LISTA 04
1º ANO
DATA: 17 / 08 / 2015
Professor:
GIL KENNEDY
QUÍMICA
01. A liga de estanho e chumbo (Sn – Pb) é empregada
como solda metálica. Para a obtenção de estanho, é
necessário extraí-lo da natureza. Uma fonte natural de
estanho é o minério cassiterita (SnO2). A equação química de redução da cassiterita, não balanceada, a estanho metálico é apresentada abaixo.
03. Nas tecnologias de energias renováveis, estudos
têm sido realizados com tintas fotovoltaicas contendo
nanopartículas de dióxido de titânio, TiO2. Essas tintas
são capazes de transformar a energia luminosa em
energia elétrica.
O dióxido de titânio natural pode ser obtido da ilmenita,
um óxido natural de ferro e titânio (FeTiO3), minerado a
partir das areias de praia. A reação de obtenção do dióxido de titânio, a partir da ilmenita, é representada pela
reação abaixo já ajustada.
SnO2(s) + 2C(s) → Sn(s) + 2CO(g)
Dados: Vm(CNTP) = 22,4 l/mol; M(SnO2) = 151 g/mol
Partindo-se de uma massa de 37,75 g de cassiterita:
2FeTiO3  4HC  C 2  2FeC 3  2TiO2  2H2O
a) Quantos mols de estanho (Sn) serão produzidos?
Calcule a massa de dióxido de titânio (TiO2), que pode
ser obtida a partir de 760 kg de ilmenita (FeTiO3).
Dados: M(FeTiO3) = 152 g/mol; M(TiO2) = 80 g/mol.
b) Qual o volume de CO, nas CNTP, serão produzidos?
04. O peróxido de hidrogênio, ao entrar em contato com
o fermento biológico utilizado na fabricação de pães em
padarias, sofre decomposição em água e oxigênio, como
mostrado na equação abaixo.
02. O ácido sulfanílico (C6H7NO3S), utilizado na fabricação de corantes, pode ser obtido industrialmente por
meio da reação entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e a anilina (C6H5NH2), de acordo com a equação química representada abaixo.
2H2O2  O2  2H2O
Com objetivo de produzir O2 para uma reação química,
um estudante fez o uso do conhecimento apresentado
anteriormente e obteve 150 L de O2, medidos nas CATP.
Qual a quantidade, em gramas, de peróxido de hidrogênio (H2O2) utilizada na produção do oxigênio gasoso
(O2)?
H2SO4(aq)  C6H5NH2( )  C6H7NO3S(s)  H2O( )
Calcule a massa de anilina necessária para se prepararem 692 g de ácido sulfanílico utilizando-se quantidade
suficiente de ácido sulfúrico.
Dados: Vm(CATP) = 25 L/mol; M(H2O2) = 34 g/mol.
Dados: M(C6H5NH2) = 93 g/mol; M(C6H7NO3S) = 173
g/mol
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05. O nióbio, metal usado como liga na produção de
aços especiais e um dos mais resistentes à corrosão e
altas temperaturas, é extraído na forma de pentóxido de
dinióbio e pode ser reduzido à forma metálica na presença de alumínio, segundo a equação não balanceada
a seguir:
07. O ferro metálico é obtido do minério de ferro, sendo
que o mais abundante é a hematita, Fe2O3. Uma empresa possui uma tonelada desse minério, e todo o material
deve ser usado para obtenção de Fe conforme descreve
a equação não balanceada seguinte.
Fe2 O3  C  Fe  CO2
Nb2O5  A  A 2O3  Nb
Calcule a massa aproximada, em kg, de ferro metálico
(Fe) produzido.
Dados: M(Nb2O5) = 266 g/mol; M(Aℓ) = 27 g/mol;
M(Nb) = 93 gmol/
Dados: M(Fe2O3) = 160 g; M(Fe) = 56 g/mol.
Calcule:
a) A massa aproximada de nióbio (Nb), em toneladas,
obtida a partir de 3,99 t pentóxido de dinióbio (Nb2O5);
b) A massa de alumínio (Aℓ), em toneladas, necessária
para reagir com a massa de pentóxido de dinióbio
(Nb2O5) do item anterior.
08. Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de dióxido
de enxofre (SO2) por dia. A liberação desse gás poluente
pode ser evitada usando-se calcário (CaCO3), o qual,
por decomposição, fornece cal (CaO), que reage com o
com o dióxido de enxofre formando sulfito de cálcio
(CaSO3), de acordo com as equações:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
CaO(s) + SO2(g) → CaSO3(s)
Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, necessária para eliminar todo o SO2 formado?
Dados: M(CaCO3) = 100 g/mol; M(SO2) = 64 g/mol.
06. O Óxido de lítio pode ser preparado segundo a reação expressa pela seguinte equação química:
4Li(s)  O2(g)  2Li2O(s)
Quantos mols de Li2O será produzido, partindo-se de 6,5
mol de lítio sólido?
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09. Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em
decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para
evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização,
conforme mostrado na equação (1).
CaCO3(s)  SO2(g)  CaSO3(s)  CO2(g)
(1)
Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do
sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa
etapa é de grande interesse porque o produto da reação,
popularmente conhecido como gesso, é utilizado para
fins agrícolas.
2 CaSO3(s)  O2(g)  2 CaSO4(s)
(2)
Calcule a massa de gesso (CaSO4) obtida, em gramas,
para cada 5 mol de gás dióxido de enxofre (SO2) retido.
Dado: M(CaSO4) = 136 g/mol.
10. Garimpeiros inexperientes, quando encontram pirita,
pensam estar diante de ouro, por isso, a pirita é chamada “ouro dos tolos”. Entretanto, a pirita não é um mineral
sem aplicação. O H2SO4, ácido muito utilizado nos laboratórios de química, pode ser obtido a partir da pirita por
meio do processo:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Qual a massa de H2SO4 obtida a partir de 30,0 kg de
pirita FeS2, por meio do processo equacionado anteriormente?
GABARITO
Gab. 01: a) 0,25 mol
Gab. 02: m = 372 g
Gab. 03: m = 400 kg
Gab. 04: m = 408 g
Gab. 05: a) m = 2,79 t
Gab. 06: n = 3,25 mol
Gab. 07: m = 700 kg
Gab. 08: m = 20 kg
Gab. 09: m = 680 g
Gab. 10: m = 49 g
Dados: M(H2SO4) = 98 g/mol; M(FeS2) = 120 g/mol.
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b) 11,2 L
b) 1,35 t