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De acordo com a lei de lavoisier, quando fizermos reagir completamente em ambiente fechado, 1,12 g de ferro com 0,64 g de enxofre. qaual será a massa em g de sulfeto de ferro obtida
Olá, tudo bem?De acordo com a Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Assim, sabemos então que a massa dos reagentes deve ser igual a massa dos produtos em um sistema fechado.A reação dada na questão é: Fe + S → FeS1,12 g + 0,64 g → 1,76 g de FeS Também é possível verificar pela estequiometria da reação: 1 mol de Fe — 1 mol S — 1 mol de FeS 56 g ——– 32 g ———- 88 g 1,12 g Fe —— x FeSx = 1,79 g 0,64 g S —- y FeSy = 1,76 g Bons estudos!
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De acordo com a lei de Lavoisier, quando fizermos reagir completamente, em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de enxofre, a massa, em gramas, de sulfeto de ferro obtida será de: a)2,76b)2,24c)1,76d)1,28 e)0,48
Em sistema fechado, a lei de Lavoisier diz que a massa dos reagentes deve ser igual a dos produtos. Fe + S –> FeS 1,12g + 0,64g –> (1,76g de FeS) Letra C.
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Carolina Batista
Professora de Química
A estequiometria é a forma de calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química.
As questões sobre estequiometria estão presentes na maioria dos vestibulares e no Enem. Teste os seus conhecimentos resolvendo as questões propostas a seguir:
Exercícios propostos (com resolução)
Questão 1
A amônia (NH3) é um composto químico que pode ser produzido pela reação entre os gases nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2), conforme a reação não balanceada a seguir.
Os coeficientes estequiométricos dos compostos apresentados na equação química são, respectivamente:
a) 1, 2 e 3 b) 1, 3 e 2 c) 3, 2 e 1
d) 1, 2 e 1
Alternativa correta: b) 1, 3 e 2
Realizando a contagem de átomos nos produtos e nos reagentes, temos:
| 2 átomos de nitrogênio (N) | 1 átomo de nitrogênio (N) |
| 2 átomos de hidrogênio (H) | 3 átomos de hidrogênio (H) |
Para a equação estar correta deve-se ter o mesmo número de átomos nos reagentes e nos produtos.
Como o nitrogênio reagente apresenta dois átomos e no produto há apenas um átomo de nitrogênio, então precisamos escrever o coeficiente 2 antes da amônia.
A amônia também apresenta hidrogênio em sua composição. No caso do hidrogênio da amônia, ao acrescentar o coeficiente 2, devemos multiplicar esse número pelo que está subscrito no elemento, pois representa seu número de átomos na substância.
Observe que no produto ficamos com 6 átomos de hidrogênio e nos reagentes temos apenas 2. Por isso, para balancear o número de átomos de hidrogênio devemos acrescentar o coeficiente 3 no gás reagente.
Sendo assim, os coeficientes estequiométricos dos compostos apresentados na equação química são, respectivamente 1, 3 e 2.
Observação: quando o coeficiente estequiométrico é 1 pode ser omitido da equação.
Questão 2
Para a reação de síntese da amônia (NH3) ao utilizar 10 g de nitrogênio (N2) reagindo com hidrogênio (H2), qual massa, em gramas, do composto é produzida?
Dados:
N: 14 g/mol
H: 1 g/mol
a) 12 g b) 12,12 c) 12,14
d) 12,16
Alternativa correta: c) 12,14 g de NH3.
1º passo: escrever a equação balanceada
2º passo: calcular as massas molares dos compostos
| 2 x 14 = 28 g | 2 x 1 = 2 g | 14 + (3 x 1) = 17 g |
3º passo: calcular a massa de amônia produzida a partir de 10 g de nitrogênio
Através de uma regra de três simples podemos encontrar o valor de x, que corresponde a massa, em gramas, de amônia.
Portanto, na reação é produzida a massa de 12,14 g de amônia.
Questão 3
A combustão completa é um tipo de reação química que tem como produtos gás carbônico e água. Reagindo álcool etílico (C2H6O) e oxigênio (O2) na proporção em mols de 1:3, quantos mols de CO2 é produzido?
a) 1 mol b) 4 mols c) 3 mols
d) 2 mols
Alternativa correta: d) 2 mols.
1º passo: escrever a equação química.
