Exercicios_Estequiometria_08_2018

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ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas em uma reação química é chamado de 
estequiometria ou cálculo estequiométrico. A palavra estequiometria é proveniente do grego stoicheia = partes 
mais simples e metreim = medida. 
 Para podermos relacionar as quantidades de substâncias que participam de um processo químico, é 
necessário conhecer as suas fórmulas, escrever a(s) reação(ões) envolvida(s) devidamente balanceada(s), 
estabelecer relações entre as quantidades de reagentes e de produtos e, baseando-se nelas, fazer previsões. 
 Uma reação química é essencialmente uma razão, ela mostra a quantidade relativa de reagente(s) e 
produto(s) envolvidos em uma reação. Numa reação química, os números colocados antes da fórmula de cada 
substância, seja reagente ou produto, são denominados de coeficientes estequiométricos ou, coeficientes. 
 Se utilizarmos como exemplo a síntese da amônia, a equação química que representa a a formação da 
amônia é a seguinte: 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 Na reação acima, os coeficientes são um, três e dois. Quando estudada a nível molecular, ela pode ser 
interpretada da seguinte maneira: 
1 molécula de nitrogênio reage com três moléculas de hidrogênio para produzir duas moléculas de amônia. 
 Agora se forem utilizadas três moléculas de N2 será necessário 9 moléculas de H2 para produzir seis 
moléculas de NH3 . 
 Portanto, é importante que fique claro o seguinte: os coeficientes estequiométricos não indicam 
necessariamente a quantidade de moléculas que reagem ao se realizar uma reação quíica, mas sim a 
proporção entre os números de moléculas que tomam parte da reação. 
 As moléculas são entidades extremamente pequenas, portanto não vamos trabalhar a nível molecular, 
mas sim com uma grande quantidade de moléculas, isto é, em nível macroscópico. Para isso, é necessário 
multiplicar os números de moléculas de cada substância envolvida na síntese da amônia pela Constante de 
Avogadro (6,02 x 1023). 
 Na síntese da amônia a proporção entre N2 : H2 : NH3 é de 1: 3 : 2. Portanto, podemos dizer que 1 x 
6,02 x 1023 moléculas de N2 irão reagir com 3 x 6,02 x 1023 moléculas de H2 para produzir 2 x 6,02 x 1023 
moléculas de NH3. Como 1 mol de moléculas corresponde a 6,02 x 1023 moléculas, podemos dizer então que 
1 mol de N2 irá reagir com 3 mol de H2 produzindo 2 mol de NH3 . 
 Podemos dizer que: os coeficientes estequiométricos indicam a proporção entre as quantidades em mol 
das substâncias que participam de uma reação química. 
 Normalmente o nosso interesse é o de determinar a massa de reagentes a ser utilizada em uma 
determinada reação assim como a massa de produto que será produzida. Para podermos trabalhar com massas 
será necessário calcular a massa molar das substâncias envolvidas na reação em estudando. Voltando à síntese 
da amônia temos: 
 
 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
Proporção 1 mol 3 mol 2 mol 
Massa Molar 28g.mol-1 2,0g.mol-1 17g.mol-1 
Massa 28g 3 x 2g = 6g 2 x 17g = 34g 
 
 Portanto, podemos dizer que 28 g de N2 irão reagir completamente com 6,0 g de H2 para produzir 34g 
de NH3. 
 Se estivermos trabalhando com substâncias no estado gasoso, como no exemplo da síntese da amônia 
podemos estabelecer uma proporção entre volumes. Sabemos que na CNTP (pressão igual a 1atm e 
temperatura de 0ºC ou 273,15K) o volume ocupado por um mol de gás é de 22,4 L. 
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 Portanto podemos dizer que 22,4 L de N2 irão reagir completamente com 67,2 L de H2 para produzirem 
44,8 L de NH3. Se dividirmos o volume de cada substância por 22,4 L verificamos que a proporção entre N2 : 
H2 : NH3 é de 1: 3 : 2 , como tinha sido verificado anteriormente quando trabalhamos com moléculas e mol. 
 O que foi demonstrado para a reação envolvendo a síntese de amônia é válido para qualquer outra 
reação. Dependendo da conveniência, a proporção entre os participantes de uma reação pode ser expressos em: 
número de moléculas, em quantidade de matéria (mol), em massa ou em volume. 
 A seguir serão apresentados alguns exemplos de como podemos trabalhar com estas grandezas. 
 
