Exercícios: Cálculos estequiométricos

A equação acertada 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 moles.

1. a) Quantas moles de oxigénio são necessárias para queimar $3\ \text{mol}$ de metano?
2. b) Quantas moles de dióxido de carbono e quantas de água se formam então?

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

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

Num balão há $0,5\ \text{mol}$ de dióxido de carbono. Sabendo que a massa molar do $\text{CO}_2$ é $44\ \text{g/mol}$, calcula 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 hidrogénio:

1. a) Quantas moles de oxigénio são consumidas?
2. b) Quantas moles de água se formam?

Na síntese do amoníaco, $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$, fazem-se reagir $6\ \text{mol}$ de hidrogénio com azoto suficiente.

1. a) Quantas moles de azoto se consomem?
2. b) Quantas moles de amoníaco se obtêm?

Num churrasco queimam-se $12\ \text{g}$ de carbono de acordo com a equação $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcula, passando pelas moles, que massa de dióxido de carbono se forma (massas atómicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

Um foguete de aeromodelismo queima $4\ \text{g}$ de hidrogénio segundo a equação $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Calcula, passando pela quantidade de matéria, 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 habitação queima $16\ \text{g}$ de metano de acordo com a equação $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$. Calcula, passando pelas moles:

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

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

Querem-se obter $90\ \text{g}$ de água fazendo reagir hidrogénio com oxigénio de acordo com a equação $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Calcula, passando pelas moles, que massa de oxigénio 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 azoto com hidrogénio em excesso segundo a equação $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. Calcula, passando pelas moles, a massa de amoníaco que se obtém (massas molares: $\text{N}_2 = 28\ \text{g/mol}$; $\text{NH}_3 = 17\ \text{g/mol}$).

Num forno de cal decompõem-se $100\ \text{g}$ de carbonato de cálcio segundo a equação $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$. Calcula, passando pelas moles, 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 $2\ \text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{MgO}$. Calcula, passando pelas moles, 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-se por completo segundo a equação $4\ \text{Fe} + 3\ \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{Fe}_2\text{O}_3$. Calcula, passando pelas moles, 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 de produzir $34\ \text{g}$ de amoníaco segundo a equação $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. Calcula, passando pelas moles, que massa de hidrogénio deve alimentar, 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 $2\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\ \text{H}_2 + \text{O}_2$. Calcula, passando pelas moles:

1. a) A massa de hidrogénio obtida.
2. b) A massa de oxigénio libertado.

(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 hidrogénio com $64\ \text{g}$ de oxigénio 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) Calcula as moles de cada reagente e deduz qual está em excesso.
2. b) Que massa de água se forma?
3. c) Que massa do reagente em excesso fica por 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 num reator $14\ \text{g}$ de azoto e $6\ \text{g}$ de hidrogénio para produzir amoníaco: $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$.

1. a) Calcula as quantidades de matéria de cada reagente e deduz qual se esgota primeiro.
2. b) Que massa de amoníaco se obtém?
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). Carregam-se 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) Calcula, passando pelas moles, 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) Calcula o rendimento do forno, em percentagem.
2. b) Propõe uma razão que explique por que razão 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 azoto deveriam dar $34\ \text{g}$ de amoníaco. Num reator real recolheram-se apenas $20,4\ \text{g}$.

1. a) Calcula o rendimento da reação, em percentagem.
2. b) Apresenta 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 oxigénio: $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$.

1. a) Calcula as moles de cada reagente e deduz qual é o reagente limitante.
2. b) Que massa de dióxido de carbono é emitida?
3. c) Que massa de oxigénio 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 siderurgia 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) Calcula, passando pelas moles, a massa de ferro que se obtém.

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

Compara o oxigénio 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) Calcula a massa de oxigénio necessária para queimar $16\ \text{g}$ de metano.
2. b) Calcula a massa de oxigénio necessária para queimar $44\ \text{g}$ de propano.
3. c) Exprime ambos os resultados em gramas de oxigénio por grama de combustível e justifica, observando as fórmulas dos dois gases, por que razão o que tem maior proporção de hidrogénio na sua molécula consome mais oxigénio por grama.

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