Questões Sobre Estequiometria - Química - 2º ano do ensino médio

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11) A solução aquosa de HBr a 20 °C, que tem densidade 1,5g/mL, apresenta concentração, em mol/L, aproximadamente igual a

A) 5,8.
B) 7,2.
C) 8,9.
D) 15.
E) 26.

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A alternativa correta é letra C

Primeiramente, vamos determinar a massa molar do HBr:

massa molar do H = 1,0 g/mol

massa molar do Br = 80,0 g/mol

massa molar do HBr = 1,0 + 80,0 = 81,0 g/mol

A partir da densidade dada da solução de HBr, podemos encontrar a massa correspondente a 1 L desta solução.

1,5 g → 0,001 L (1 mL)

X g → 1 L

X = 1500 g

Portanto, no volume de 1 L, tem-se 1500g da solução. Dado que a solução é 48% em massa de HBr, podemos determinar a massa de HBr presente em 1 L da solução:

48 % de 1500 g = 720 g de HBr

Com base na massa encontrada, calculamos a quantidade de matéria (em mol) de HBr correspondente:

81,0 g de HBr → 1 mol

720,0 g de HBr → X mol

X = 8,9 mol de HBr

Assim, em 1 L de solução, tem-se 8,9 mol de HBr. Ou seja, a concentração da solução aquosa de HBr é de 8,9 mol/L. Alternativa correta, C.

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12) Uma solução aquosa de dicromato de potássio, quando resfriada a 40°C, formou 240 g de sal cristalizado. Se essa mesma solução fosse resfriada a 10°C, teria formado 340 g de sal cristalizado. Considerando-se que a cristalização é completa nas temperaturas examinadas, pode-se afirmar que a massa dessa solução de dicromato de potássio é igual a:

A) 1 000 g.
B) 950 g.
C) 890 g.
D) 800 g.
E) 315 g.

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A alternativa correta é letra C

Analisando a curva de solubilidade para o dicromato de potássio mostrada no gráfico, podemos observar que ao resfriarmos a solução de 40ºC para 10ºC temos a cristalização de 20g de sal para cada 100g de água (diferença observada no eixo y do gráfico). Como os dados da questão nos mostram que temos a cristalização de 100g de sal quando passamos de 40ºC para 10ºC, a partir de uma simples regra de três obtemos a quantidade de água para a dada transformação, assim:

\begin{array}{l} Para a solução a 10 ° C \\ sal água \\ 20 g - 100 g \\ 100 g - x \\ x = \frac{100 g . 10 0 g}{2 0 g} = 500 g \end{array}

Ainda do gráfico podemos ver que a 40ºC temos 30g de sal para 100g de água, o que resulta em uma massa de 130g, referente a solução. Agora, como sabemos a massa de água referente a massa de 100g de sal, podemos calcular a massa de solução, desta forma:

\begin{array}{l} Para a solução a 40 ° C \\ sal água solução \\ 30 g - 100 g - 130 g \\ 500 g - y \\ y = \frac{5 00 g . 130 g}{1 00 g} = 650 g \end{array}

A massa da solução original, considerando que os 340g correspondem a cristalização total, vai ser igual a massa da solução a 40ºC mais a massa de sal inicial, ou seja, 650 g + 240 g, que nos remete a alternativa C (890g) como sendo a correta.

13) Uma solução aquosa de ácido cianídrico, HCN, a 25°C tem pH = 5. Sabendo-se que a constante de ionização desse ácido, a 25°C, é 5 x 10–10, então essa solução tem concentração de HCN, em g/L, igual a:

A) 2,7.
B) 5,4.
C) 8,1.
D) 10,8.
E) 13,5.

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A alternativa correta é letra B

Inicialmente devemos considerar a equação que representa a dissociação do ácido cianídrico (HCN):

HCN_(aq) ↔ H⁺_(aq) + CN^-_(aq)

Visto que o pH da solução é 5, sabemos que a concentração de H⁺ é 10^-5, assim podemos calcular, a partir da constante de ionização do HCN, a concentração da solução, considerando que as concentrações dos íons H⁺ e CN^- são iguais, desta forma:

\begin{array}{l} K_{i} = \frac{[H^{+}] . [C N^{-}]}{[H C N]} \\ 5 . 10^{- 10} = \frac{10^{- 5} . 10^{- 5}}{[H C N]} \\ [HCN] = 0, 2 mol / L \end{array}

Finalmente, obtemos a concentração da solução de HCN em g/L multiplicando a concentração molar da solução pela massa molar do HCN, como mostrado abaixo:

Massa molar do HCN = 27 g/mol

[HCN] = 0,2 mol/L . 27 g/mol = 5,4 g/ L

Com isso, temos a alternativa B como sendo a alternativa correta.

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14) O pH do suco de um determinado limão é próximo de 2. Sendo assim, quando 100 mL desse suco são diluídos com água para o preparo de 1 L de limonada, o pH

A) diminui de 1 unidade.
B) diminui de 10 unidades.
C) aumenta de 1 unidade.
D) aumenta de 3 unidades.
E) aumenta de 10 unidades.

