A pirita (FeS₂) é um minério importante para a obtenção de ferro e enxofre em processos industriais. Suponha que 500 g de um minério de pirita com 96% de pureza seja utilizado para a produção de dióxido de enxofre (SO₂), gás liberado durante a queima da pirita em presença de oxigênio, conforme a equação não balanceada a seguir: FeS2(s)+O2(g)⟶Fe2O3(s)+SO2(g) Sabendo que a massa molar da pirita (FeS₂) é 120 g/mol, a massa de SO₂ produzida a partir da queima total do minério utilizado é de
- A)146,7 g.
Errada, porque subestima muito o resultado e não bate com a proporção estequiométrica da reação balanceada.
- B)160,0 g.
Errada, pois corresponde a uma quantidade menor de SO2 do que a obtida a partir dos 480 g de pirita pura.
- C)293,3 g.
Errada, porque ainda fica abaixo da massa calculada ao considerar pureza e balanceamento.
- D)320,0 g.
Errada, já que ignora a relação correta entre FeS2 e SO2 na equação balanceada.
- E)512,0 g.
Certa, pois 480 g de FeS2 correspondem a 4 mol, que produzem 8 mol de SO2, totalizando 512 g.
Gabarito: E
Em questões de estequiometria, o primeiro passo quase sempre é arrumar a equação. Se a reação não estiver balanceada, você fica contando átomos como quem confere troco sem olhar a nota: dá erro na certa. Aqui, a pirita reage com oxigênio formando óxido de ferro e dióxido de enxofre, então é preciso ajustar os coeficientes para conservar Fe, S e O. A equação balanceada fica: 4 FeS2 + 11 O2 -> 2 Fe2O3 + 8 SO2. O detalhe importante é que 1 mol de FeS2 produz 2 mol de SO2. Essa relação é o coração da conta, porque ela conecta a quantidade de minério com a quantidade de gás formada. Agora vem a pureza: dos 500 g de minério, só 96% é pirita. Então a massa realmente útil é 480 g de FeS2. Como a massa molar do FeS2 é 120 g/mol, isso dá 4 mol de pirita. Se 1 mol de FeS2 gera 2 mol de SO2, então 4 mol geram 8 mol de SO2. Como a massa molar do SO2 é 64 g/mol, a massa produzida é 8 x 64 = 512 g. Por isso o gabarito correto é a alternativa E.