RECIFE
Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________
Recife, ______ de ________________ de 2013
Disciplina:
Química
Professor:
Eber Barbosa
Noções Sobre
Cálculos Estequiométricos
]
Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, feitos
com base nas leis ponderais e volumétricas. Os cálculos são executados, em geral, com
o auxílio das equações
das reações químicas correspondentes devidamente balanceadas.
01 – Balanceamento de Equações
O balanceamento das equações é uma consequência da Lei da Conservação das Massas de Lavoisier,
segundo a qual em todo fenômeno químico a massa das substâncias que reagem é igual à massa das substâncias
produzidas. Isso ocorre porque o número de átomos que constituem os reagentes é o mesmo número de átomos que
constituem os produtos, mudando apenas a forma como os átomos se combinam entre si.
Como exemplo, vejamos a reação de síntese da amônia pelo processo Wabber...

Gás nitrogênio + gás hidrogênio
gás amônia
H
H
N
H
N
Observe que nessas condições ainda
não temos o processo devidamente
balanceado.
N
H
H
N2
+

H2
Ajustando as quantidades de átomos teremos: 1 N2
NH3
+
3 H2

2 NH3
ou seja...
Atenção para algumas nomenclaturas importantes...
Reagentes
1 N2
Índice do
elemento
+
Produtos
3 H2

Coeficientes da
equação ou
quantidade de mols.
Tradução: reage com...
combinando-se com...
tratado com ...
em contato com...
consumindo...
Noções de Estequiometria
2 NH3(g)
Estado físico da substância:
(s) = sólido
() = líquido
(g) = gasoso
Tradução: produzindo, dando origem a...
formando ...
IMPORTANTE
Na equação:
As proporções...
1 N2 + 3 H2  2 NH3
1 : 3 :
2
São denominadas... Proporções estequiométricas
1
02 – Interpretações dos Coeficientes Estequiométricos
Segundo a Lei de Prost as reações químicas ocorrem obedecendo a proporções fixas e bem definidas. Como
consequência, podemos concluir que aumentando ou diminuindo a quantidade de mols de um reagente ou produto da
reação, as quantidades de mols dos demais reagentes e produtos serão aumentadas ou diminuídas na mesma proporção.
1 N2
+
3 H2
consome
3 mol de
hidrogênio gasoso
consumirem
6 mol de
hidrogênio gasoso
1 mol de
nitrogênio gasoso

2 NH3(g)
produzindo
2 mol de
gás amônia
Então...
Quando 2 mol de
nitrogênio gasoso
Serão
produzidos
Isto é o
cálculo
estequiométrico.
4 mol de
gás amônia
Análise com o Professor:
01 – Realize o balanceamento das equações químicas propostas e, em seguida, faça a análise das proporções
estequiométricas estabelecidas pelos coeficientes das substâncias.
C3H8 + O2
a) Combustão do gás propano, C3H8.
 CO2
+ H2O
Combustões de compostos CXHY ou CXHYOZ seguem a regra.... Composto + O2  CO2 +
b)
Combustão do butano, C4H10.
c)
Combustão do etanol, C2H5OH.
H2 O
Orgânicos.
Não esqueça: met = 1C, et = 2C, prop = 3C, but = 4C, pent = 5C, hex = 6C, hept = 7C, oct = 8C e ano = CnH2n + 2
eno = CnH2n
d)
Combustão do octano.
ino = CnH2n – 2
anol = CnH2n + 1OH
CO2(g) 
e)
LiOH(s) +
f)
Fe2O3(s) + CO(g) 
g)
Fe(s) +
h)
Fe2O3(s) +
i)
NO2(g)  N2O4(g)
j)
H2(g) + SiO2(s) + Aℓ(s)  SiH4(g) + Aℓ2O3(s).
k)
Síntese da água através da reação entre H2(g) e O2(g) (combustão do gás hidrogênio).
l)
Síntese do HI(g) a partir do H2(g) e I2(g).
m)
Combustão do monóxido de carbono gerando gás carbônico.
n)
Combustão do dióxido de enxofre.
2
O2(g) →
C(s) →
Li2CO3(s) +
Fe(s) +
H2O().
CO2(g).
Fe2O3(s).
Fe(s) +
CO(g).
Noções de Estequiometria
Exercícios de fixação:
02 – Determine os menores coeficientes inteiros necessários ao balanceamento das seguintes equações químicas:
O2 
a)
NH3 +
NO +
H2 O
b)
Si2H3 +
O2 
SiO2 +
H2 O
c)
FeS2 +
O2 
Fe2O3 +
SO2
d)
Fe2O3(s) +
e)
Aℓ2O3(s) +
C(s)
f)
NaN3(s) 
Na(s) +
CO(g)  Fe(s) +

CO2(g)
Aℓ(s) +
CO2(g)
N2(g).
03 – Escreva a equação balanceada da combustão dos seguintes compostos orgânicos:
a) Metanol
c) propano
e) Propino
b) Eteno
d) Buteno
f) etino (acetileno)
04 – Escreva a equação balanceada das seguintes reações:
a) Decomposição do amoníaco (amônia, NH3).
b) Decomposição da água oxigenada (H2O2).
c) Reação entre penteno e gás hidrogênio (H2). Hidrogenação do penteno.
d) Hidrogenação do metil – propeno.
e) Decomposição do NaN3 (azida de sódio).
05 – Determine quantos mols de alumínio metálico são produzidos a partir do consumo de 4 mols de óxido de alumínio
de acordo com a equação não balanceada.
Aℓ2O3(s) +
C(s)

