A estequiometria na indústria, no ambiente e na sociedade

As fábricas de cimento aquecem calcário em grandes fornos: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$.

1. a) Identifique o reagente e os produtos da reação.
2. b) Explique por que uma cimenteira emite dióxido de carbono mesmo que o forno seja aquecido apenas com eletricidade renovável: de onde vem esse gás?

Em um alto-forno, o minério de ferro reage com monóxido de carbono: $\text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\ \text{CO} \rightarrow 2\ \text{Fe} + 3\ \text{CO}_2$.

1. a) Identifique os reagentes e os produtos.
2. b) Explique em uma frase o que o monóxido de carbono faz com o óxido de ferro: qual substância fica com o oxigênio dele?

Uma cimenteira alimenta o seu forno com $500\ \text{kg}$ de carbonato de cálcio: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$, como mostra o esquema do forno.

Sabendo que para cada $100\ \text{kg}$ de carbonato se obtêm $56\ \text{kg}$ de cal viva e $44\ \text{kg}$ de dióxido de carbono, calcule:

1. a) A massa de cal viva ($\text{CaO}$) produzida.
2. b) A massa de $\text{CO}_2$ emitida para a atmosfera.

Uma usina termelétrica queima carvão, que de forma simplificada é carbono: $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcule que massa de dióxido de carbono é emitida por cada $12\ \text{kg}$ de carbono queimados (massas atômicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

Em um ensaio, uma caldeira industrial queima $120\ \text{kg}$ de carvão, que você pode considerar carbono puro: $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcule, passando pelos mols ou por proporções, a massa de dióxido de carbono emitida (massas atômicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

Uma cimenteira compra $1\,000\ \text{kg}$ de calcário com uma pureza de $90\ \%$ em carbonato de cálcio (o restante são impurezas inertes) e o calcina por completo: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$.

1. a) Que massa de carbonato de cálcio contém o lote?
2. b) Calcule a massa de cal viva ($\text{CaO}$) obtida.
3. c) Calcule a massa de $\text{CO}_2$ emitida apenas devido à reação química.

(proporção: $100\ \text{kg}$ de $\text{CaCO}_3$ originam $56\ \text{kg}$ de $\text{CaO}$ e $44\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$).

Uma caldeira queima $60\ \text{kg}$ de um carvão cuja pureza em carbono é de $80\ \%$ (o restante não queima): $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$.

1. a) Que massa de carbono é efetivamente queimada?
2. b) Calcule a massa de dióxido de carbono emitida (massas atômicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).
3. c) Explique por que as empresas devem conhecer a pureza do seu combustível para declarar suas emissões, não bastando pesar o carvão que compram.

O diretor de produção de uma fábrica química afirma que o seu reator funciona «com um rendimento de $90\ \%$».

1. a) Explique com as suas palavras o que significa esse dado, pensando na diferença entre o que a equação balanceada prevê e o que realmente sai do reator.
2. b) Justifique por que, na prática, o rendimento de um processo industrial nunca atinge exatamente $100\ \%$.

Uma fábrica de fertilizantes alimenta o seu reator com $140\ \text{kg}$ de nitrogênio: $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. Leve em conta a proporção da equação: $28\ \text{g}$ de nitrogênio reagem com $6\ \text{g}$ de hidrogênio e originam $34\ \text{g}$ de amônia. Calcule:

1. a) A massa de hidrogênio que a fábrica precisa comprar.
2. b) A massa de amônia que produziria se o processo fosse completo.

Uma fábrica de amônia alimenta o seu reator com $140\ \text{kg}$ de nitrogênio: $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. A equação prevê que $28\ \text{g}$ de nitrogênio originem $34\ \text{g}$ de amônia, mas o reator funciona com um rendimento de $60\ \%$.

