Questão extra valendo 1,0 ponto
Um dos problemas associados à queima de carvão em usinas termelétricas é a chuva ácida, decorrente, entre outros, da formação de ácido sulfúrico na atmosfera. Um dos países mais atingidos, na Europa, foi a Suécia. Nesse país, vários lagos tornaram-se acidificados, apresentando um pH incompatível com a vida aquática. Como solução, foi utilizado calcário, CaCO3, na tentativa de neutralizar esse ácido em excesso. Supondo um lago com 1 milhão de metros cúbicos de água, com um pH = 4,0, calcule a quantidade de CaCO3, em toneladas, necessária para elevar esse pH para 7,0.
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + CO2 + H2O
Massas molares (g/mol): H2SO4 = 98; CaCO3 =
acho que a resposta possa ser essa mais não tenho certeza ....
Soluções para a tarefa
A quantidade de CaCO3, em toneladas, necessária para elevar esse pH para 7,0 é de 5,0 toneladas.
Para a resolução da questão, é preciso considerar que o pH do lago é de 4,0. Para cada ácido sulfúrico presente haverá dois mols de H+, por apresentar-se disassociado: 2H+ + SO4 -->H2SO4.
Com essa valor temos que: pH=[H+]= 4. A concentração é de 10^-4 mols/L de H+ na solução. Como 1*10^6(um milhão)m^3 de água, sendo 1 m^3=1000L, temos 1*10^6m3=1*10^9L de água.
A concentração de íons H+ é de 10^-4 mols * 10^9L = 10^5 mols de H+. Pela dissociação do ácido sulfúrico, temos que a proporção é de 1:2 de H+, temos 0,5*10^5 mols de H2SO4.
De acordo com o enunciado, a reação de neutralização dada é de 1:1, 0,5*10^5 mols de H2SO4 corresponde a 0,5*10^5 mols de CaCO3, o equivalente a 5*10^6 gramas de CaCO3 ou 5 toneladas do mesmo material.
Bons estudos!