Aℓ(s) +
CO2(g)
06 – Determine quantos mols de ferro metálico são obtidos a partir do consumo de 320g de óxido férrico conforme a
seguinte equação não balanceada?
Dado: Fe2O3 = 160 g/Mol
Fe2O3(s) +
CO(g)  Fe(s) +
CO2(g)
07 – Qual o volume de gás carbônico nas CNTP obtido na combustão completa de 2 mol de gás acetileno, considerando
que, nas CNTP, o volume de 1 mol de gás corresponde a 22,4 L?
Noções de Estequiometria
3
Responda você mesmo:
08 – (UFPE – 1a fase/95) Considere que se tem uma mistura reagente contendo quatro moléculas de hidrogênio (
e quatro moléculas de nitrogênio (
), conforme a figura
)
Identifique a figura que representa o produto da equação da reação de produção de amônia
N2(g)
+
3 H2(g)
a)
c)
b)
d)

2 NH3(g)
e)
09 – (UFPE – 1a fase/2000) Considere as reações químicas abaixo:
1)
2)
3)
4)
5)
2 K(S) + C(g) 
KC(S)
2 Mg(S) + O2(g)

2 MgO(S)
PbSO4(aq) + Na2S(aq) 
PbS(S) + NaSO4(S)
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O()
SO2(g) + H2O()
 H2SO4(aq)
Podemos afirmar que:
a) Todas estão balanceadas.
b) 2, 3 e 4 estão balanceadas.
c) Somente 2 e 4 estão balanceadas.
d) Somente 1 não está balanceada
e) Nenhuma está corretamente balanceada, porque os estados
físicos dos reagentes e produtos são diferentes.
10 – (Enem – 1ª Aplicação/2010) As mobilizações para promover um planeta melhor para as futuras gerações são cada
vez mais frequentes. A maior parte dos meios de transporte de massa é atualmente movida pela queima de um
combustível fóssil. A título de exemplificação do ônus causado por essa prática, basta saber que um carro produz, em
média, cerca de 200 g de dióxido de carbono por Km percorrido.
o
Revista Aquecimento global. Ano 2, n 8. Publicação do instituto Brasileiro de Cultura Ltda.
Um dos principais constituintes da gasolina é o octano (C8H18). Por meio da combustão do octano é possível a
liberação de energia, permitindo que o carro entre em movimento. A equação que representa a reação química desse
processo demonstra que
a)
b)
c)
d)
e)
4
no processo há liberação de oxigênio, sob a forma de O 2.
o coeficiente estequiométrico para a água é 8 para 1 do octano.
no processo a consumo de água, para que haja liberação de energia.
o coeficiente estequiométrico para o oxigênio é de 12,5 para 1 de octano.
o coeficiente estequiométrico para o gás carbônico é de 9 para 1 do octano.
Noções de Estequiometria
Testes de
Vestibulares
11 – (UFPE – 1a fase/2004) A ferrugem é composta principalmente por Fe2O3. Após o balanceamento da equação:
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s),
a proporção de ferro e oxigênio necessária para formar 2 mol de óxido de ferro (III) será:
a) 1 mol de Fe para 1 mol de O2
b) 1 mol de Fe para 3 mol de O2
c) 2 mol de Fe para 3 mol de O2
d) 4 mol de Fe para 3 mol de O2
e) 3 mol de Fe para 2 mol de O2
12 – (UFPE – 1a fase/2003) Nas usinas siderúrgicas, a obtenção de ferro metálico a partir da hematita envolve a seguinte
reação (não balanceada):
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g)
Percebe-se desta reação que o CO2 é liberado para a atmosfera, podendo ter um impacto ambiental grave
relacionado com o efeito estufa. Qual o número de moléculas de CO 2 liberadas na atmosfera, quando um mol de
óxido de ferro (III) é consumido na reação? Considere: número de Avogadro igual a 6 x 10 23 mol–1.
a) 6 x 1023
b) 24 x 1023
c) 12 x 1023
d) 36 x 1023
e) 18 x 1023
13 – (UFPE – 2a fase/92) Trinitrotolueno (TNT) combina-se explosivamente com o oxigênio produzindo CO2, H2O e N2, de
acordo com a equação:
a C7H5N3O6
+

b O2
c CO2
+
d H2O
+ e N2
Qual a soma dos menores coeficientes inteiros que tornam esta equação balanceada?
14 – (UFPE – 2a fase/95) A reação total da bateria de níquel – cádmio, usada em calculadoras de bolso, é:
x Cd(s)
+
x NiO2(s)
+
y H2O

x Cd(OH)2(s)
+
x Ni(OH)2(s)
Se x = 26, qual o valor de y ?
15 – (UFPE – Serra Talhada/2007) O metano é um gás inodoro e incolor; sua molécula é tetraédrica e apolar (CH 4), de
pouca solubilidade na água; quase todos os gases naturais o contêm; quando adicionado ao ar se transforma em
mistura de alto teor explosivo. A combustão total do metano pode ser descrita pela equação
CH4(g) + x O2(g)  y CO2(g) +
z H2O(g).
Na equação balanceada, os coeficientes x, y e z, são respectivamente:
a) 2, 1 e 2
b) 1, 1 e 1
c) 1, 1 e 2
d) 1, 2 e 1
e) 2, 2, e 1
a
16 – (UFPE – 1 fase/96) Interprete a reação e encontre os valores de A, B e C.
2A(s)
+
6HBr(g)
A2Br6(s)
+
3H2(g)
A átomos
+
B litros (CNTP)
C gramas
+
6 mols
Obs.: Peso - fórmula de A2Br6 = 534 g/mol
Assinale a alternativa correta:
24
a) A = 1,20 x 10 ; B = 268,8; C = 534.
24
b) A = 2,41 x 10 ; B = 22,4; C = 1068.
24
c) A = 1,20 x 10 ; B = 134,4; C = 534.
Noções de Estequiometria
24
d) A = 2,41 x 10 ; B = 44,8; C = 1068.
24
e) A = 2,41 x 10 ; B = 268,8; C = 1068.
5
17 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007) O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é usado na
fabricação de papel, tecidos, detergentes, entre outras aplicações. O NaOH pode ser obtido pela reação
aNa(s) + bH2O(ℓ)

