Uma das maneiras de impedir que o SO2 um dos responsáveis pela chuva ácida, seja liberado para a atmosfera é tratá-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir: Dados (g / mol): O2=32, MgO=40 e SO 2=64
MgO(s)+SO2(g)+1 / 2 O2(g) MgSO4(s)
Quantas toneladas de oxigênio são consumidas no tratamento de 4,8 times 10^3 toneladas de SO2 ?
a) 7,5 times 10^1
b) 3,0 times 10^3
c) 1,2 times 10^3
d) 6,0 times 10^3

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que a gente trata 4,8times10^3 toneladas de SO2 com MgO e oxigênio, segundo a reação
MgO + SO2 + tfrac12,O2 ;longrightarrow;MgSO4,
A pergunta é: quantas toneladas de O2 a gente vai consumir?
Conteúdo: estequiometria (relação molar entre reagentes). O que precisamos:
1) converter toneladas em gramas,
2) achar mols de SO2 usando massa molar,
3) usar a proporção da reação ( 1,SO2 tfrac12,O2),
4) transformar mols de O2 em massa e voltar pra toneladas.

Passo 2

Primeiro, converte 4,8times10^3,t de SO2 pra gramas. Como 1 t = 10^6 g:
mSO2 = 4,8times10^3, t times 10^6 g t = 4,8times10^9 g

Passo 3

Agora calcula quantos mols isso dá. A massa molar do SO2 é
M(SO2)=32 + 2times16 = 64;g/mol
Logo
$$n_{\mathrm{SO}2} = \frac{m{\mathrm{SO}_2}}{M(\mathrm{SO}_2)}
= \frac{4{,}8\times10^9}{64} = 7{,}5\times10^7;\mathrm{mol}.$$

Passo 4

Pela equação, cada mol de SO2 “puxa” meio mol de O2. Então
$$n_{\mathrm{O}2} = \tfrac12,n{\mathrm{SO}_2}
= \tfrac12 \times 7{,}5\times10^7 = 3{,}75\times10^7;\mathrm{mol}.$$

Passo 5

Converte esses mols de O2 em massa. Massa molar do O2 é
M(O2)=2times16 = 32;g/mol,
logo
$$m_{\mathrm{O}2} = n{\mathrm{O}_2}\times M(\mathrm{O}_2)
= 3{,}75\times10^7 \times 32 = 1{,}2\times10^9;\text g.$$

Passo 6

Volta pra toneladas:
$$1{,}2\times10^9g \div 10^6\frac{\text g}{\text t}
= 1{,}2\times10^3toneladas.$$

Resposta

1,2times10^3 toneladas de O2 (opção C).

Exercícios relacionados