1. Determinando a quantidade de produto(s) a partir de quantidades conhecidas de reagentes. 
 
Exemplo 1 
Calcular a quantidade de matéria de amônia que será produzida quando se reage 6 mol de nitrogênio gasoso 
com quantidade suficiente de gás hidrogênio. 
 
A equação química devidamente balanceada da síntese de amônia é: 
 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 Interpretação 1mol 2 mol 
 
Podemos dizer que 1 mol de nitrogênio produzirá 2 mol de amônia. 
Como temos 6 mol de nitrogênio será produzido uma quantidade Y de amônia, ou seja: 
 
1 mol de 𝑁2
2 mol de 𝑁𝐻3
= 
6 mol de 𝑁2
Y mol de 𝑁𝐻3
 ⇒ 𝐘 = 𝟏𝟐 𝐦𝐨𝐥 𝐝𝐞 𝑵𝑯𝟑 
 
Resposta: Serão produzidos 12 mol de amônia. 
 
Exemplo 2 
Calcular a massa de amônia que será produzida quando se reage 1 mol de nitrogênio gasoso com quantidade 
suficiente de gás hidrogênio. 
 
A equação química devidamente balanceada da síntese de amônia é: 
 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
Interpretação 1 mol 2 mol 
Resolução: 1 mol de N2 2 x 17g.mol-1 
 6 mol de N2 Y g de NH3 
 
1 mol de 𝑁2
34 g de 𝑁𝐻3
= 
6 mol de 𝑁2
Y g de 𝑁𝐻3
 ⇒ 𝐘 = 𝟐𝟎𝟒 𝐠 𝐝𝐞 𝑵𝑯𝟑 
 
Resposta: Serão produzidos 204 g de amônia. 
 
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Exemplo 3 
Calcular a massa de amônia que será produzida quando se reage 280 g de nitrogênio gasoso com quantidade 
suficiente de gás hidrogênio. 
 
A equação química devidamente balanceada da síntese de amônia é: 
 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
Interpretação 1 mol 2 mol 
Resolução: 28 g.mol-1 de N2 2 x 17g.mol-1 
 280 g de N2 Y g de NH3 
 
28 g de 𝑁2
34 g de 𝑁𝐻3
= 
280 g de 𝑁2
Y g de 𝑁𝐻3
 ⇒ 𝐘 = 𝟑𝟒𝟎 𝐠 𝐝𝐞 𝑵𝑯𝟑 
 
Resposta: Serão produzidos 340g de amônia. 
 
2. Determinando a quantidade de reagente(s) que é necessário para se obter uma certa quantidade de 
produto. 
 
Exemplo 4 
Calcular a massa de nitrogênio que será necessária para produzir 85,0g de amônia. 
 
A equação química devidamente balanceada da síntese de amônia é: 
 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
Interpretação 1 mol 2 mol 
Resolução: 28 g.mol-1 de N2 2 x 17g.mol-1 
 Y g de N2 85,0 g de NH3 
 
28 g de 𝑁2
34 g de 𝑁𝐻3
= 
Y g de 𝑁2
85,0 g de 𝑁𝐻3
 ⇒ 𝐘 = 𝟕𝟎 𝐠 𝐝𝐞 𝑵𝟐 
 
Resposta: Serão necessários 70 g de nitrogênio. 
 