cNaOH(aq) + dH2(g).
Os coeficientes a, b, c e d que equilibram estequiometricamente esta reação, são respectivamente:
a) 1, 1, 1 e 1
b) 1, 1, 2 e 1
c) 2, 2, 1 e 2
d) 2, 2, 2 e 1
e) 1, 2, 3 e 4
18 – (UPE – SSA 1º Ano/2011) A rapadura é obtida pela concentração à quente do caldo da cana-de-açúcar; sua principal
matéria prima possui grande teor energético, é rica em vitaminas, ferro e flúor, fatores que dependem da origem e do
processamento. Além disso, possui um baixo custo, sendo tradicionalmente consumida pela população nordestina.
Várias etapas para a produção de rapadura com base na cana-de-açúcar são necessárias, como lavagem,
desfibramento, moagem, cristalização, moldagem e secagem. A rapadura obtida pode ser analisada quanto ao teor de
3+
íons Fe por meio de reações químicas específicas. Uma delas pode ser representada pela equação química:
Fe
3+
(aq)
+ 3 OH
–1
(aq)
 Fe(OH)3(s).
–1
–1
Dados: Massas molares, H = 1g mol-1; O = 16g mol ; Fe = 56 g mol .
Com base no texto acima, analise as considerações a seguir:
I.
II.
III.
IV.
V.
Em 3 mols de íons OH–, há 3 vezes 6,02 x 1023 íons hidroxila.
3+
A partir de 1 mol de Fe , obtêm-se 107 gramas de hidróxido férrico.
A quantidade de ferro na rapadura é a mesma em qualquer processo de produção.
A equação química que mostra a formação do hidróxido férrico precisa ser balanceada.
Os processos lavagem, moldagem e secagem são físicos, pois não alteram a constituição química das substâncias
presentes.
Estão CORRETAS
a) I e IV.
b) II e III.
c) III e IV.
d) I, II e V.
e) I, II, III e IV.
19 – (IFPE – Cursos Superiores/2013) Os meios de comunicação divulgaram recentemente trágico acidente acontecido
por volta das 13 horas da sexta-feira, em 12 de outubro de 2012, na praça em frente ao Horto de Dois Irmãos, situado
na cidade de Recife - PE. Dois indivíduos produziam um gás para encher balões infantis e, em seguida, comercializálos, utilizando-se, para isso, de um cilindro improvisado, no qual introduziam uma mistura composta por soda
cáustica, raspas de alumínio e água. O cilindro veio a explodir, decepando as pernas dos dois comerciantes e
provocando queimaduras em pessoas ao redor. A provável equação química que satisfaz a reação envolvida no fato
descrito é:
Aℓ + NaOH + H2O  NaAℓO2 + H2
Em correlação ao descrito, julgue os itens seguintes.
I.
II.
III.
IV.
V.
A soda cáustica utilizada consiste em uma mistura na qual o principal componente é o hidróxido de sódio, NaOH.
O gás de que trata o enunciado foi o H2, gás inerte e menos denso que o ar atmosférico.
A pressão exercida pelo gás produzido pode ser um dos motivos que colaboraram para a explosão do cilindro.
A equação química fornecida no enunciado encontra-se devidamente balanceada.
A produção do gás a partir da mistura citada exemplifica um fenômeno químico.
Estão corretos, apenas, os itens:
a) I, II, III e V
6
b) I, II, IV e V
c) I, III e V
d) II e V
e) III e IV
Noções de Estequiometria
03 – Casos Elementares de Estequiometria
O caso mais elementar de estequiometria é aquele em que a equação química é fornecida, é dada a
quantidade de uma substância (que será consumida ou produzida) e se propõe calcular a quantidade de outra substância
participante da reação. Nesse caso o raciocínio estequiométrico pode ser organizado basicamente de duas formas:
1ª possibilidade: Todos os dados devem ser convertidos para quantidade de matéria (quantidade de mols).
Sendo assim, os cálculos seguem as proporções, em mols, estabelecidas pelos coeficientes estequiométricos da
equação química devidamente balanceada.
Análise com o Professor:
20 – (UFPE – 2a fase/2000) O etanol é obtido da sacarose por fermentação conforme a equação:
C12H22O11(aq)
+
H2O()  4 C2H5OH(aq)
+
4 CO2(g)
Determine a massa de etanol obtida pela fermentação de 171g de sacarose. As massas molares da sacarose e do
etanol são, respectivamente, 342g e 46g.
21 – (UFPE – 2a fase/2001) O dióxido de carbono ou gás carbônico em altas concentrações é muito tóxico, podendo
causar tonturas e desmaios. No caso do ambiente fechado das cápsulas espaciais, torna-se essencial a eliminação do
dióxido de carbono produzido pela respiração dos astronautas. Esta eliminação é realizada passando-se
continuamente o ar da cápsula por tubos contendo hidróxido de lítio, cuja reação é descrita pela seguinte equação
química não balanceada:
LiOH(s) + CO2(g) 
Li2CO3(s) + H2O().
Admitindo-se que o dióxido de carbono tem comportamento ideal, qual é a massa em gramas, de hidróxido de lítio
necessário para consumir 44,8 L de CO2 gasoso a 0C e 1 atm?
Considere as massas atômicas (g/mol):
H = 1, Li = 7, C = 12 e O = 16.
Dado: constante universal dos gases perfeitos, R = 0,082 atm L K–1 mol–1.
22 – (UFPE – 2a fase/2002) A combustão de um hidrocarboneto, como o octano, C8H18, um dos principais componentes
da gasolina comum, contribui significativamente para o aumento da concentração de CO 2 na atmosfera, o qual é
suspeito de contribuir para o efeito estufa e consequente aumento da temperatura média da Terra. Sabendo que, na
pressão atmosférica e na temperatura de 0oC, um gás ideal ocupa o volume de 22,4 L, calcule o volume, em litros, de
dióxido de carbono (gás carbônico) liberado pela combustão completa de 5/16 mols de C8H18, considerando
comportamento ideal.
23 – (FESP – UPE/2006 – Quí. I) Uma mistura gasosa é formada pelo mesmo número de mols de metano e butano. A
massa total da mistura é igual a 22,2g. Queimando-se essa mistura com oxigênio em excesso e recolhendo-se todo o
dióxido de carbono formado a uma temperatura de 127oC e 3 atm de pressão, pode-se afirmar, como correto, que o
volume ocupado pelo dióxido de carbono é:
Dados: ma( C ) = 12 u, ma( H ) = 1 u
R = 0,082 L . atm / mol . K
a) 16,4 L
b) 3,28 L
Noções de Estequiometria
c) 13,12 L
d) 0,328 L
e) 131,2 L
7
Responda você mesmo:
a
24 – (UFPE – 1 fase/2001) A azida de sódio, NaN3, quando inflamada sofre decomposição rápida fornecendo nitrogênio
gasoso que é utilizado para inflar os sacos de ar ("air-bags") de automóveis, de acordo com a reação:
2 NaN3(s)

