Exercícios: Cálculos estequiométricos

A equação balanceada da combustão do metano, $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$, também pode ser lida em mols.

1. a) Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar $3\ \text{mol}$ de metano?
2. b) Quantos mols de dióxido de carbono e quantos de água se formam então?

A glicose que os seus músculos utilizam ao praticar esporte tem fórmula $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$. Calcule a sua massa molar e explique com uma frase o que significa esse valor (massas atômicas: $\text{H} = 1\ \text{u}$; $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

Um copo contém $36\ \text{g}$ de água. Sabendo que a massa molar da água é $18\ \text{g/mol}$, calcule quantos mols de água existem no copo.

Em um balão há $0,5\ \text{mol}$ de dióxido de carbono. Sabendo que a massa molar do $\text{CO}_2$ é $44\ \text{g/mol}$, calcule a massa de gás que o balão contém.

A equação da formação da água é $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Se reagirem completamente $4\ \text{mol}$ de hidrogênio:

1. a) Quantos mols de oxigênio são consumidos?
2. b) Quantos mols de água são formados?

Na síntese da amônia, $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$, fazem-se reagir $6\ \text{mol}$ de hidrogênio com nitrogênio suficiente.

1. a) Quantos mols de nitrogênio são consumidos?
2. b) Quantos mols de amônia são obtidos?

Num churrasco queimam-se $12\ \text{g}$ de carbono de acordo com a equação $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcule, passando pelos mols, qual massa de dióxido de carbono se forma (massas atômicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

Um foguete de aeromodelismo queima $4\ \text{g}$ de hidrogênio segundo a equação $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Calcule, passando pelos mols, a massa de vapor de água que se forma (massas molares: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2\text{O} = 18\ \text{g/mol}$).

A caldeira de uma residência queima $16\ \text{g}$ de metano de acordo com a equação $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$. Calcule, passando pelos mols:

1. a) A massa de oxigênio que consome.
2. b) A massa de dióxido de carbono que emite.

(massas molares: $\text{CH}_4 = 16\ \text{g/mol}$; $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$; $\text{CO}_2 = 44\ \text{g/mol}$).

Deseja-se obter $90\ \text{g}$ de água fazendo reagir hidrogênio com oxigênio de acordo com a equação $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Calcule, passando pelos mols, que massa de oxigênio é necessária (massas molares: $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2\text{O} = 18\ \text{g/mol}$).

Uma instalação química faz reagir $28\ \text{g}$ de nitrogênio com hidrogênio em excesso segundo a equação $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. Calcule, passando pelos mols, a massa de amônia que se obtém (massas molares: $\text{N}_2 = 28\ \text{g/mol}$; $\text{NH}_3 = 17\ \text{g/mol}$).

Em um forno de cal, decompõem-se $100\ \text{g}$ de carbonato de cálcio segundo a equação $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$. Calcule, passando pelos mols, a massa de cal viva ($\text{CaO}$) que se obtém (massas molares: $\text{CaCO}_3 = 100\ \text{g/mol}$; $\text{CaO} = 56\ \text{g/mol}$).

Uma vela de fósforo queima $12\ \text{g}$ de magnésio segundo a equação $2\ \text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{MgO}$. Calcule, passando pelos mols, a massa de óxido de magnésio que se forma (massas molares: $\text{Mg} = 24\ \text{g/mol}$; $\text{MgO} = 40\ \text{g/mol}$).

Uma peça de aço com $56\ \text{g}$ de ferro oxida por completo segundo a equação $4\ \text{Fe} + 3\ \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{Fe}_2\text{O}_3$. Calcule, passando pelos mols, a massa de óxido de ferro(III) que se forma (massas molares: $\text{Fe} = 56\ \text{g/mol}$; $\text{Fe}_2\text{O}_3 = 160\ \text{g/mol}$).

Um reator precisa produzir $34\ \text{g}$ de amônia segundo a equação $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. Calcule, passando pelos mols, que massa de hidrogênio deve ser alimentada, no mínimo (massas molares: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$; $\text{NH}_3 = 17\ \text{g/mol}$).

Um aparelho de eletrólise decompõe $90\ \text{g}$ de água de acordo com a equação $2\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\ \text{H}_2 + \text{O}_2$. Calcule, passando pelos mols:

1. a) A massa de hidrogênio obtida.
2. b) A massa de oxigênio liberado.

