás ideal Temperatura Pressão Volume molar (L/mol) 0K 0 0 ºC 1 atm 22. Para tratar esses gases quantitativamente. Calcule as pressões parciais destes gases quando a pressão total for 1. hidrogênio gasoso foi colocado em um dos eletrodos sob a água a 20°C quando a pressão externa era 756.76 g de nitrogênio e 0.24 g de oxigênio. as pressões parciais dos componentes. MH=1. Determine o número de oxidação de cada átomo dos seguintes compostos: a) H2 b) HI c) HBr .00 g.7 torr. A pressão de vapor da água a 20°C é 17. precisamos conhecer a composição do ar e. 6. Escreva uma equação balanceada para a eletrólise da água em H2 e O2. O volume do gás era de 0. a) Qual é a pressão parcial do hidrogênio? b) O outro produto da eletrólise da água e o oxigênio gasoso. MN=14 g/mol e MO=16 g/mol.54 torr. Uma certa amostra de ar seco de massa total 1. uma mistura de oxigênio e hélio com 92. Durante o curso da eletrólise de água. 5. O ar é usado como uma fonte de reagentes em muitos processos químicos e físicos: o oxigênio é usado para combustão e respiração e o nitrogênio é usado como um material inicial para a produção de amônia. em algumas aplicações. Um bebê com uma infecção bronquial severa está com problemas respiratórios.3% em massa de O2.01 g/mol. Qual é a pressão parcial de oxigênio que está sendo administrada ao bebê se a pressão atmosférica é 730 torr? 7.220 L. c) Que massa de oxigênio foi produzida na reação? NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX 1.00 atm. consiste quase completamente em 0. O anestesista administra “heliox”.MC=12 g/mol. Sabendo que a fórmula estrutural do ácido cianídrico é H-C≡N. de 0 para +3 2. Na equação química a) Redução do N2 . de 0 para -1 c) Oxidação do N2 . Assim pode-se pode-se dizer que ocorre: concluir que: a) Houve oxidação do ferro e cada átomo recebeu 3 elétrons b) Houve oxidação do ferro e cada átomo perdeu 3 elétrons . REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 1. o metal ferro transforma-se em Fe2O3. Coloque os compostos abaixo em ordem crescente do número de oxidação do cloro: A=NaCl B=NaClO C=NaClO2 3. Na formação da ferrugem. de 0 para +3 d) Oxidação do H2 . de 0 para -3 b) Redução do H2 . discuta qual o número de oxidação de cada átomo.d) HBrO3 e) H2S f) H2SO3 2. Qual das reações abaixo não é um processo de oxirredução? Justifique seu raciocínio. Nesse processo. identifique o oxidante e o redutor. 4. .c) Houve redução do ferro e cada átomo perdeu 3 elétrons d) Não houve oxirredução do ferro e) O ferro é um agente oxidante 3. Os gases hidrogênio e cloro podem reagir explosivamente na presença de luz.