2 Na(s) +
3 N2(g).
Quantos mols de azida de sódio são necessários para gerar nitrogênio suficiente para encher um saco de plástico de
44,8 L à 0 C e à pressão atmosférica?
Dados: R = 0,082 L atm mol-1 K-1; Massa atômica (g mol-1): N = 14; Na = 23.
Considere que o nitrogênio gasoso tem comportamento ideal nas condições acima.
a) 1/3
b) 2
c) 3
d) 2/3
e) 4/3
25 – (UNIVAF – Universidade Federal do Vale do São Francisco/2006) O gás nitrogênio (N2) pode ser preparado
industrialmente pela destilação fracionada do ar líquido. No laboratório, pode ser obtido pela decomposição térmica
de certos compostos. O N2 muito puro pode ser preparado, por exemplo, quando o nitreto de sódio, NaN3(s), é
aquecido cuidadosamente no vácuo. Neste processo de preparação, quanto obteremos de N2(g) a partir de 4 mols de
NaN3(s)?
a) 1 mol de N2(g)
b) 2 mols de N2(g)
c) 4 mols de N2(g)
d) 6 mols de N2(g)
e) 8 mols de N2(g)
26 – (UFPE – 1a fase/97) Os antiácidos são substâncias utilizadas para diminuir a quantidade de ácido clorídrico do
estômago. Várias substâncias podem ser utilizadas com essa finalidade. Uma delas é o óxido de magnésio MgO, uma
base que reage com o ácido clorídrico de acordo com a seguinte equação química:
MgO
+
2H+

Mg+2
+
H2O
A massa de óxido de magnésio necessária para neutralizar todo o ácido num estômago que contém 0,06 mols de
ácido clorídrico é:
(Dados: Mg = 24,30 u; O = 15,99 u; H = 1,00 u)
a) 1,21g
b) 1,46g
c) 0,73g
d) 0,54g
e) 2,42g
27 – (UFPE – 2a fase/99) Uma boca de fogão a gás queima 5,0  de butano (C4H10) por hora. Qual a velocidade da
produção de gás carbônico nesta reação em /hora nas mesmas condições de temperatura e pressão?
28 – (UPE – Quí. I/2010) Uma mistura gasosa de massa total 132,0g é formada por igual número de mols de etano (C 2H6)
e butano (C4H10). A combustão total dos gases constituintes dessa mistura libera para o ambiente
Dados: Os calores de combustão dos gases etano e butano são, respectivamente, – 1.428kJ/mol e – 2.658kJ/mol
ma( C ) = 12u, ma( H ) = 1u
a) 4.897kJ.
8
b) 8.172kJ.
c) 3.372kJ.
d) 4.086kJ.
e) 6.129kJ.
Noções de Estequiometria
2ª possibilidade: Tendo a equação química balanceada, devem-se registrar organizadamente os dados da
pergunta exatamente embaixo de cada substância química iniciando assim a montagem de uma regra de três que
podem ser do tipo:
5º Caso
4º Caso
3º Caso
2º Caso
1º Caso
MASSA –––– MASSA,
de uma
substância
da outra
substância
MASSA –––– VOLUME,
de uma
substância
da outra
substância
VOLUME –––– VOLUME,
de uma
substância
MOL –––– MASSA,
de uma
da outra
substância substância
MOL ––– VOLUME
da outra
de uma
substância substância
da outra
substância
Em seguida deve-se completar a regra de três tomando por base os dados expressos pelo balanceamento da
equação, considerando-se que os coeficientes desse balanceamento podem ser interpretados como a quantidade
de mols de cada substância do sistema reacional....
Análise com o Professor:
29 – (Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco – IFPE/2010) Atualmente, milhões de
toneladas de alumínio são gastas no mundo inteiro, para fabricar recipientes (“latas”) de refrigerante, cerveja, águas e
outras bebidas. Uma técnica para obtenção de alumínio é fazendo-se reagir alumina (Aℓ2O3) com carvão, obtendo-se
alumínio com liberação de gás carbônico (CO2), como mostra a equação abaixo devidamente equilibrada.