Reagentes: álcool etílico (C2H6O) e oxigênio (O2)
Produtos: gás carbônico (CO2) e água (H2O)
2º passo: acertar os coeficientes estequiométricos.
O enunciado nos diz que a proporção dos reagentes é 1:3, então na reação 1 mol de álcool etílico reage com 3 mols de oxigênio.
Como os produtos devem ter o mesmo número de átomos dos reagentes, vamos contabilizar quantos átomos de cada elemento tem nos reagentes para acertar os coeficientes dos produtos.
| 2 átomos de carbono (C) | 1 átomo de carbono (C) |
| 6 átomos de hidrogênio (H) | 2 átomos de hidrogênio (H) |
| 7 átomos de oxigênio (O) | 3 átomos de oxigênio (O) |
Para balancear o número de átomos de carbonos na equação devemos escrever o coeficiente 2 ao lado do gás carbônico.
Para balancear o número de átomos de hidrogênio na equação devemos escrever o coeficiente 3 ao lado da água.
Sendo assim, ao balancear a equação, encontramos que ao reagir 1 mol de álcool etílico com 3 mols de oxigênio são produzidos 2 mols de gás carbônico.
Observação: quando o coeficiente estequiométrico é 1 pode ser omitido da equação.
Com intenção de realizar uma combustão completa utilizando 161 g de álcool etílico (C2H6O), para produção de dióxido de carbono (CO2) e água (H2O), que massa de oxigênio (O2), em gramas, deve ser empregada?
Dados:
C: 12 g/mol H: 1 g/mol
O: 16 g/mol
a) 363 g b) 243 g c) 432 g
d) 336 g
Alternativa correta: d) 336 g.
1º passo: escrever a equação balanceada
2º passo: calcular as massas molares dos reagentes
3º passo: calcular a proporção em massa dos reagentes
Para encontrar a proporção em massa devemos multiplicar as massas molares pelos coeficientes estequiométricos da equação.
Álcool etílico (C2H6O): 1 x 46 = 46 g
Oxigênio (O2): 3 x 32 g = 96 g
4º passo: calcular a massa de oxigênio que deve ser empregada na reação
Portanto, em uma combustão completa de 161 g de álcool etílico deve ser empregado 336 g de oxigênio para queimar todo o combustível.
Veja também: Estequiometria
Questões comentadas de vestibulares
Questão 5
(PUC-PR) Em 100 gramas de alumínio, quantos átomos deste elemento estão presentes? Dados: M(Al) = 27 g/mol 1 mol = 6,02 x 1023 átomos .
a) 3,7 x 1023
b) 27 x 1022
c) 3,7 x 1022
d) 2,22 x 1024
e) 27,31 x 1023
Alternativa correta: d) 2,22 x 1024
1° passo: Encontrar quantos mols de alumínio correspondem à massa de 100 g:
2° passo: A partir do número de mols calculado, obter o número de átomos:
3° passo: Escrever o número de átomos encontrado no formato de notação científica, apresentado nas alternativas da questão:
Para isso, precisamos apenas "andar" com a vírgula uma casa decimal à esquerda e em seguida acrescentar uma unidade ao expoente da potência de 10.
Questão 6
(Cesgranrio) De acordo com a Lei de Lavoisier, quando fizermos reagir completamente, em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de enxofre, a massa, em g, de sulfeto de ferro obtida será de: (Fe=56; S=32)
a) 2,76 b) 2,24 c) 1,76 d) 1,28
e) 0,48
Alternativa correta: c) 1,76
O sulfeto de ferro é o produto de uma reação de adição, onde ferro e enxofre reagem para formar uma substância mais complexa.
1° passo: Escrever a equação química correspondente e verificar se o balanceamento está correto:
2° passo: Escrever as proporções estequiométricas da reação e as respectivas massas molares:
| 1 mol de Fe | 1 mol de S | 1 mol de FeS |
| 56 g de Fe | 32 g de S | 88 g de FeS |
3° passo: Encontrar a massa de sulfeto de ferro obtida a partir da massa de ferro utilizada:
Questão 7
(FGV) A floculação é uma das fases do tratamento de águas de abastecimento público e consiste na adição de óxido de cálcio e sulfato de alumínio à água. As reações correspondentes são as que seguem:
CaO + H2O → Ca(OH)2
3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4
Se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, cada 28 g de óxido de cálcio originarão de sulfato de cálcio: (dados - massas molares: Ca=40 g/mol, O=16 g/mol, H=1g/mol, Al=27 g/mol, S=32 g/mol)
a) 204 g b) 68 g c) 28 g d) 56 g
e) 84 g
Alternativa correta: b) 68 g
A etapa de floculação é importante no tratamento de água pois as impurezas são aglomeradas em flocos gelatinosos, que são formados com a utilização de óxido de cálcio e sulfato de alumínio, facilitando a sua remoção.
