Question

A queima de combustíveis que contêm enxofre libera, juntamente com outros gases, dióxido de enxofre, SO, contribuindo, assim, para a ocorrência da chuva ácida. Uma alternativa para diminuir esse impacto ambiental, consiste em reagir esse gás com uma solução básica, como o hidróxido de sódio (NaOH), conforme representado na equação balanceada a seguir:

SO2(g) + 2NaOH(aq) → Na2SO3(aq) + H2O(l)

Considere uma indústria que libera 5 m3 de resíduos gasosos juntamente com outros gases, dióxido de enxofre, SO , 2(g) por hora, dos quais 5% correspondem ao SO . A massa de 2NaOH, em quilograma, que deve ser utilizada para neutralizar as emissões diárias desse gás é de, aproximadamente,

Dados: Massas molares em g.mol–1: H = 1; O = 16; Na = 23. Volume molar nas condições da exaustão: 30 L/mol.

A. 0,3.

B. 0,7.

C. 8,0.

D. 8,3.

E. 16,0.

Answer 1

Será necessário 16,0 Kg de NaOH (Alternativa E).

Vemos que essa indústria libera 5 m³/h de gases, sendo que 5% desse volume corresponde ao dióxido de enxofre, logo, temos:

5 m³/h x 0,05 = 0,25 m³/h de SO₂

Nas condições da exaustão temos que 1 mol dos gases ocupam 30 L e sabemos que 1 m³ corresponde a 1.000 L, logo:

0,25 m³ x 1.000 L/m³ = 250 L x 1 mol/30 L = 8,33 mol de SO₂

Assim, em 1 dia (24 h) teremos a emissão de:

8,33 x 24 = 200 mol de SO₂

Vemos pela reação que 1 mol de dióxido de enxofre reage com 2 moles de hidróxido de sódio (40 g/mol), logo será necessário 400 moles de base, o que corresponde a uma massa de:

400 mol x 40 g/mol = 16.000 g = 16 Kg

Espero ter ajudado!