2 Aℓ2O3(s) + 3 C(s)
4 Aℓ(s) + 3 CO2(g)
Uma indústria necessita fabricar latas de cerveja, utilizando 612 kg de alumina (Aℓ2O3). Admita que cada lata de
cerveja pese 16,2 g e que a lata seja feita, exclusivamente, de alumínio puro. Quantas latas de cerveja serão
fabricadas?
Dados: massas molares em g/mol: Aℓ = 27; O = 16.
a) 20.000
b) 35.000
c) 15.000
d) 80.000
e) 17.000
Responda você mesmo:
30 – (UFPE – Univasf/2008.2) O azoteto de sódio, como muitos sais do azoteto (azida), é sensível a choques. Ele é usado
para inflar air bags de automóveis, onde se decompõe em sódio elementar e nitrogênio quando detonado:
2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g).
Determine a massa de azoteto de sódio sólido necessária para obter 5,0 g de nitrogênio.
Dados: Massas molares (em g. mol–1): N = 14; Na = 23
a) 3,3 g
b) 4,4 g
c) 5,5 g
d) 6,6 g
e) 7,7 g
31 – (CTG – Julho de 2011) Um técnico precisa sintetizar o composto Mg2Pb. Se ele pretende produzir este composto,
partindo de 7 kg de Mg fundido, qual massa de Pb fundido (em kg) ele deve utilizar em sua síntese? Considere as
massas atômicas molares de Mg e de Pb, respectivamente iguais a 24 g mol–1 e 207 g mol–1. Assinale o inteiro mais
próximo de sua resposta.
Noções de Estequiometria
9
Testes de
Vestibulares
32 – (UFPE – 2a fase/90) O zinco reage com o ácido sulfúrico conforme a reação
Zn
+
H2SO4

ZnSO4
+
H2
Se partirmos de 2,66 g de zinco, quantos gramas de ácido sulfúrico são necessários para a completa reação?
(Dados: Zn = 65,4 g/mol; H2SO4 = 98 g/mol)
33 – (CEFET – Tecnólogo/2006) Atualmente o titânio é um metal largamente utilizado na área médica. Ele substitui o aço
inoxidável, por ser um metal leve e de alta resistência à corrosão. O titânio pode ser obtido industrialmente através
da seguinte reação química (devidamente balanceada):
TiCℓ4(g) + 2 Mg(s)
 Ti(s) + 2 MgCℓ2()
Considerando que a reação tem um rendimento de 100%.Indique a alternativa que apresenta a massa de titânio
obtida em gramas, partindo de 3,8 Kg de tetracloreto de titânio (TiCℓ4).
(Dados: massas molares: Ti = 48g/mol; Cℓ = 35,5g/mol)
a) 350
b) 960
c) 820
d) 220
e) 139
34 – (UPE – Tradicional/2012) O processo industrial de obtenção de ferro metálico consiste numa série de reações
químicas que ocorrem em fornos a altas temperaturas. Uma delas, descrita a seguir, consiste na obtenção de ferro
metálico a partir do seu óxido:
Fe2O3
+
3 CO
2 Fe
+ 3 CO2.
6
Se 10 gramas de Fe2O3 são utilizadas para redução do ferro, então a quantidade de ferro obtida é igual a
Dados: massas molares, Fe = 56 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol.
a) 70 kg.
b) 7 x 106 kg.
c) 0,7 x 103 kg.
d) 70 x 103 kg.
e) 700 x 106 kg.
35 – (ENEM – 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o
slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A idéia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo
dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha.
Um hamburguer ecologico? E pra ja! Disponível em:
http://lqes.iqm.unicamp.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado).
Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano
(C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas
com esse gesto, é de
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)
a) 0,25 kg.
b) 0,33 kg.
c) 1,0 kg.
d) 1,3 kg.
e) 3,0 kg.
36 – (UFPE – 2a fase/2002) Uma indústria química utiliza energia elétrica para produzir C2 por eletrólise da solução
aquosa de NaC, de acordo com a equação química balanceada:
2 NaC(aq) + 2 H2O(aq)  2 NaOH(aq) + C2(g) + H2(g).
Se a produção diária de Cl2 for 1,42 x 104 kg, então a produção diária de hidróxido de sódio, em toneladas (103 kg),
será:
Dados: massas atômicas (g/mol): H = 1; O = 16; Na = 23; C = 35,5.
10
Noções de Estequiometria
37 – (ENEM – 1ª prova/2009) Vários combustíveis alternativos estão sendo procurados para reduzir a demanda por
combustíveis fósseis, cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de dióxido de carbono (massa molar
igual a 44 g mol–1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o metano. A
queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, que estão
