Cálculos Químicos: Como cai na prova
1. (PUCCAMP 2016) O consumo excessivo de sal pode acarretar o aumento da pressão das artérias, também chamada de hipertensão. Para evitar esse problema, o Ministério da Saúde recomenda o consumo diário máximo de 5 g de sal (1,7 g de sódio). Uma pessoa que consome a quantidade de sal máxima recomendada está ingerindo um número de íons sódio igual a
Dados: Massa molar do Na = 23,0 g/mol. Constante de Avogadro: 6,0 . 1023 mol–1.
a) 1,0 . 1021
b) 2,4 . 1021
c) 3,8 . 10222
d) 4,4 . 1022
e) 6,0 . 1023
2. (Unimontes 2014) Um procedimento depende de 0,9 g de sulfato cúprico anidro, CuSO4, porém tem-se disponível o sulfato cúprico penta-hidratado, CuSO4 . 5H2O. Para a realização do procedimento, deve-se pesar uma quantidade de CuSO4 . 5H2O aproximadamente, igual a…
Dados: Massas atômicas: Cu=63,5; S=32; O=16; H=1
a) 0,58 g.
b) 1,56 g.
c) 1,41 g.
d) 0,90 g.
3. (PUCRJ 2015, adaptada) Considere as seguintes informações:
I. A quantidade de sais dissolvidos no Mar Morto é da ordem de 40 . 109 ton.
II. O volume de água no Mar Morto é 122. 109 m3 com os sais dissolvidos.
Calcule a concentração de sais dissolvidos, em g/l, nas águas do Mar Morto.
4. (IFSP 2013) O metal manganês, empregado na obtenção de ligas metálicas, pode ser obtido no estado líquido, a partir do mineral pirolusita, MnO2, pela reação representada por:
3 MnO2 (sólido) + 4 Al(sólido) → 3 Mn(líquido) + 2 Al2O3 (sólido)
Considerando que o rendimento da reação seja de 100%, a massa de alumínio, em quilogramas, que deve reagir completamente para a obtenção de 165 kg de manganês, é:
Dados: Massas molares em g/mol: Al = 27; Mn = 55; O = 16
a) 54
b) 108
c) 192
d) 221
e) 310
5. (IFPE 2016) o ácido bórico (H3Bo3) ou seus sais, como borato de sódio e borato de cálcio, são bastante usados como antissépticos, inseticidas e como retardantes de chamas. Na medicina oftalmológica, é usado como água boricada, que consiste em uma solução de ácido bórico em água destilada. sabendo-se que a concentração em quantidade de matéria (mol/l) do ácido bórico, nessa solução, é 0,5 mol/l, assinale a alternativa correta para massa de ácido bórico, em gramas, que deve ser pesada para preparar 200 litros desse medicamento.
Dados: Massas molares, em g/mol: H = 1; B = 11; O = 16
a) 9.500
b) 1.200
c) 6.200
d) 4.500
e) 3.900
RESPOSTAS
1. O sal de cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), em que os dois elementos são íons, Na+ e Cl–.
Sabemos que esta substância é composta dos íons sódio e cloro. O exercício informa que em 5 g de sal há 1,7 g de sódio.
Mol é a unidade que mede a quantidade de matéria em uma amostra. Assim como uma dúzia equivale a 12 unidades, um mol equivale a 6 . 1023 partículas. Essas partículas podem ser átomos, moléculas, íons. E massa molar é a massa de um mol de partículas. No caso deste exercício, essas partículas são íons Na+. Sabemos que a massa molar de 6 . 1023 íons Na+ é 23 g. Para descobrir a quantidade de Na+ em 5 g de sal, basta fazer a regra de três:
6,0 . 1023 íons Na+ ——————— 23 g
x —————————————— 1,7 g
x = 0,443478 . 1023 íons Na+ → x = 4,4 . 1022 íons Na+
Resposta: D
2. Entendendo o enunciado: precisa-se de 0,9 g de CuSO4 . No entanto, dispõe-se dessa substância misturada a H2O. Para cada molécula de CuSO4 há 5 moléculas de água (H2O). O que se pede é a massa de CuSO4 . 5 H2O necessária para se obter 0,9 g de CuSO4. Os conceitos envolvidos na questão: massa molecular, mol e massa molar.
• 1 átomo de cobre (Cu), com massa 63,5 u;
• 1 átomo de enxofre (S), de massa 32 u;
• 4 átomos de oxigênio (O), com massa total de 16 . 4 = 64 u
Portanto, a massa molecular de CuSO4 é 159,5 u.
O mesmo raciocínio para 5 H2O:
• 10 átomos de hidrogênio (H), com massa 10 u
• 5 átomos de oxigênio (O) com massa 80 u
Então a massa de 5 H2O é 90 u.
A massa total da mistura. CuSO4 . 5 H2O é a soma das massas de cada uma das
substâncias: 159,5 + 90 = 249,5 u – esta é a massa de um mol CuSO4 . 5H2O.
Você deve se lembrar de que a massa molar é numericamente igual à massa molecular, só que em gramas. Assim, a massa molar do CuSO4 . 5H2O é 249,5 g/mol, sendo que 159,5 g correspondem ao sulfato cúprico e 90 g correspondem às moléculas de água. Para descobrir a massa necessária de sulfato cúprico, basta resolver a regra de três:
249,5 g de CuSO4 . 5H2O ——–——— 159,5 g de CuSO4
m ——————————————– 0,9 g
m = 1,41g
Resposta: C
3. Questão fácil. Você só tem de dominar o conceito de concentração comum, a proporção de um soluto em um solvente. Deve se lembrar, também, da conversão de tonelada em grama.