(massas molares: $\text{H}_2\text{O} = 18\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$; $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$).

Num recipiente misturam-se $10\ \text{g}$ de hidrogênio com $64\ \text{g}$ de oxigênio e faz-se saltar a faísca: $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. O esquema resume os dados da experiência:

1. a) Calcule os mols de cada reagente e deduza qual está em excesso.
2. b) Que massa de água se forma?
3. c) Que massa do reagente em excesso fica sem reagir?

(massas molares: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$; $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2\text{O} = 18\ \text{g/mol}$).

Introduzem-se em um reator $14\ \text{g}$ de nitrogênio e $6\ \text{g}$ de hidrogênio para produzir amônia: $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$.

1. a) Calcule os mols de cada reagente e deduza qual se esgota primeiro.
2. b) Que massa de amônia é obtida?
3. c) Que massa do outro reagente sobra?

(massas molares: $\text{N}_2 = 28\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$; $\text{NH}_3 = 17\ \text{g/mol}$).

Uma pedreira fornece a uma fábrica de cal um calcário que contém $80\ \%$ de carbonato de cálcio (o restante são impurezas que não reagem). São colocados no forno $250\ \text{g}$ desse calcário: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$. A barra mostra a composição do calcário:

1. a) Que massa de carbonato de cálcio entra realmente no forno?
2. b) Calcule, passando pelos mols, a massa de cal viva ($\text{CaO}$) que se obtém.

(massas molares: $\text{CaCO}_3 = 100\ \text{g/mol}$; $\text{CaO} = 56\ \text{g/mol}$).

Ao calcinar $100\ \text{g}$ de carbonato de cálcio puro, $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$, a teoria diz que deveriam ser obtidos $56\ \text{g}$ de cal viva. No entanto, um forno real produziu apenas $42\ \text{g}$, como comparam as barras da figura.

1. a) Calcule o rendimento do forno, em porcentagem.
2. b) Proponha uma razão que explique por que o forno não atinge os $100\ \%$.

De acordo com a equação $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$, $28\ \text{g}$ de nitrogênio deveriam dar $34\ \text{g}$ de amônia. Em um reator real foram coletados apenas $20,4\ \text{g}$.

1. a) Calcule o rendimento da reação, em porcentagem.
2. b) Apresente duas razões pelas quais uma fábrica pode não atingir o rendimento teórico de $100\ \%$.

Num forno queimam-se $32\ \text{g}$ de metano com $96\ \text{g}$ de oxigênio: $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$.

1. a) Calcule os mols de cada reagente e deduza qual é o reagente limitante.
2. b) Que massa de dióxido de carbono é emitida?
3. c) Que massa de oxigênio sobra?

(massas molares: $\text{CH}_4 = 16\ \text{g/mol}$; $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$; $\text{CO}_2 = 44\ \text{g/mol}$).

Uma siderúrgica recebe um minério de ferro com $80\ \%$ de óxido de ferro(III) (o restante é ganga inerte). No alto-forno, o óxido reage segundo $\text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\ \text{CO} \rightarrow 2\ \text{Fe} + 3\ \text{CO}_2$. Carregam-se $200\ \text{g}$ de minério:

1. a) Que massa de $\text{Fe}_2\text{O}_3$ contém essa carga?
2. b) Calcule, passando pelos mols, a massa de ferro que se obtém.

(massas molares: $\text{Fe}_2\text{O}_3 = 160\ \text{g/mol}$; $\text{Fe} = 56\ \text{g/mol}$).

Compare o oxigênio necessário para dois combustíveis gasosos. Por um lado, a combustão do metano: $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$; por outro, a do propano: $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\ \text{O}_2 \rightarrow 3\ \text{CO}_2 + 4\ \text{H}_2\text{O}$.

1. a) Calcule a massa de oxigênio necessária para queimar $16\ \text{g}$ de metano.
2. b) Calcule a massa de oxigênio necessária para queimar $44\ \text{g}$ de propano.
3. c) Expresse ambos os resultados em gramas de oxigênio por grama de combustível e justifique, observando as fórmulas dos dois gases, por que razão aquele que tem maior proporção de hidrogênio na sua molécula consome mais oxigênio por grama.

(massas molares: $\text{CH}_4 = 16\ \text{g/mol}$; $\text{C}_3\text{H}_8 = 44\ \text{g/mol}$; $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$).