apresentadas na tabela a seguir.
–1
Combustível
H2
CH4
C2H5OH
Massa molar ( g mol )
2
16
46
Calor liberado na queima Kj mol
270
900
1350
–1
Considere que foram queimadas massas, independentemente, desses três combustíveis, de forma tal que em cada
queima foram liberados 5400 Kj. O combustível mais econômico, ou seja, o que teve a menor massa consumida e o
combustível mais poluente, que é aquele que produziu a maior massa de dióxido de carbono (massa molar igual a 44
g mol–1), foram, respectivamente,
a)
b)
c)
d)
e)
o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO2.
o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 352 g de CO 2.
o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO 2.
o etanol, que teve apenas 9 g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO2.
o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1350 g de CO 2.
38 – (UFPE – 2a fase/2004) Superóxido de potássio, KO2, é utilizado em equipamentos de respiração em sistemas
fechados para remover o dióxido de carbono e a água do ar exalado. A remoção de água gera oxigênio para a
respiração pela reação:
4 KO2(s) + 2 H2O() → 3 O2(g) + 4 KOH(s)
O hidróxido de potássio remove o dióxido de carbono do equipamento pela reação:
KOH(s) + CO2(g) → KHCO3(s)
–1
Dados: Massas molares (g . mol ): K = 39; H = 1; O = 16.
A massa de superóxido de potássio necessária para gerar 20 g de O 2 será: (indique o inteiro mais próximo).
39 – (ENEM – Prova modelo/2009) “Dê-me um navio cheio de ferro e eu lhe darei uma era glacial”, disse o cientista John
Martin (1935 – 1993), dos Estados Unidos, a respeito de uma proposta de intervenção ambiental para resolver a
elevação ta temperatura global; o Americano foi recebido com muito ceticismo. O pesquisador notou que mares com
grande concentração de ferro apresentavam mais fitoplâncton e que essas algas eram capazes de absorver elevadas
concentrações de dióxido de carbono da atmosfera. Esta incorporação de gás carbônico e de água (H2O) pelas algas
ocorre por meio do processo de fotossíntese, que resulta na produção de matéria orgânica empregada na
constituição da biomassa e na liberação de gás oxigênio (O 2). Para essa proposta funcionar, o carbono absorvido
deveria ser mantido no fundo do mar, mas como a maioria do fitoplâncton faz parte da cadeia alimentar de
organismos marinhos, ao ser decomposto devolve CO2 à atmosfera.
Os sete planos para salvar o mundo. Galileu, n.214, maio 2009. (com adaptações)
Considerando que a idéia do Cientinsta John Martin é viável e eficiente e que todo gás carbônico absorvido (CO 2, de
massa molar igual a 44 g/mol) transforma-se em biomassa fitoplanctônica (cuja densidade populacional de 100 g/m 2 é
representada por C6H12O6, de massa molar igual a 180 g/mol) um aumento na área de 10 Km2 na área de distribuição
das algas resultaria na
Emissão de 4,09 . 106 Kg de gás carbônico para a atmosfera, bem como no consumo de toneladas de gás oxigênio
da atmosfera.
b) Retirada de 1,47 . 106 Kg de gás carbônico da atmosfera, além da emissão direta de toneladas de gás oxigênio
para a atmosfera.
c) Retirada de 1,00 . 106 Kg de gás carbônico da atmosfera, bem como na emissão direta de toneladas de gás
oxigênio das algas para a atmosfera.
5
d) Retirada de 6,82 . 10 Kg de gás carbônico da atmosfera, além do consumo de toneladas de gás oxigênio da
atmosfera para a biomassa fitoplanctônica.
e) Emissão de 2,44 . 105 Kg de gás carbônico para a atmosfera, bem como na emissão direta de milhares de
toneladas de gás oxigênio para a atmosfera a partir das algas.
a)
Noções de Estequiometria
11
40 – (Enem – 2ª Aplicação/2010) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxiapatita
[Ca10(PO4)6(OH)2] presente nos esmaltes dos dentes, o fluor forma a fluorapatita [Ca10(PO4)6F2], um mineral mais
resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias específicas presentes nos açúcares das placas que aderem
aos dentes.
Disponível em: HTTP://www.odontologia.com.br.Acesso em 27 jul.2010(adaptado)
A reação de dissolução da hidroxiapatita é:
[Ca10(PO4)6(OH)2](S) + 8 H+(aq)