1. a) Calcule a massa teórica de amônia que se obteria com rendimento total.
2. b) Calcule a massa efetivamente produzida.
3. c) As fábricas recirculam repetidamente para o reator os gases que não reagiram. Explique o que conseguem com isso e que relação tem com o rendimento e com o custo do processo.

A amônia que é fabricada em grandes unidades industriais, $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$, é a matéria-prima dos fertilizantes.

1. a) Quantos mols de amônia são obtidos, no máximo, a partir de $1\ \text{mol}$ de nitrogênio?
2. b) Explique por que se diz que esta reação «fixa» o nitrogênio do ar e por que ela é tão importante para a agricultura.

O chamado hidrogênio verde é obtido por eletrólise da água: $2\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\ \text{H}_2 + \text{O}_2$.

1. a) Que massa de hidrogênio é obtida ao decompor $2\ \text{mol}$ de água? (massa molar: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$).
2. b) Explique que condição a eletricidade utilizada deve cumprir para que esse hidrogênio possa ser chamado de «verde».

Os airbags dos automóveis inflam em milissegundos graças à decomposição da azida de sódio: $2\ \text{NaN}_3 \rightarrow 2\ \text{Na} + 3\ \text{N}_2$.

1. a) Quantos mols de nitrogênio se formam ao decompor $2\ \text{mol}$ de azida?
2. b) Que gás é o responsável por encher o airbag? Justifique por que convém que seja um gás pouco reativo.

Alguns estágios de foguetes queimam hidrogênio líquido: $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Em um ensaio em solo, queimam-se $12\ \text{g}$ de hidrogênio. Calcule, passando pelas quantidades de matéria (em mols):

1. a) A massa de oxigênio consumida.
2. b) A massa de vapor de água que se forma.

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

Um airbag precisa ser inflado com $3\ \text{mol}$ de nitrogênio. A reação que o fornece é $2\ \text{NaN}_3 \rightarrow 2\ \text{Na} + 3\ \text{N}_2$.

1. a) Quantos mols de azida de sódio devem se decompor?
2. b) Calcule a massa de azida que o cartucho do airbag deve conter (massas molares: $\text{NaN}_3 = 65\ \text{g/mol}$).
3. c) Justifique por que o fabricante precisa conhecer esse cálculo com precisão: o que aconteceria se o cartucho contivesse muito menos ou muito mais azida do que o calculado?

Alguns carvões contêm enxofre como impureza, que ao queimar reage: $\text{S} + \text{O}_2 \rightarrow \text{SO}_2$.

1. a) Calcule que massa de dióxido de enxofre se forma ao queimar $32\ \text{g}$ de enxofre (massas molares: $\text{S} = 32\ \text{g/mol}$; $\text{SO}_2 = 64\ \text{g/mol}$).
2. b) Indique o problema ambiental associado às emissões de $\text{SO}_2$.

Para limpar os gases de uma usina termelétrica, faz-se passar a fumaça por um leito de calcário, que retém o dióxido de enxofre: $\text{SO}_2 + \text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaSO}_3 + \text{CO}_2$. A usina emite $128\ \text{kg}$ de $\text{SO}_2$ por dia. Calcule, passando pelas quantidades de matéria (em mols) ou por proporções, a massa de carbonato de cálcio necessária diariamente para reter a totalidade (massas molares: $\text{SO}_2 = 64\ \text{g/mol}$; $\text{CaCO}_3 = 100\ \text{g/mol}$).

Para tratar o efluente ácido de uma fábrica, utiliza-se cal apagada (hidróxido de cálcio), que neutraliza o ácido sulfúrico: $\text{Ca(OH)}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{CaSO}_4 + 2\ \text{H}_2\text{O}$. O reservatório contém $392\ \text{kg}$ de ácido sulfúrico. Calcule, passando pelas quantidades de matéria (em mols) ou por proporções, a massa de hidróxido de cálcio que é necessário encomendar para neutralizá-lo completamente (massas molares: $\text{Ca(OH)}_2 = 74\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2\text{SO}_4 = 98\ \text{g/mol}$).