1° passo:
Para a reação:
Escrever as proporções estequiométricas da reação e as respectivas massas molares:
| 1 mol CaO | 1 mol H2O | 1 mol Ca(OH)2 |
| 56 g CaO | 18 g H2O | 74 g Ca(OH)2 |
2° passo: Encontrar a massa de hidróxido de cálcio produzida a partir de 28 g de óxido de cálcio:
3° passo:
Para reação:
Encontrar as massas molares de:
Massa de hidróxido de cálcio reagente
Massa de sulfato de cálcio produzida
4° passo: Calcular a massa de sulfato de cálcio produzida a partir de 37 g de hidróxido de cálcio:
Questão 8
(UFRS) O ar atmosférico é uma mistura de gases contendo cerca de 20% (em volume) de oxigênio. Qual o volume de ar (em litros) que deve ser utilizado para a combustão completa de 16 L de monóxido de carbono, segundo a reação: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) quando o ar e o monóxido de carbono se encontram a mesma pressão e temperatura?
a) 8 b) 10 c) 16 d) 32
e) 40
Alternativa correta: e) 40
Para reação:
1° passo: Encontrar o volume de oxigênio para reagir com 16 L de monóxido de carbono:
2° passo: Encontrar o volume de ar que contenha 8 L de oxigênio para reação, já que a porcentagem de oxigênio no ar é de 20%:
Sendo assim,
Questão 9
(UFBA) Hidreto de sódio reage com água, dando hidrogênio, segundo a reação: NaH + H2O → NaOH + H2 Para obter 10 mols de H2, são necessários quantos mols de água?
a) 40 mols b) 20 mols c) 10 mols d) 15 mols
e) 2 mols
Alternativa correta: c) 10 mols
Na reação:
Observamos que a proporção estequiométrica é 1:1.
Ou seja, 1 mol de água reage para formar 1 mol de hidrogênio.
A partir disso, chegamos a conclusão que:
Como a proporção é 1:1, então, para produzir 10 mols de hidrogênio deveria se ter como reagente 10 mols de água.
Questão 10
(FMTM-MG) No motor de um carro a álcool, o vapor do combustível é misturado com o ar e se queima à custa de faísca elétrica produzida pela vela no interior do cilindro. A quantidade, em mols, de água formada na combustão completa de 138 gramas de etanol é igual a: (Dado massa molar em g/mol: H=1, C=12, O=16).
a) 1 b) 3 c) 6 d) 9
e) 10
Alternativa correta: d) 9
A combustão é uma reação entre combustível e comburente que resulta na liberação de energia na forma de calor. Quando este tipo de reação é completa, quer dizer que o oxigênio é capaz de consumir todo o combustível e produzir dióxido de carbono e água.
1° passo: Escrever a equação da reação e ajustar os coeficientes estequiométricos:
2° passo: Calcular a massa de água envolvida na reação:
1 mol de etanol produz 3 mols de água, logo:
4° passo: Encontrar o número de mols correspondente a massa de água calculada:
(UFSCar) A massa de dióxido de carbono liberada na queima de 80 g de metano, quando utilizado como combustível, é: (Dado: massas molares, em g/mol: H = 1, C = 12, O = 16)
a) 22 g b) 44 g c) 80 g d) 120 g
e) 220 g
Alternativa correta: e) 220 g
O metano é um gás que pode sofrer combustão completa ou incompleta. Quando a combustão é completa, ocorre a liberação de dióxido de carbono e água. Se a quantidade de oxigênio não é suficiente para consumir o combustível, pode ocorrer a formação de monóxido de carbono e fuligem.