3. Excesso de reagente. 
 
Nos exemplos apresentados, as quantidades de reagentes utilizadas eram suficientes para que eles 
reagissem totalmente. Normalmente o que se observa é que uma das substâncias que participa da reação está 
em quantidade maior do que é necessário considerando-se as quantidades estequiométricas que se refere às 
quantidades exatas de substâncias requeridas de acordo com a equação química. Portanto esta substância que 
está em quantidade maior do que é necessário, não será consumida totalmente e esta quantidade que não reage 
é chamada excesso de reagente. 
O reagente que foi consumido totalmente, será denominado de reagente limitante e é ele que 
determina a quantidade máxima de produto queserá formada. O outro reagente que está em excesso será 
denominado de reagente em excesso. 
 
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Exemplo 5 
Foram misturados 40 g de gás hidrogênio com 40 g de oxigênio gasoso para se obter água. 
a) qual o reagente que está em excesso? 
 
A equação química devidamente balanceada da síntese de água é: 
 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) 
Interpretação: 2 mol 1 mol 2 mol 
 2 x 2g.mol-1 1 x 32g.mol-1 2 x 18g.mol-1 
Resolução: 
4 g de 𝐻2
32 g de 𝑂2
= 
40 g de 𝐻2
m de 𝑂2
 ⇒ 𝒎𝑶𝟐 = 𝟑𝟐𝟎 𝐠 𝐝𝐞 𝑶𝟐 
 
Seriam necessários 320 g de oxigênio para reagir com 40 g de hidrogênio. Como a quantidade de O2 que 
seria necessária é muito maior do que foi utilizada (40g), significa que o hidrogênio está em excesso. 
Portanto: 
4 g de 𝐻2
32 g de 𝑂2
= 
m de 𝐻2
40 g de 𝑂2
 ⇒ 𝒎𝑯𝟐 = 𝟓 𝐠 𝐝𝐞 𝑯𝟐 
 
Somente 5 g de H2 reagirão com os 40 g de O2. Como foi utilizado 40g de hidrogênio na reação, significa 
que o hidrogênio está em excesso. 
Resposta: O reagente que está em excesso é o hidrogênio. 
 
b) determine a massa do reagente em excesso: 
 
Massa de H2 adicionada = 40 g 
- Massa de H2 que reagiu = - 5 g 
Massa de H2 em excesso = 35 g 
 
Resposta: Massa de hidrogênio em excesso é de 35g 
 
c) determinação da porcentagem de excesso do reagente: 
 
𝑚𝐻2 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑖𝑢
100 %
= 
𝑚𝐻2 𝑒𝑚 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜
% 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜
 
 
5 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2
100 %
= 
35 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2
% 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜
 ⇒ % 𝐻2 𝑒𝑚 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 = 700 % 
 
d) determine a massa de água que será obtida 
Temos que fazer uma relação entre o oxigênio, que é o reagente limitante, com a água. 
 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) 
Interpretação: 1 mol 2 mol 
 1 x 32g.mol-1 2 x 18g.mol-1 
 40 g m ? 
Resolução: 
32 𝑔 𝑑𝑒 𝑂2
36 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
= 
40 𝑔 𝑑𝑒 𝑂2
𝑚 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 ⇒ 𝑚𝐻2𝑂 = 45 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
 
Resposta: Serão produzidos 45 g de água. 
 
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4. Determinando o rendimento de uma reação. 
 
Tratamos as reações químicas como processos em que as massas dos reagentes, desde que misturados 
na proporção adequada, transformam-se totalmente em produtos. Na prática, é muito pouco provável que isto 
ocorra, o que verificamos é que as reações químicas não apresentam rendimento de 100%. 
Para se determinar o rendimento de uma reação – rendimento prático – precisamos antes determinar o 
rendimento calculado (teórico) que é a quantidade máxima de produto, de acordo com a equação química, que 
pode ser obtido partindo-se de uma determinada quantidade de reagente. 
O rendimento prático é normalmente expresso em porcentagem e pode ser determinado da seguinte 
maneira: 
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 (𝑔)
100 %
= 
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑟á𝑡𝑖𝑐𝑜 (𝑔)
% 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
 
 
Exemplo 6 
Uma das maneiras de se produzir cal viva (óxido de cálcio) é através da calcinação do carbonato de cálcio. 
Uma amostra de 200 g de carbonato de cálcio produziu 90 g de óxido de cálcio. Qual o rendimento da reação? 
 
 CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
 Interpretação: 1 mol 1 mol 
 1 x 100g.mol-1 1 x 56g.mol-1 
 200 g 90 g 
 
Resolução: 
Cálculo, supondo 100 % de rendimento: 
 
100 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3
56 𝑔 𝐶𝑎𝑂
= 
200 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝑚𝐶𝑎𝑂
⇒ 𝑚𝐶𝑎𝑂 = 112 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂 
 
 
O rendimento calculado (teórico) é de 112 g de CaO, ou seja, partindo-se de 200 g de carbonato de 
cálcio, o máximo que se pode obter de óxido de cálcio é 112 g. 
 
Uma vez conhecido o 100 % rendimento, vamos calcular o rendimento prático. 
 
112 𝑔 𝐶𝑎𝑂
100 %
= 
90 𝑔 𝐶𝑎𝑂
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
 ⇒ % 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 = 80,4% 
 
Resposta: O rendimento da reação é de 80%. 
 
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EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
1º Execício: A propulsão do ônibus espacial envolve a reação química entre hidrogênio e oxigênio, que 
produz água. Qual a quantidade de matéria de água que será produzida quando são consumidos 100mol de 
hidrogênio e 50 mol de oxigênio? 
 
2º Execício: Quantos gramas de sulfato de alumínio podemos obter, fazendo reagir 5 mol de hidróxido de 
alumínio com ácido sulfúrico? 
 
3º Execício: Calcular a massa de óxido de cobre(II) obtida a partir de 25,4 g de cobre metálico. 
2 Cu(s) + O2(g) → 2 CuO(s) 
 
4º Execício: O ácido fosfórico – empregado como acidulante em certas guloseimas e em refrigerantes do 
tipo “cola” – é produzido por meio da reação entre ácido sulfúrico e apatita, Ca3(PO4)2 de acordo com a seguinte 
equação química: 
Ca3(PO4)2(s) + H2SO4(aq) → H3PO4(aq) + CaSO4(s) 
a) Faça o balanceamento da equação química acima; 
b) Qual a quantidade de matéria de ácido sulfúrico necessária para produzir 10 mol de ácido fosfórico? 
c) Qual a massa de apatita necessária para produzir 100 L de ácido fosfórico? 
 
5º Execício: Reagindo-se uma solução aquosa contendo 5,85g de cloreto de sódio com uma solução aquosa 
contendo 20,0g de AgNO3 (nitrato de prata), obtém-se um sólido branco – cloreto de prata – e nitrato de sódio 
dissolvido na solução. 
a) Escreva a equação química devidamente balanceada da reação descrita no exercício; 
b) Qual o reagente que está em excesso? 
c) Qual a massa de excesso do reagente? 
d) Qual a porcentagem de excesso do reagente? 
e) Qual a massa de cloreto de prata formada? 
 
6º Execício: O hidrogenocarbonato de amônio, NH4HCO3, é um sal usado como fermento nas fábricas de 
biscoito. Sua produção industrial envolve a reação, sob condições apropriadas, de amônia, água e dióxido de 
carbono, de acordo com a equação: 
NH3(aq) + H2O(l) + CO2(g) → NH4HCO3(s) 
Deseja-se produzir o sal a partir de 550 g de amônia, 1,10 kg de dióxido de carbono e de quanta água for 
necessária. 
a) Qual dos reagentes, amônia ou dióxido de carbono, está em excesso? 
b) Qual a massa de água será consumida na reação? 
c) Qual a massa de sal que será produzida? 
 