Convertendo tonelada para grama:
1 ton = 1.000 kg = 1.000.000 g (106g)
Assim, para calcular a massa de soluto:
1 ton ——————— 106 g
40 . 109 ton ———- m
m = 40 . 1015 g
O volume de solvente (a água do Mar Morto) é dado m3. Novamente, conversão de medidas, de m3 para L.
1 m3 = 1.000 L. Então,
1 m3 ——————– 1.000 L
122 . 109m 3 ———- v
v = 122 . 1012 L
Calculando a concentração, pela fórmula
Resposta: a concentração de sais no Mar Morto é de 327,87 g/L.
4. Lembrando: os coeficientes estequiométricos indicam a proporção, em mol, das substâncias empregadas. Pela equação química apresentada no enunciado, sabemos que 4 mol de Al produzem 3 mol de Mn. Pede-se a massa de Al que deve reagir para produzir 165 kg de Mn. Precisamos então descobrir a massa, em gramas, que equivale a essas quantidades de mol.
• Cada mol de Al tem massa de 27 g. Portanto, 4 mol tem massa de 108 g.
• Cada mol de Mn tem massa de 55 g. Para 3 mol, são 165g.
Por regra de três , a massa de Al necessária para a produção de 165 kg de Mn:
108 g de Al (4 mol) ——————– 165 g de Mn (3 mol)
m —————————————————— 165.000 g (165 kg)
m = 108.000 g ou 108 kg
Resposta: B
5. A concentração em quantidade do ácido bórico é 0,5 mol/L, ou seja, para cada 1 L de solução há 0,5 mol de ácido bórico. Para 200 L do medicamento, então:
0,5 mol de H3BO3 ——————– 1 L de solução
n ———————————— 200 L de solução
n = 100 mol de H3BO3
Traduzindo: para produzir 200 litros de medicamento, precisaríamos de 100 mol de H3BO3. Porém, o exercício pede a quantidade de H3BO3 em massa – ou seja, a massa molar de H3BO3. O enunciado fornece a massa molar de cada um dos elementos químicos. Assim, temos
• Para H = 1 g/mol; então para 3 mol de H, a massa é de 3 g/mol;
• Para 1 mol de B, a massa é de 11 g/mol;
• Para 1 mol de O = 16, então para 3 mol de O a massa é de 48 g/mol
Somando a massa molar de todos esses elementos, temos a massa molar do composto H3BO3:
3 + 11 + 48 = 62 g/mol.
Com a massa molar, calculamos a massa de 100 mol de H3BO3 , novamente por uma simples regra de três:
1 mol de H3BO3 ——————– 62 g
100 mol de H3BO3 —————– m
m = 6.200 g
Resposta: C
RESUMO
Cálculos químicos
GRANDEZAS E UNIDADES: Massa atômica (MA) é a massa de um átomo, medida em unidade de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica vale 1/12 massa do átomo do isótopo do Carbono-12 (C-12). Massa molecular (MM) é a soma da massa de todos os átomos que formam uma molécula ou um composto iônico. A unidade da massa molecular também é u. Mol é a unidade de medida para a quantidade de matéria contida em certo volume. O mol funciona como a unidade dúzia para objetos, e é um número absoluto, usado para contar átomos, íons ou moléculas: tantos mol de átomos, tantos mol de moléculas etc.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO: São os cálculos que podemos fazer a partir dos coeficientes de uma reação balanceada. Os coeficientes indicam a proporção de cada reagente e produto, em mol. Essa proporção se mantém na contagem do número de moléculas, átomos e íons e na massa dessas espécies.
GASES: A quantidade de um gás num recipiente depende das variáveis de estado do gás: seu volume, sua temperatura e a pressão a que o gás está submetido. Essas três variáveis se inter-relacionam: alterando-se uma alteram-se as demais. Temperatura termodinâmica é a medida da energia cinética (agitação) das partículas do gás, geralmente medida em kelvin, K (1 K = °C + 273). Volume molar de um gás é o volume ocupado por um mol do gás em CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Esse valor nunca varia e vale 22,4 L.
SOLUÇÕES: Grau de pureza, ou teor, é a porcentagem de determinada substância presente numa mistura. Concentração é a quantidade de soluto distribuída em determinada quantidade de solução. É sempre uma proporção, e pode ser dada em diversas unidades, como parte por milhão (ppm), massa de soluto por volume de solução (g/L), ou quantidade de matéria por volume de solução (mol/L). A curva de solubilidade indica a quantidade de determinada substância que é capaz de se dissolver em 100 gramas de água, a dada temperatura.
TRANSFORMAÇÕES EM SOLUÇÕES: Diluir uma solução significa acrescentar solvente à solução. Isso aumenta o volume final, mas não altera a quantidade de soluto – portanto, reduz a concentração da solução. No sentido inverso, concentrar uma solução é diminuir a quantidade de solvente: o volume da solução cai, mas a quantidade de soluto, novamente, permanece constante. Em misturas de soluções feitas com os mesmos solutos e solventes, nas quais não ocorrem reações entre solventes e solutos, a quantidade final de matéria é a soma da quantidade de matéria de cada soluto e cada solvente: nF = na + nb + nc +… O mesmo é válido para o volume final da solução: VF = Va + Vb + Vc + … Já nas misturas em que os componentes das soluções reagem entre si, o cálculo da quantidade final de cada componente ou do produto da reação depende dos cálculos estequiométricos.