Na contabilidade ambiental de uma cimenteira é necessário distinguir duas fontes de $\text{CO}_2$: a reação química do calcário, $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$, que emite $44\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ para cada $56\ \text{kg}$ de cal produzida, e o combustível queimado para aquecer o forno.

1. a) Explique por que a melhoria do isolamento do forno e da eficiência dos seus queimadores reduz apenas uma das duas fontes.
2. b) Justifique o que teria de mudar para reduzir a outra fonte: seria útil usar eletricidade renovável? E capturar o gás antes de sair pela chaminé?

Uma cimenteira estuda capturar o $\text{CO}_2$ de sua chaminé fazendo-o reagir novamente com cal: $\text{CO}_2 + \text{CaO} \rightarrow \text{CaCO}_3$. Seu forno emite $220\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ ao produzir $280\ \text{kg}$ de cal viva (proporção: $44\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ reagem com $56\ \text{kg}$ de $\text{CaO}$).

1. a) Calcule que massa de cal seria necessária para capturar esses $220\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$.
2. b) Compare o resultado com a cal que a fábrica produz e explique a conclusão: uma cimenteira pode capturar todo o seu $\text{CO}_2$ utilizando apenas o seu próprio produto?
3. c) Proponha que outros destinos são estudados para esse gás (outros materiais que o fixem ou seu armazenamento) e avalie brevemente a ideia.

Um alto-forno processa $320\ \text{kg}$ de óxido de ferro(III): $\text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\ \text{CO} \rightarrow 2\ \text{Fe} + 3\ \text{CO}_2$. A proporção da equação é: $160\ \text{g}$ de óxido originam $112\ \text{g}$ de ferro e $132\ \text{g}$ de dióxido de carbono. Calcule:

1. a) A massa de ferro obtida.
2. b) A massa de dióxido de carbono emitida.

Na fotossíntese, as plantas produzem glicose e liberam oxigênio: $6\ \text{CO}_2 + 6\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\ \text{O}_2$. A proporção da equação é: para cada $264\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$ absorvidos são liberados $192\ \text{g}$ de $\text{O}_2$. Estima-se que as árvores de um parque urbano fixem $1\,320\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ por ano, como mostra a figura.

Calcule:

1. a) A massa de oxigênio que devolvem ao ar em um ano.
2. b) Comente por que os parques urbanos são considerados «pulmões» da cidade.

O alumínio é obtido por eletrólise do seu óxido dissolvido: $2\ \text{Al}_2\text{O}_3 \rightarrow 4\ \text{Al} + 3\ \text{O}_2$. A proporção é: $204\ \text{g}$ de óxido originam $108\ \text{g}$ de alumínio.

1. a) Calcule a massa de alumínio que sai de uma cuba eletrolítica carregada com $204\ \text{kg}$ de óxido de alumínio.
2. b) A eletrólise consome muitíssima eletricidade. Justifique por que a reciclagem de latas de alumínio economiza tanta energia quanto se divulga.

Nem todos os combustíveis fósseis poluem da mesma forma. Compare as suas emissões por grama queimado:

• Metano: $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$; $16\ \text{g}$ de metano emitem $44\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$.

• Propano: $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\ \text{O}_2 \rightarrow 3\ \text{CO}_2 + 4\ \text{H}_2\text{O}$; $44\ \text{g}$ de propano emitem $132\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$.

• Carvão (carbono): $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$; $12\ \text{g}$ de carbono emitem $44\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$.

1. a) Calcule os gramas de $\text{CO}_2$ emitidos por cada grama de combustível nos três casos (arredonde para uma casa decimal, se necessário).
2. b) Ordene-os do menos poluente para o mais poluente por grama.
3. c) Explique, analisando a composição de cada combustível, por que razão o gás natural é considerado o fóssil «menos poluente», e esclareça se isso significa que ele não contribui para as mudanças climáticas.