7º Execício: Ao se reagir 20,0 g de óxido de cálcio com ácido clorídrico, obteve-se 33,3 g de cloreto de 
cálcio. Qual o rendimento da reação? 
 
8º Execício: Ao se reagir 60 g de hidrogênio gasoso com nitrogênio, obteve-se 300 g de amônia. Qual o 
rendimento da reação? 
 
9º Execício: A preparação comercial da soda cáustica, NaOH, frequentemente envolve a reação do 
carbonato de sódio com a cal apagada, Ca(OH)2. Qual a massa (em gramas) de hidróxido de sódio que pode ser 
obtida a partir de 1,0 kg de carbonato de sódio? 
 
10º Execício: Determine a quantidade de cal (CaO) que pode ser preparada pelo aquecimento de 200 kg de 
calcário com 95% de pureza. 
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11º Execício: Qual a massa de óxido de cálcio, obtido a partir da decomposição de 100 toneladas de calcário 
com 90% de pureza ? 
 
12º Execício: Grande parte do ácido clorídrico comercial é preparado pelo aquecimento do cloreto de sódio 
com ácido sulfúrico concentrado. Qual é a massa de ácido sulfúrico a 90% necessária para preparar 1000 kg de 
ácido clorídrico a 42% ? 
 
13º Execício: 5,4892g da mistura de cloreto de sódio e cloreto depotássio foram dissolvidos em água. A esta 
solução foi adicionado excesso de nitrato de prata. O precipitado (AgCl) foi isolado e seco, obtendo-se 12,7052g. 
Qual a porcentagem de cloreto de sódio na mistura? 
 
14º Execício: O H2SO4 pode ser obtido a partir da pirita de ferro (FeS2), conforme as seguintes reações 
químicas: (equações químicas NÃO balanceadas): 
FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 
SO2 + O2 → SO3 
SO3 + H2O → H2SO4 
a) Partindo-se de 1,0 kg de pirita pura, qual a massa de ácido sulfúrico produzido? 
b) Parindo-se de 500 kg de pirita com 18% de impurezas, as quais não interferem nas reações químicas de 
produção do H2SO4, qual o volume, em litros, de SO3 produzidos nas CNTP? e se as condições forem de 
32ºC e pressão de 686 mmHg ? 
c) Qual a massa de pirita, com 95% de pureza, necessária para a produção de 10000 pés cúbicos de uma 
solução de ácido sulfúrico a 65%? [dH
2
SO
4
 = 1,84 g mL-1] 
d) Reagindo-se ¼ do volume da solução de ácido sulfúrico, obtido no item c, com uma quantidade suficiente 
de cloreto de sódio, foram obtidos 30 ton de HCl. Qual o rendimento da reação em porcentagem? Qual a 
massa, em kg, de cloreto de sódio necessário para reagir completamente com a quantidade de ácido 
sulfúrico adicionado? 
 
15º Execício: Ao se tratar um excesso de NaOH com 1,12 L de cloreto de hidrogênio, seco, medido nas 
CNTP, qual a massa de cloreto de sódio que se forma ? (A reação é completa.) 
 
16º Execício: Suspeita-se que uma amostra contenha PAX (um calmante ilegal, C24H30N3O). A reação de 
combustão do PAX é C24H30N3O + 34O2 → 24CO2 + 15H2O + 3NO2 . Incinerou-se uma amostra de 10,0 g no 
laboratório. Se a amostra era de PAX qual o volume de CO2 seco que deviria ser obtido nas CNTP ? 
 
17º Execício: A gasolina é uma mistura de muitos compostos diferentes. A maior parte destes compostos 
contém de 5 a 10 átomos de carbono, mas são estruturalmente diferentes. Um dos componentes principais da 
gasolina é o hidrocarboneto octano (C8H18). Quando este hidrocarboneto queima completamente ao ar, forma-
se dióxido de carbono e água. Supondo que o tanque de gasolina de um carro tem capacidade de 60 L e que a 
gasolina é composta de 100% de octano [densidade do octano = 0,7]. Qual o volume de ar (20% de O2 em 
volume) é necessário para queimar completamente o conteúdo do depósito de gasolina ? 
 
