Manganês é um metal muito utilizado para a produção de aço e outras ligas metálicas. Uma das principais fontes naturais desse metal é o mineral pirolusita (MnO2).
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Uma das etapas iniciais do processo de obtenção do manganês envolve a reação representada pela equação não balanceada:
__MnO2 (s) + __H2SO4 (aq) ⟶ __MnSO4 (aq) + __O2 (g) + __H2O (l)
A solução aquosa de sulfato de manganês(II) obtida nessa etapa é submetida à eletrólise, em que íons Mn2+ capturam elétrons, formando o metal.
Quando 869 kg de MnO2 puro reagem completamente com excesso de ácido sulfúrico, é produzida uma quantidade, em mol, de íons Mn2+ igual a
50.
5000.
10000.
1000.
10.
Resolução
Primeiro, balanceamos a equação para que a quantidade de átomos de cada elemento seja igual nos dois lados:
2 MnO₂ (s) + 2 H₂SO₄ (aq) → 2 MnSO₄ (aq) + O₂ (g) + 2 H₂O (l).
Os coeficientes mostram que 2 mol de MnO₂ produzem 2 mol de MnSO₄. Portanto, a proporção é de 1 para 1. Em solução aquosa, cada unidade de MnSO₄ fornece um íon Mn²⁺ e um íon SO₄²⁻. Assim, cada mol de MnO₂ consumido produz 1 mol de íons Mn²⁺. Como o ácido está em excesso, todo o MnO₂ pode reagir.
Para converter a massa de MnO₂ em quantidade em mol, precisamos de sua massa molar. Usando as massas molares atômicas da tabela periódica, 54,9 g/mol para o manganês e 16,0 g/mol para o oxigênio, temos: massa molar do MnO₂ = 54,9 + 2 × 16,0 = 86,9 g/mol.
A massa utilizada é 869 kg = 869 000 g. Pela relação quantidade em mol = massa / massa molar, a quantidade de MnO₂ é 869 000 / 86,9 = 10 000 mol. Como a proporção entre MnO₂ consumido e Mn²⁺ produzido é de 1 para 1, são produzidos 10 000 mol de íons Mn²⁺.