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.
Soluções para a tarefa
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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!
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