18º Execício: 10,00 g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40 g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos 
reagentes está em excesso. Após o final da reação, qual é a massa de reagente que não se combinou? 
 
19º Execício: 1,2 kg de nitrometano foram misturados com 13,5 kg de cloro para a produção da cloropicrina, 
usado como inseticida. (H3CNO2(l) + Cl2(g) → CCl3NO2(l) + HCl). 
a) Qual o reagente está em excesso ? 
b) Qual a porcentagem de reagente em excesso ? 
c) Qual a massa de cloropicrina produzida ? 
d) Após a reação, qual o volume de gás no reator, nas CNTP ? 
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20º Execício: Um pedaço de folha de alumínio de 4,56 cm2 e 0,028 in de espessura é colocado para reagir 
com cloro para formar o cloreto de alumínio. Toda a superfície deste pedaço de folha de alumínio apresenta uma 
camada de 0,05 mm de corundum (α-óxido de alumínio) que não é atacado pelo cloro. Qual a massa, em 
quilogramas, de cloreto de alumínio formada ? (dAl = 2,699g cm-3) 
 
21º Execício: Em uma autoclave foram colocados 25,00 g de ósmio e 61,25 g de flúor. A reação para 
obtenção do heptafluoreto de ósmio deve ocorrer a 600ºC e pressão de 400 atm, porém, após dez minutos do 
início do experimento, a temperatura da autoclave foi para 450ºC e a pressão foi reduzida de 3/5. Estas novas 
condições permaneceram até o final do experimento, ou seja, 90 minutos. Após a caracterização do produto, 
obteve-se 32,00g de hexafuoreto de ósmio. 
a) Qual o volume de flúor, no interior da autoclave, no tempo igual a 90 minutos ? 
b) Qual a massa de flúor que não reagiu ? 
c) Qual a porcentagem de excesso de flúor ? 
d) Qual a massa de heptafluoreto de ósmio formado ? 
e) Qual a porcentagem de hexafuoreto de ósmio. 
f) Qual o rendimento da reação (formação do heptafluoreto de ósmio), em porcentagem ? 
 
22º Execício: Muitos minerais contêm enxofre em forma de sulfato [ex.: gesso (sulfato de cálcio - CaSO4)] 
e sulfetos [ex.: blenda de zinco (sulfeto de zinco - ZnS)]. A principal fonte para a obtenção de enxofre são os 
depósitos de enxofre natural, que são encontrados principalmente em regiões de atividade vulcânica. O enxofre 
se origina das reações químicas que ocorrem entre os vapores vulcânicos, em especial, dióxido de enxofre e 
sulfeto de hidrogênio. 
a) Quais os volumes dos gases (SO2 e H2S) são necessários para produzir um depósito de enxofre 
de 5000 toneladas, como o encontrado na borda do Monte Etna na Sicília, a uma temperatura 
de 1200ºC a 3340 m de altitude? E nas CNTP ? 
b) Em maio 1991, antes de entrar em erupção em junho do mesmo ano, o Monte Pinatubo liberou 
na atmosfera 5000 toneladas de dióxido de enxofre. 
i. Qual a massa de sulfeto de hidrogênio seria necessária para se combinar com as 5000 
toneladas de dióxido de enxofre e formar um depósito de enxofre ? 
ii. Qual a massa de S(s) seria formada ? 
iii. Supondo que todo o SO2(g) liberado pelo Monte Pinatubo reagisse com o ar, qual seria 
o volume de chuva ácida formada ? (suponha: chuva ácida composta de uma solução 
a 5% de ácido sulfúrico; dH2SO4 = 1,84 g mL
-1; temperatura da reação de 50ºC; umidade 
absoluta de 95 g.m-3 ; composição do ar: 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio e 1% 
de outros gases inertes)