Gás sulfídrico ou sulfeto de hidrogênio é solúvel em água e etanol e pode ser preparado pela reação de ácidos minerais com sulfetos metálicos, geralmente pela reação de ácido clorídrico com sulfeto de ferro(II). Dados: massas molares (g.mol-1): S =32; Fe=56. Se 44kg de sulfeto de ferro(II) contendo impurezas inertes produziram 6,8kg de gás sulfídrico, a porcentagem de pureza desse sulfeto é de
- A)20%.
Errada, porque 20% daria uma massa de FeS ativo muito menor do que a necessária para produzir 6,8 kg de H2S.
- B)40%.
Certa, pois a massa teórica de H2S a partir de 44 kg de FeS puro seria 17 kg, e 6,8/17 = 40%.
- C)60%.
Errada, porque 60% superestima a quantidade de FeS puro presente na amostra.
- D)80%.
Errada, porque 80% também é maior do que a proporção indicada pela massa real de gás produzida.
- E)90%.
Errada, pois 90% implicaria uma amostra quase toda pura, o que geraria muito mais H2S do que os 6,8 kg observados.
Gabarito: B
A ideia aqui é sempre olhar a proporção da reação. O sulfeto de ferro(II), FeS, reage com ácido clorídrico liberando gás sulfídrico, H2S: FeS + 2 HCl -> FeCl2 + H2S. Ou seja, 1 mol de FeS gera 1 mol de H2S. Simples, direto e sem drama de estequiometria extra. Agora vem a conta: a massa molar do FeS é 56 + 32 = 88 g/mol, e a do H2S é 2 + 32 = 34 g/mol. Então 88 g de FeS puro produz 34 g de H2S. Em 44 kg de FeS puro, a produção teórica seria metade disso: 17 kg de H2S. Mas o enunciado diz que foram obtidos apenas 6,8 kg de gás. Isso mostra que só parte da amostra era FeS de verdade; o restante eram impurezas inertes, que não reagiram. A pureza é dada por 6,8/17 = 0,40, isto é, 40%. Portanto, o gabarito B está correto. Esse tipo de questão cobra estequiometria aplicada à pureza de reagentes: primeiro calcula-se o rendimento teórico da substância pura e depois compara-se com a massa obtida para achar a fração realmente ativa.