Exercícios: 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) Identifica o reagente e os produtos da reação.
2. b) Explica por que razão uma cimenteira emite dióxido de carbono mesmo que o forno seja aquecido apenas com eletricidade renovável: de onde provém esse gás?

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

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

1. a) Quantas moles de amoníaco se obtêm, no máximo, a partir de $1\ \text{mol}$ de azoto?
2. b) Explica por que razão se diz que esta reação «fixa» o azoto do ar e porque é tão importante para a agricultura.

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

1. a) Explica pelas tuas palavras o que significa esse dado, pensando na diferença entre o que a equação acertada prevê e o que realmente sai do reator.
2. b) Justifica por que razão, na prática, o rendimento de um processo industrial nunca atinge exatamente $100\ \%$.

O chamado hidrogénio verde obtém-se por eletrólise da água: $2\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\ \text{H}_2 + \text{O}_2$.

1. a) Que massa de hidrogénio se obtém ao decompor $2\ \text{mol}$ de água? (massa molar: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$).
2. b) Explica que condição deve cumprir a eletricidade utilizada para que este hidrogénio possa ser designado por «verde».

Num 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) Identifica os reagentes e os produtos.
2. b) Explica com uma frase o que o monóxido de carbono faz ao óxido de ferro: que substância fica com o seu oxigénio?

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

1. a) Quantas moles de azoto se formam ao decompor-se $2\ \text{mol}$ de azida?
2. b) Que gás é o responsável por encher o airbag? Justifica por que razão convém que seja um gás muito pouco reativo.

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

1. a) Calcula 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) Refere o problema ambiental associado às emissões de $\text{SO}_2$.

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 por cada $100\ \text{kg}$ de carbonato se obtêm $56\ \text{kg}$ de cal viva e $44\ \text{kg}$ de dióxido de carbono, calcula:

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

Num ensaio, uma caldeira industrial queima $120\ \text{kg}$ de carvão, que podes considerar carbono puro: $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcula, passando pelas moles ou por proporções, a massa de dióxido de carbono emitida (massas atómicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

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

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

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. Calcula:

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

Para limpar os gases de uma central térmica, faz-se passar o fumo 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 central emite $128\ \text{kg}$ de $\text{SO}_2$ por dia. Calcula, passando pelas quantidades de matéria (em mole) ou por proporções, a massa de carbonato de cálcio necessária diariamente para reter a totalidade (massas molares: $\text{SO}_2 = 64\ \text{g/mol}$; $\text{CaCO}_3 = 100\ \text{g/mol}$).

Na fotossíntese, as plantas produzem glicose e libertam oxigénio: $6\ \text{CO}_2 + 6\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\ \text{O}_2$. A proporção da equação é: por cada $264\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$ absorvidos são libertados $192\ \text{g}$ 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.

Calcula:

1. a) A massa de oxigénio que devolvem ao ar num ano.
2. b) Comenta por que razão 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) Calcula 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. Justifica por que razão a reciclagem de latas de alumínio poupa tanta energia como é divulgado.

Alguns andares de foguetões queimam hidrogénio líquido: $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Num ensaio em terra, queimam-se $12\ \text{g}$ de hidrogénio. Calcula, passando pelas quantidades de matéria (em moles):

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

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

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

1. a) Que massa de carbonato de cálcio contém o lote?
2. b) Calcula a massa de cal viva ($\text{CaO}$) obtida.
3. c) Calcula 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 arde): $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$.

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

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

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

Nem todos os combustíveis fósseis poluem da mesma forma. Compara 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) Calcula os gramas de $\text{CO}_2$ emitidos por cada grama de combustível nos três casos (arredonda a uma casa decimal, se necessário).
2. b) Ordena-os do menos poluente para o mais poluente por grama.
3. c) Explica, analisando a composição de cada combustível, por que razão o gás natural é considerado o fóssil «menos poluente», e esclarece se isso significa que não contribui para as alterações climáticas.

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

1. a) Quantas moles de azida de sódio se devem decompor?
2. b) Calcula a massa de azida que deve conter o cartucho do airbag (massas molares: $\text{NaN}_3 = 65\ \text{g/mol}$).
3. c) Justifica por que razão interessa ao fabricante conhecer este cálculo com precisão: o que aconteceria se o cartucho contivesse muito menos ou muito mais azida do que o calculado?

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. Calcula, passando pelas quantidades de matéria (em mol) ou por proporções, a massa de hidróxido de cálcio que é necessário encomendar para o neutralizar 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 $\text{CO}_2$ por cada $56\ \text{kg}$ de cal produzida, e o combustível queimado para aquecer o forno.

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

Uma fábrica de cimento estuda capturar o $\text{CO}_2$ da sua chaminé fazendo-o reagir novamente com cal: $\text{CO}_2 + \text{CaO} \rightarrow \text{CaCO}_3$. O 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) Calcula que massa de cal seria necessária para capturar esses $220\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$.
2. b) Compara o resultado com a cal que a fábrica produz e explica a conclusão: pode uma fábrica de cimento capturar todo o seu $\text{CO}_2$ utilizando apenas o seu próprio produto?
3. c) Propõe que outros destinos são estudados para esse gás (outros materiais que o fixem ou o seu armazenamento) e avalia brevemente a ideia.

Desafio do tema. Podemos neutralizar a nossa pegada de carbono doméstica?

1. Medição e acerto: Acerta a reação entre bicarbonato de sódio e vinagre: $\text{NaHCO}_3(s) + \text{CH}_3\text{COOH}(aq) \rightarrow \text{CH}_3\text{COONa}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) + \text{CO}_2(g)$. Na tua cozinha, usando uma balança de precisão (incerteza $\pm 0,1\text{ g}$), pesa um copo com $50\text{ mL}$ de vinagre e adiciona $2\text{ g}$, $4\text{ g}$ e $6\text{ g}$ de bicarbonato em três ensaios independentes. Determina a massa de $\text{CO}_2$ libertado por perda de massa após o fim da efervescência.

2. Tratamento de dados: Elabora uma tabela com as tuas medições ($m \pm 0,1\text{ g}$) e traça um gráfico da massa de $\text{CO}_2$ em função da massa de bicarbonato. Calcula o rendimento experimental em relação ao teórico e deduz se o vinagre atuou como reagente limitante em algum ensaio.

3. Aplicação e impacto: Consulta no site do INE ou da APA o dado oficial de emissões de $\text{CO}_2$ per capita em Portugal (aprox. $5,2\text{ t}$ por ano). Calcula quantas moles de gás representam e elabora um relatório breve propondo uma reação química viável para a captura ou redução deste gás à escala industrial ou doméstica.

Será valorizado:

• Correção no acerto da reação e nos cálculos estequiométricos (reagente limitante e rendimento).

• Rigor experimental: inclusão de incertezas na tabela, gráfico adequado e interpretação de dados.

• Qualidade da proposta industrial fundamentada a partir dos dados oficiais consultados.