10 Ca2+(aq) + 6 HPO42– (aq) + 2 H2O(ℓ)
Dados: Massas molares em g/mol - [Ca10(PO4)6(OH)2] = 1004; HPO42– = 96; Ca = 40.
Suponha que o esmalte dentário seja constituído exclusivamente por hidroxiapatita, o ataque ácido que dissolve
completamente 1 mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente,
a) 0,14 mg de íons totais.
b) 0,40 mg de íons totais.
c) 0,58 mg de íons totais.
d) 0,97 mg de íons totais.
e) 1,01 mg de íons totais.
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
12
Noções de Estequiometria
Análise com o Professor:
a
41 – (UFPE – 2 fase/89) Que massa de oxigênio, em gramas, é necessária à combustão de 89,6 litros de hidrogênio,
sabendo-se que um mol de um gás ideal ocupa 22,4 L nas CNTP ? (Dados: O = 16g/mol)
42 – (UFPE – 1a fase/2005) Ácido fosfórico impuro, para uso em preparação de fertilizantes, é produzido pela reação de
ácido sulfúrico sobre rocha de fosfato, cujo componente principal é Ca 3(PO4)2. A reação é:
Ca3(PO4)2(s) + 3 H2SO4(aq)  3 CaSO4(s) + 2 H3PO4(aq)
Quantos mols de H3PO4 podem ser produzidos pela reação de 200kg de H2SO4?
(Dados: Massas molares (em g/mol): H = 1; O = 16; S = 32; P = 31; Ca = 40)
a) 2.107 mol
b) 1.361 mol
c) 95,4 mol
d) 954,3 mol
e) 620 mol
Responda você mesmo:
43 – (UFPE – 1a fase/91) Quais os volumes respectivos de nitrogênio (N2) e oxigênio (O2), em litros e nas CNTP
necessários para produzir um mol de NO2 ?
a) 1 e 2
b) 11,2 e 22,4
c) 22,4 e 44,8
d) 0,5 e 1
e) 1,12 e 2,24
44 – (UPE – SSA 1º ano/2012) O bicarbonato de sódio sólido pode atuar como "fermento químico" na preparação de
pães e bolos, por sofrer decomposição a temperaturas relativamente baixas (cerca de 100oC). Esse processo é
representado pela seguinte equação química não balanceada:
NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
Dados de massas atômicas: H = 1 u; C = 12 u; 0 = 16 u; Na = 23 u
Uma padaria consumiu 4,2 kg desse fermento na fabricação de bolos de chocolate. Qual a massa de carbonato de
sódio produzida ao final desse processo?
a) 1325 g
b) 2650 g
Noções de Estequiometria
c) 3975 g
d) 5300 g
E) 6625 g.
13
04 – Quando é fornecida a concentração em mol/L
Considerando que soluções são misturas homogêneas onde um soluto encontra-se disperso em um
solvente (comumente a água), podemos afirmar que a concentração em mol/L, atualmente denominada de concentração
em quantidade de matéria, (antiga concentração molar ou molaridade) indica a quantidade de mols de soluto (nsoluto)
disperso em cada 1 litro de solução (Vsolução).
do soluto
Concentração molar =
mol
L
da solução
Exemplo1: Considerando que uma solução foi formada por 29 g de cloreto de sódio (sal de cozinha) em água suficiente
para 250 mL de solução, determine sua concentração em mol/L. (Dado: NaCℓ = 58 g/mol)
nsoluto = 0,5 mol
msoluto = 29 g
NaCℓ
mol = 0,5 mol = 2,0 mol/L
0,25 L
L
Vsolução = 0,25 L
Vsolução = 250 mL
H2O
ou 2,0 molar
ou 2,0 M
Comentário: 2,0 mol/L significa dizer que se tem 2 mol do soluto para cada 1 litro da solução.
na forma de regra de três teremos:
2,0 mol do soluto –––––––––– 1,0 litro da solução
IMPORTANTE: Quando a concentração em mol/L é fornecida acompanhada do volume da solução, simplesmente se
devem utilizar esses dois dados para determinar a quantidade de mols do soluto que participará da reação
que originará o cálculo estequiométrico.
Exemplo2: Qual a massa de hidróxido de sódio que deve ser adicionada a 200 mL de uma solução 0,5 mol/L de ácido
sulfúrico para que ocorra completa neutralização da solução ácida ?
(Hidróxido de sódio = 40 g/mol)
mNaOH = ?
0,5 mol  1,0 litro
NaOH
n
H2SO4
H2O
V = 200 mL
M = 0,5 Molar
 0,2 litros
n = 0,1 mol de H2SO4 presente na solução
O próximo passo é determinar a quantidade de mols do
NaOH necessário para consumir esses 0,1 mol do ácido...
H2SO4
0,1 mol
+ 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O
0,2 mol
1 mol  40g
0,2 mol  m
m = 8 g de NaOH
Responda você mesmo:
45 – (UNIVASF – Universidade Federal do Vale do São Francisco/2006) A região do Vale do São Francisco é atualmente
uma das principais produtoras de vinho, obtendo sobre isso reconhecimento mundial. Um dos mecanismos de análise
do álcool presente em um vinho utiliza-se do K2Cr2O7 (Dicromato de potássio). Um químico, ao analisar um vinho da
marca X, necessitou de 1,00 L de uma solução aquosa 0,200 M de K2Cr2O7. Quanto este químico precisou pesar de
K2Cr2O7 sólido? (Dados: massa molar do K2Cr2O7 = 294,2 g.)
a) 15,37 g
14
b) 29,42 g
c) 30,00 g
d) 43,20 g
e) 58,80 g
Noções de Estequiometria
Análise com o Professor:
46 – (UPE – SSA 2º Ano/2011) Em laboratório, é possível se determinar a concentração do ácido sulfúrico por meio de
uma titulação, utilizando-se a fenolftaleína como indicador do término da reação representada pela seguinte
equação:
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) +
2 H2O(ℓ)
Dado: massa molar, H2SO4 = 98 g/mol.
Considerando que uma alíquota de 20mL de uma solução de ácido sulfúrico foi titulada com 10mL de uma solução de
hidróxido de sódio a 1,0 mol/L, a concentração em gramas por litro, g/L, do ácido é
a) 24,5.
b) 32,5.
c) 49,0.
d) 55,0.
e) 98,0.
Responda você mesmo:
47 – (ENEM – Novembro de 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante.
Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na
presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a
equação a seguir:
5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq)  5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(ℓ)
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química.
São Paulo: McGraw-Hill, 1992.
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para
reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a
a) 2,0 × 100 mol.
b) 2,0 × 10–3 mol.
c) 8,0 × 10–1 mol.
d) 8,0 × 10–4 mol.
e) 5,0 × 10–3 mol.
48 – (FESP – UPE/89) Considere a equação abaixo:
2 N2O5(g)