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A alternativa correta é letra C

Através da equação pH=-log[H⁺], calcula-se a concentração de H⁺ presente no suco de limão, ou seja, pH ≅ 2 ∴ [H+] ≅ 10^–2mol/L. Para obter o pH para a solução de 100mL desta solução para 1L (=1000mL), utiliza-se a equação C₁V₁=C₂V₂. Substituindo os valores, tem-se:
C₁V₁=C₂V₂
10^–2mol/L . 100mL = C₂ . 1000mL
C₂ ≅ 10^–3mol/L

Utilizando a primeira equação, obtém-se o pH para a solução de 1L, onde pH = –log [H+] ∴ pH = –log 10^–3 ,
logo pH = 3.
Portanto, o pH variou de 2 para 3, ou seja, de 1 unidade. Alternativa correta, letra C.

15) Ácido cítrico reage com hidróxido de sódio segundo a equação:

Considere que a acidez de um certo suco de laranja provenha apenas do ácido cítrico. Uma alíquota de 5,0 mL desse suco foi titulada com NaOH 0,1 mol/L, consumindo-se 6,0 mL da solução básica para completa neutralização da amostra analisada. Levando em conta estas informações e a equação química apresentada, é correto afirmar que a concentração de ácido cítrico no referido suco, em mol/L, é:

A) 2,0.10^–4
B) 6,0.10^–4
C) 1,0.10^–2
D) 1,2.10^–2
E) 4,0.10^–2

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A alternativa correta é letra E

Pela equação química apresentada, tem-se que a razão molar de NaOH : Ácido Cítrico é igual a 3:1.

Em 6,0mL da solução de NaOH, tem-se uma quantidade molar igual a 6,0.10^-4 mol. Dessa forma, adotando a razão molar entre o ácido e a base, chega-se que a quantidade molar de ácido cítrico é igual a 2,0.10^-4 mol.

Assim, pode-se dizer que a concentração de ácido cítrico no suco é de:

\begin{array}{l} C o n c e n t r a ç ã o = \frac{2, 0 . 10^{- 4} m o l}{5, 0 m L} * \frac{10^{3} m L}{L} \\ C o n c e n t r a ç ã o = 4, 0 . 10^{- 2} m o l / L \end{array}

Portanto, a resposta correta é a alterntativa E.

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16) A azia é muitas vezes devida a uma alteração no pH do estômago, causada por excesso de ácido clorídrico. Antiácidos como o leite de magnésia neutralizam este ácido. O leite de magnésia apresenta em sua composição 64,8 g de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, por litro da suspensão. A quantidade de ácido que será neutralizada se uma pessoa ingerir duas colheres de sopa (volume total de 9 mL) de leite de magnésia é:

A) 0,02 mols.
B) 20 mols.
C) 200 mols.
D) 0,01 mols.
E) 0,58 mols.

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A alternativa correta é letra A

Primeiramente, determina-se a massa molar do Mg(OH)_2:

MM [Mg(OH)₂] = 24,3 + 2.16 + 2.1

MM [Mg(OH)₂] = 58,3 g/mol

Em seguida, é determinada a massa de Mg(OH)₂ contidos em 9 mL da solução de leite de magnésia:

1 L --------- 64,8 g Mg(OH)₂

0,009 L --------- x

x = 64,8 . 0,009

x = 0,5832 g

Passando isso para quantidade de matéria, tem-se:

n = 0,5832 / 58,3

n = 0,01 mol de Mg(OH)₂

A reação de neutralização que ocorre é a seguinte:

2 HCl (aq) + Mg(OH)₂ (aq) ↔ MgCl₂ (aq) + 2 H₂O

Desse modo, a quantidade de HCl neutralizada será o dobro da quantidade utilizada de Mg(OH)₂. Assim, serão neutralizados 0,02 mol de HCl.

Portanto, a resposta correta é a alternativa A.

17) A nitroglicerina é um poderoso explosivo obtido pela nitração da glicerina, conforme a reação que segue. C3H5(OH) 3+ 3 HNO3→ C3H5(ONO2) 3+ 3 H2O Se utilizarmos uma amostra de 100 g glicerina com 90% de pureza, a massa de nitroglicerina obtida é, aproximadamente: (Dadas as massas atômicas em g/mol: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16)

A nitroglicerina é um poderoso explosivo obtido pela nitração da glicerina, conforme a reação que segue.

C₃H₅(OH)₃+ 3 HNO₃→ C₃H₅(ONO₂)₃+ 3 H₂O

Se utilizarmos uma amostra de 100 g glicerina com 90% de pureza, a massa de nitroglicerina obtida é, aproximadamente:

(Dadas as massas atômicas em g/mol: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16)

A) 340 g.
B) 225 g.
C) 185 g.
D) 130 g.
E) 87 g.