1° passo: Escrever a equação química e fazer o balanceamento:
2° passo: Calcular as massas molares dos compostos de acordo com os coeficientes estequiométricos:
1 mol de metano (CH4): 12 + (4 x 1) = 16 g
1 mol de dióxido de Carbono (CO2): 12 + (2 x 16) = 44 g
3° passo: Encontrar a massa de dióxido de carbono liberada:
Questão 12
(Mackenzie) Considerando que a proporção de gás oxigênio no ar seja de 20% (% em volume), então o volume de ar, em litros, medidos nas CNTP, necessário para que ocorra a oxidação de 5,6 g de ferro, é de: (Dados: massa molar do Fe igual a 56 g/mol).
a) 0,28 b) 8,40 c) 0,3 d) 1,68
e) 3,36
Alternativa correta: b) 8,40
1° passo: Escrever a equação química e ajustar os coeficientes estequiométricos:
2° passo: Calcular as massas molares dos reagentes:
4 mols de ferro (Fe): 4 x 56 = 224 g
3 mols de oxigênio (O2): 3 x (2x 16) = 96 g
3° passo: Encontrar a massa de oxigênio que deve reagir com 5,6 g de ferro:
4° passo:
Na CNTP, 1 mol de O2 = 32 g = 22,4 L.
A partir destes dados, encontrar o volume que corresponde a massa calculada:
5° passo: Calcular o volume de ar que contenha 1,68 L de oxigênio:
Questão 13
(FMU) Na reação: 3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2 o número de mols de hidrogênio, produzidos pela reação de 4,76 mols de ferro, é:
a) 6,35 mols b) 63,5 mols c) 12,7 mols d) 1,27 mols
e) 3,17 mols
Alternativa correta: a) 6,35 mols
Veja também: Leis Ponderais
Questão 14
(Unimep) O cobre participa de muitas ligas importantes, tais como latão e bronze. Ele é extraído de calcosita, Cu2S, por meio de aquecimento em presença de ar seco, de acordo com a equação:
Cu2S + O2 → 2 Cu + SO2
A massa de cobre que pode ser obtida a partir de 500 gramas de Cu2S é, aproximadamente igual a: (Dados: massas atômicas - Cu = 63,5; S = 32).
a) 200 g b) 400 g c) 300 g d) 600 g
e) 450 g
Alternativa correta: c) 400 g
1° passo: calcular a massa molar do sulfeto de cobre e cobre.
1 mol de Cu2S: (2 x 63,5) + 32 = 159 g
2 mols de Cu: 2 x 63,5= 127 g
2° passo: Calcular a massa de cobre que pode ser obtida a partir de 500 g de sulfeto de cobre.
Questão 15
(PUC-MG) A combustão do gás amoníaco (NH3) é representada pela seguinte equação:
2 NH3(g) + 3/2 O2(g) → N2(g) + 3 H2O(ℓ)
A massa de água, em gramas, obtida a partir de 89,6 L de gás amoníaco, nas CNTP, é igual a: (Dados: massa molar (g/mol) - H2O = 18; volume molar nas CNTP = 22,4 L.)
a) 216 b) 108 c) 72
d) 36
Alternativa b) 108
1° passo: Encontrar o número de mols que corresponde ao volume de gás amoníaco utilizado:
CNTP: 1 mol corresponde a 22,4 L. Sendo assim,
2° passo: Calcular o número de mols de água produzidos a partir da reação dada:
3° passo: Encontrar a massa que corresponde ao número de mols de água calculados:
Questão 16
(UFF) O Cloreto de Alumínio é um reagente muito utilizado em processos industriais que pode ser obtido por meio da reação entre alumínio metálico e cloro gasoso. Se 2,70 g de alumínio são misturados a 4,0 g de cloro, a massa produzida, em gramas, de cloreto de alumínio é: Massas molares (g/mol): Al = 27,0; Cl = 35,5.
a) 5,01 b) 5,52 c) 9,80 d) 13,35
e) 15,04
Alternativa correta: a) 5,01
1° passo: Escrever a equação química e ajustar os coeficientes estequiométricos:
2° passo: Calcular as massas molares:
2 mols de alumínio (Al): 2 x 27 = 54 g
3 mols de cloro (Cl2): 3 x (2 x 35,5) = 213 g
2 mols de cloreto de alumínio (AlCl3): 2 x [27 + (3 x 35,5)] = 267 g
4° passo: Verificar se há reagente em excesso:
Com os cálculos acima, observamos que para reagir com 4 g de cloro seria necessário aproximadamente apenas 1 g de alumínio.
O enunciado nos mostra que foram utilizados 2,7 g de alumínio. Então, esse é o reagente que está em excesso e o cloro é o reagente limitante.
5° passo: Encontrar a quantidade de cloreto de alumínio produzida a partir do reagente limitante: