O peróxido de hidrogênio, em solução aquosa, com o passar do tempo tende a se decompor em água e oxigênio gasoso. Num laboratório, foi encontrado um frasco contendo 1000 mL de peróxido de hidrogênio fora do prazo de validade. Como parte do peróxido de hidrogênio contido naquele frasco foi decomposto naturalmente, resolveu-se analisar o produto e verificar qual a concentração de peróxido de hidrogênio que sobrou na solução. Para isso, foi utilizado o método da permanganimetria, um método clássico na determinação do teor de água oxigenada em solução, baseado no fato de que em meio ácido, o íon permanganato é reduzido ao íon Mn⁺², de acordo com a equação apresentada (não balanceada). Assim, foram utilizados 25 mL da amostra de H₂O₂ e titulados com 25,91 mL de solução KMnO₄ padronizada 0,4499 mol/L.

\( α \) KMnO₄(aq) + b H₂O₂(aq) + c H₂SO₄(aq) → d K₂SO₄(aq) + e MnSO₄(aq) + f H₂O(l) + g O₂(g)

Assinale a alternativa que contém, respectivamente, os coeficientes estequiométricos (a, b, c, d, e, f, g) da reação e a concentração % (v/v) da amostra analisada.

(Considere: d (H₂O₂)= 1,4 g/cm³; Massas atômicas (g/mol) KMnO₄ = 158,03; H₂0₂ = 34,04.)

Para padronizar uma solução de H2SO4 de concentração 1 x 10^-2 mols/L com carbonato de sódio, conforme a equação H₂SO₄ (aq) + Na₂CO₃ (aq) → Na₂SO₄ (aq) + CO₂ (aq) + H₂O (l), pesou-se uma massa de 0,0409 g de Na₂CO₃, adequadamente preparada e diluída em um erlenmeyer. Na análise, foram necessários 30,35 mL da solução de H₂SO₄ para que fosse encontrado o ponto de viragem da fenolftaleína. Qual o valor da solução-padrão do H₂SO₄?

(Considere: H₂SO₄ completamente ionizado e a massa molar 98,08 g/mol; Massa molar do Na₂CO₃ = 105,98 g/mol.)

A reação do hidróxido de potássio com o ácido sulfúrico ocorreu conforme a reação: 2 KOH (aq) + H₂SO₄ (aq) → K₂SO₄ (aq)+ 2 H₂0 (l). Deve ser feita uma solução A pela adição de 160 cm³ de água e 3,0159 g de KOH e uma solução B pela adição de 2,6359 g de H₂SO₄ em um volume de 340 cm³ de água. Misturou-se as duas soluções e o ácido e a base reagiram entre si. Supondo que a reação tenha ocorrido completamente, ou seja, com 100% de rendimento, e que os reagentes estavam em quantidades estequiométricas e nenhum deles em excesso, o título % (m/m) e a molaridade da solução salina resultante são, respectivamente,

(Considere: d (H20) = 1,0 g/cm³; Massas molares (g/mol): KOH = 56,11; H₂SO₄ = 98,08; K₂SO₄ = 174,26.)

O HCl serve para limpar, tratar, galvanizar metais, curtir couros, e também é utilizado na produção e refinação de uma grande variedade de produtos. À temperatura ambiente, o HCl é um gás incolor, corrosivo, não inflamável, mais pesado que o ar e de odor fortemente irritante. O HCL é representado pela equação: 2 NaCl (s) + H₂SO₄ (l) → Na₂SO₄ (s) + 2 HCl (g). Qual será o volume de HCl gasoso na temperatura de 25°C (1 atm) e a massa de sulfato de sódio, ambos produzidos a partir de 1 kg de ácido sulfúrico comercial com 28% de impureza?

(Considere: R = 0,0082 atm.L/mol.K; Massas atômicas (g/mol): Na = 22,98; Cl = 35,50; H = 1,01; S = 32,02; O = 16,00.)

Observe alguns fatores que afetam o módulo de elasticidade e de deformação de um polímero no estado sólido. Assinale o fator que NÃO afeta a elasticidade e deformação do polímero no estado sólido.

O antimônio é um elemento químico semi-metálico, da família VA, de símbolo Sb e de massa atômica igual a 121,76 u. Na temperatura ambiente, o antimônio encontra-se no estado sólido. O antimônio pode ser empregado em ligas metálicas, cerâmicas, esmaltes, vulcanização da borracha e fogos de artifício. Para produzir triiodeto de antimônio, deve-se reagir 24,35 g de antimônio metálico com 85,37 g de iodo molecular.

x Sb (s) + y I₂ (s) → z SbI₃ (s) (sob aquecimento)

Assinale a alternativa que contém, respectivamente, os valores dos coeficientes estequiométricos da reação, o reagente em excesso, a massa em excesso e a massa do triiodeto de antimônio produzido.

(Considere: massas molares (g/mol): Sb = 121,76; I = 126,90.)

Um técnico tem 250 cm³ de uma solução inicial de carbonato de sódio (Na₂CO₃) com concentração molar 0,50 mols/L, e precisa transformar a concentração desta solução para que apresente uma concentração final de 28,9 g/L. Calcule a quantidade de Na₂CO₃ e água que o analista precisa adicionar na solução inicial para que ela se torne 28,9 g/L e também calcule a molaridade da solução resultante.

(Considere: massa molar do Na₂CO₃ = 86 g/mol.)

A calcopirita (do grego chalkós = cobre e pyros = fogo) é o mineral de cobre mais frequentemente encontrado na natureza. Possui estrutura CuFeS₂, dureza na Escala de Mohs entre 3,5 e 4 e brilho metálico amarelo-ouro. É conhecido como “ouro de tolo”. A calcopirita em meio ácido e aeróbico produz sulfato cúprico e sulfato férrico, conforme a reação: 4 CuFeS₂ + 17 O₂ + 2 H₂SO₄ → 4 CuSO₄ + 2 Fe₂(SO₄)₃ + 2 H2O. Uma mineradora processou 10 toneladas de calcopirita com 75% de pureza, a massa de sulfato cúprico e sulfato férrico produzidos, considerando que o rendimento da reação foi de 80% são, respectivamente,

(Considere: massas atômicas (g/mol): Cu = 63,55; S = 32,02; Fe = 55,85; O = 16,00; H = 1,01.)

Uma das formas de promover o tratamento de água para retirar as impurezas sólida é reter partículas no Al(OH)₃ aquoso, que apresenta um aspecto gelatinoso. Nas estações de tratamento, o Al(OH)₃ é produzido nos tanques que contêm a água a ser purificada, através da adição de Ca(OH)₂ e Al2(SO4)3 que reagem entre si e formam o Al(OH)₃. Numa estação de tratamento de água, foram utilizados 30,00 kg de Ca(OH)₂ comercial com 20% de impureza e excesso de Al₂(SO₄)₃. O valor da massa de Al(OH)₃ produzida no tanque é igual a

(Considere: massas atômicas (g/mol) Ca = 40,08; Al = 26,98; O = 16,00; H = 1,01; S = 32,02.)

Relacione os símbolos utilizados para identificar, por exemplo, classes de reagentes, situações de perigo, dentre outros, aos respectivos significados.

1.

2.

3.

4.

5.

( ) Proibido lavar as mãos.

( ) Perigo de incêndio.

( ) Obrigatório lavar as mãos.

( ) Extremamente inflamável.

( ) Proibido foguear ou produzir faíscas.

A sequência está correta em