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A alternativa correta é letra B

Inicialmente, devemos calcular as massas moleculares da glicerina e da nitroglicerina, desta forma:

Glicerina [C₃H₅(OH)₃] -

\begin{array}{l} C - 3 . 12 g / mol \\ H - 8 . 1 g / mol \\ O - 3 . 16 g / m o l \\ 92 g / mol \end{array}

Nitroglicerina [C₃H₅(NO₃)₃]-

\begin{array}{l} C - 3 . 12 g / mol \\ H - 5 . 1 g / mol \\ O - 9 . 16 g / mol \\ N - 3 . 14 g / mol \\ 227 g / mol \end{array}

Em seguida, calculamos a quantidade, em g, de nitroglicerina obtida. Para este propósito, consideraremos que a relação entre o reagente (glicerina) e o produto (nitroglicerina) é de 1:1 e que apenas 90% do reagente é glicerina, ou seja, 90 g, assim:

\begin{array}{l} C_{3} H_{5} (OH)_{3} - C_{3} H_{5} ({NO}_{3})_{3} \\ 1 mol - 1 mol \\ \frac{90 g}{92 g / m o l} - x \\ x = 0, 98 mol \\ m a s s a d e g l i c e r i n a : \\ 0, 98 mol . 227 g / mol = 222, 5 g \end{array}

Desta forma, a alternativa correta é a alternativa b.

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18) Aplicando a Lei de Gay-Lussac, das combinações em volume, qual a contração em volume experimentada na reação abaixo, mantendo-se constantes as condições de pressão e temperatura para os reagentes e produtos, todos gasosos ?

N₂ + 3H₂ → 2 NH₃

A) 100%
B) 80%
C) 60%
D) 50%
E) 40%

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A alternativa correta é letra D

Sabe-se que a Lei de Gay-Lussac é aplicada a gases ideiais e afirma que a proporção volumétrica dos gases em uma reação (volumes medidos à mesma pressão e temperatura) é constante.

De acordo com essa lei, a diferença entra a soma dos volumes dos gases reagentes (S) e o volume do produto (V) é a contração, dada pela seguinte relação:

C = S - V

A fração do volume inicial que diminui é denominada de contração seletiva e é o que se requer no enunciado da questão:

C = \frac{S - V}{S}

Seguindo a relação estequiométrica, tem-se:

N₂: H₂: NH₃

1: 3: 2

Volume total de Reagentes: 4v

Volume total de Produtos: 2v

Calculando-se a contração seletiva:

C = \frac{S - V}{S}

\begin{array}{l} C = \frac{4 - 2}{4} \\ C = \frac{1}{2} = 50 % \end{array}

Assim, nota-se que ao admitirmos que todo reagente é consumido, há uma redução de 50% do seu volume.

Portanto, a resposta correta é a alternativa D.

19) Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte reação balanceada: CaO(s) + 2NH4Cl(s) → 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s) Se 112,0 g de óxido de cálcio e 224,0 g de cloreto de amônia forem misturados, então a quantidade máxima, em gramas, de amônia produzida será, aproximadamente Dados: Massas molares CaO=56g/mol; NH4Cl=53,5g/mol; NH3=17g/mol

Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte reação balanceada:

CaO(s) + 2NH4Cl(s) → 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)

Se 112,0 g de óxido de cálcio e 224,0 g de cloreto de amônia forem misturados, então a quantidade máxima, em gramas, de amônia produzida será, aproximadamente

Dados: Massas molares CaO=56g/mol; NH4Cl=53,5g/mol; NH3=17g/mol

A) 68,0
B) 34,0
C) 71,0
D) 36,0
E) 32,0

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A alternativa correta é letra A

Segundo a equação, 1 mol de CaO reage com 2 mols de NH₄Cl gerando 2 mols de NH₃.

Dessa forma, 56 g de CaO reagem com 107 g (2x53,5) de NH₄Cl gerando 34 g (2x17) de NH₃.

Como 112 é o dobro de 56, ao dobrarmos as quantidades acima iremos obter a quantidade de reagentes e produtos.

Se colocarmos 112 g de CaO reage com 214 g de NH₄Cl gerando 68 g de NH₃.

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20) Trilhos de ferrovias podem ser soldados com o uso da reação conhecida como termite. Essa reação consiste em aquecer alumínio em pó misturado a óxido de ferro (III), Fe2O3. Como produtos da reação, formam-se ferro metálico (que solda os trilhos) e óxido de alumínio, Al2O3. Na equação química que representa essa reação, quando o coeficiente estequiométrico do alumínio for 1 , o coeficiente estequiométrico do óxido de ferro (III) será

A) 1/3 .
B) 1/2.
C) 1.
D) 2 .
E) 3.

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A alternativa correta é letra B

Montando a equação da reação e considerando o coeficiente estequiométrico do alumínio igual a 1, tem-se:

1 Al + Fe₂O₃ → Fe + Al₂O₃

balanceando a equação dada, obtém-se:

1 Al + 1/2Fe₂O₃ → 1Fe + 1/2Al₂O₃

Então, o coeficiente estequiométrico do óxido de alumínio (III) igual a 1/2. Alternativa B.

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