PRÁTICA COM QUESTÕES OFICIAIS

Questão Q08 da 2ª fase da FUVEST 2007

2ª fase · Química · Química: Cálculo estequiométrico

Uma técnica de análise química consiste em medir, continuamente, a massa de um sólido, ao mesmo tempo em que é submetido a um aquecimento progressivo. À medida em que o sólido vai se decompondo e liberando produtos gasosos, sua massa diminui e isso é registrado graficamente. Por exemplo, se aquecermos \ce{AgNO3(s)} anidro, por volta de 470\ ^\circ\text{C}, esse sal começará a se decompor, restando prata metálica ao final do processo.

Gráfico da variação da massa em função da temperatura em graus Celsius, apresentando patamar inicial para AgNO3, queda acentuada por volta de 470 °C e novo patamar correspondente a Agº. Abaixo do gráfico, há a equação química: 2 AgNO3(s) -> 2 Agº(s) + 2 NO2(g) + O2(g).

No caso do oxalato de cálcio monoidratado, \ce{CaC2O4 \cdot H2O (s)}, ocorre perda de moléculas de água de hidratação, por volta de 160\ ^\circ\text{C}; o oxalato de cálcio anidro então se decompõe, liberando monóxido de carbono (na proporção de 1\text{ mol} : 1\text{ mol}), por volta de 500\ ^\circ\text{C}; e o produto sólido resultante, finalmente, se decompõe em óxido de cálcio, por volta de 650\ ^\circ\text{C}.

a) Escreva as equações químicas balanceadas, correspondentes aos três processos sucessivos de decomposição descritos para o \ce{CaC2O4 \cdot H2O (s)}.

b) Esboce o gráfico que mostra a variação de massa, em função da temperatura, para o experimento descrito.

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Resolução comentada

a) Em cada etapa, o sólido perde um produto gasoso.

  1. Por volta de 160\ ^\circ\text{C}, o sal perde a água de hidratação:
    \ce{CaC2O4.H2O(s) -> CaC2O4(s) + H2O(g)}
  2. Por volta de 500\ ^\circ\text{C}, o oxalato anidro libera CO na proporção 1:1. Para conservar os átomos, o sólido restante tem de ser o carbonato de cálcio (\ce{CaC2O4} menos \ce{CO} dá \ce{CaCO3}):
    \ce{CaC2O4(s) -> CaCO3(s) + CO(g)}
  3. Por volta de 650\ ^\circ\text{C}, o carbonato se decompõe em óxido de cálcio, com liberação de \ce{CO2}:
    \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)}

Todas as equações já estão balanceadas, com 1:1 em todas as espécies.

Equações: \ce{CaC2O4.H2O -> CaC2O4 + H2O}; \ce{CaC2O4 -> CaCO3 + CO}; \ce{CaCO3 -> CaO + CO2}.

b) O gráfico tem massa no eixo vertical e temperatura no horizontal, com quatro patamares separados por três quedas. Para as alturas, calculo as massas molares (\text{Ca}=40, \text{C}=12, \text{O}=16, \text{H}=1 g/mol):

  • \ce{CaC2O4.H2O}: 146\ \text{g/mol} (100 %)
  • \ce{CaC2O4}: 128\ \text{g/mol} (cerca de 88 %)
  • \ce{CaCO3}: 100\ \text{g/mol} (cerca de 68 %)
  • \ce{CaO}: 56\ \text{g/mol} (cerca de 38 %)

O esboço fica assim:

  1. Patamar horizontal em 146 (hidrato) até cerca de 160\ ^\circ\text{C}.
  2. Queda de 18 e patamar em 128 (oxalato anidro) até cerca de 500\ ^\circ\text{C}.
  3. Queda de 28 e patamar em 100 (carbonato) até cerca de 650\ ^\circ\text{C}.
  4. Queda de 44 e patamar final em 56 (óxido de cálcio).

O resultado é um gráfico em degraus decrescentes, e a maior queda é a última, a da liberação de \ce{CO2}.

Gráfico em três degraus descendentes, com patamares em 146\to128\to100\to56 (unidades de massa), com quedas em 160, 500 e 650\ ^\circ\text{C}.

Assuntos: Cálculo estequiométrico, Leis ponderais e balanceamento.

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