4 NO2(g)
+
O2(g)
Admita que a formação do O2 tem uma velocidade média constante e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em
1 minuto será:
(Dados: N = 14 u; O 16 u)
a) 96g
b) 55,2g
c) 12,0g
d) 552g
e) 5,52g
2
49 – (Unicap – Quí. II/97) Uma esfera de ferro de superfície igual a 12 cm é introduzida em 1 litro de solução molar de
HC, consumindo todo o ácido. Qual o diâmetro final da esfera?
(Para efeito de cálculo, considere  = 3 e dFe = 8 g/mL. Dados: H = 1 u; C = 35,5 u; Fe = 56 u)
Fe
Noções de Estequiometria
+
2HC

FeC2
+
H2
15
05 – Quando Há Impureza nos Reagentes
Análise com o Professor:
50 – (UFPE – 2a fase/92) A hematita que é constituída principalmente por óxido de Ferro III é o principal minério de ferro
de Carajás; seu grau de pureza é 86,5%. Considerando o processo de obtenção de ferro num alto forno representando
pela equação química.
2 Fe2O3 + 6 C + 3 O2  4 Fe + 6 CO2,
calcule a massa de ferro em toneladas – números inteiros – produzida quando se usam 66 toneladas de hematita.
(Dados: Fe2O3 = 160 g/mol e Fe = 56 g/mol)
Responda você mesmo:
51 – (UFPE – 2a fase/2007) A hematita, Fe2O3(s), é uma das principais riquezas minerais do Brasil. Este mineral é
empregado na obtenção de ferro metálico, Fe(s), obtido a partir de um processo de redução em alto forno, usando
carvão, C(s), como agente redutor. Uma das reações ocorridas nesse processo é dada pela equação não balanceada:
Fe2O3(s) + C(s) →
Fe(s) + CO(g)
Calcule a massa de Fe(s) (em toneladas) que é possível obter a partir de 100 toneladas de hematita, 70% pura. (Dados:
C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; Fe = 56 g/mol).
52 – (IFPE – CURSOS TÉCNICOS SUBSEQUENTES/2011) O calcário extraído de jazidas naturais é utilizado na fabricação de
cal virgem ou óxido de cálcio (CaO), a partir de uma reação de calcinação : CaCO3  CaO + CO2. O calcário contém,
além de carbonato de cálcio (CaCO3), areia, carvão e outras substâncias em menor quantidade. Com base nessa
informação, assinale a alternativa que indica a massa de óxido de cálcio produzida a partir de 50 kg de um calcário
com 80 % de carbonato de cálcio. Dados: CaCO3 = 100 g/mol e CaO = 56 g/mol.
a) 22,4 kg
16
b) 25,0 kg
c) 28,5 kg
d) 30,0 kg
e) 36,0 kg
Noções de Estequiometria
06 – Quando o Rendimento é Inferior a 100%
Análise com o Professor:
53 – (UFPE – 2a fase/2008) A preocupação com o meio ambiente levou ao desenvolvimento de metodologias verdes
(pouco poluentes), que procuram reduzir a produção de rejeitos e a utilização de reagentes tóxicos. Um exemplo de
metodologia verde é a síntese descrita abaixo do ácido adípico, utilizado na preparação do náilon-66. Considere as
massas molares do cicloexeno e do ácido adípico iguais a 82 e 146 g·mol –1, respectivamente.
O
N a2W O4. 4 H 2O
[ CH 3( n-C 8H 17)N ] H SO4
HO
+ 4 H2O
OH
aqu eci mento
O
áci do adípi co
Calcule a massa de ácido adípico em kg que será formada a partir de 41 kg de cicloexeno, considerando que o
rendimento da reação é 85%. Assinale o número inteiro mais próximo.
54 – (UFPE – 2a fase/2002) Reações de hidrogenação catalítica são utilizadas, por exemplo, na indústria alimentícia
durante a produção de margarinas. A hidrogenação catalítica de 0,2 mol de 3,4–dimetil–2–penteno forneceu 16,4 g
de um único produto. Determine o rendimento percentual da reação.
Considere as seguintes Massas atômicas (g/mol): H = 1; C = 12; N = 14; O = 16.
Responda você mesmo:
55 – (COVEST – Asces/2009) O ácido adípico, C6H10O4, é utilizado na produção de náilon. É preparado industrialmente
pela reação controlada entre o ciclohexano, C6H12, e gás oxigênio:
2 C6H12 + 5 O2 
2 C6H10O4 + 2 H2O
Quando 25,0 g de ciclohexano reagiram com excesso de oxigênio, foram obtidos 33,5 g de ácido adípico.
Calcule o rendimento percentual de ácido adípico.
Dados: Massas molares (em g/mol): H = 1; C = 12; O = 16.
a) 19%
b) 23%
Noções de Estequiometria
c) 45%
d) 77%
e) 86%
17
Testes de
Vestibulares
56 – (Enem – 1ª Aplicação/2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32%
Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média de pasta residual é de 6 Kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb.
Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos
processos pirometalúrgicos, em que os compostos de chumbo (placas de baterias) são fundidos, há a conversão de
sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente.
Para reduzir os problemas das emissões de SO2(g), a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o
processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a redução de
sulfato presente no PbSO4 é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na2CO3) 1M a 45 oC, em que se
obtém o carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo o material segue para fundição para
obter o chumbo metálico.
PbSO4 + Na2CO3  PbCO3 + Na2SO4
Dados: Massas molares em g/mol Pb = 207; S = 32; Na = 23; O = 16; C = 12.
ARAÚJO, R. V. V.; TRINDADE, R. B. E.; SOARES, P. S. M. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: estudo de caso.
Disponível em: HTTP//WWW.iqsc.usp.br.Acesso em: 17 abr. 2010 (adaptado).
Segundo as condições do processo apresentado para obtenção do carbonato de chumbo (II) por meio de lixiviação
por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 Kg, qual a quantidade
aproximada, em quilogramas, de PbCO3 é obtida?
a) 1,7 Kg
b) 1,9 Kg
c) 2,9 Kg
d) 3,3 Kg
e) 3,6 Kg
Texto para as questões 57 e 58.
Na investigação forense, utiliza-se luminol, uma substância que reage com o ferro presente na
hemoglobina do sangue, produzindo luz que permite visualizar locais contaminados com pequenas quantidades de
sangue, mesmo em superfícies lavadas.
É proposto que, na reação do luminol ( I ) em meio alcalino, na presença de peróxido de hidrogênio (II) e de
um metal de transição ( Mn+ ), forma-se o composto 3–amino–ftalato ( III ) que sofre uma relaxação dando origem ao
produto final da reação ( IV ), com liberação de energia ( hν ) e de gás nitrogênio ( N2 ).
(Adaptado. Química Nova, 25, no 6, 2002. pp. 1003-1011.)
Dados: pesos moleculares: Luminol = 177; 3–amino–ftalato = 164
57 – (ENEN/2005) Na reação do luminol, está ocorrendo o fenômeno de
a)
b)
c)
d)
e)
fluorescência, quando espécies excitadas por absorção de uma radiação eletromagnética relaxam liberando luz.
incandescência, um processo físico de emissão de luz que transforma energia elétrica em energia luminosa.
quimiluminescência, uma reação química que ocorre com liberação de energia eletromagnética na forma de luz.
fosforescência, em que átomos excitados pela radiação visível sofrem decaimento, emitindo fótons.
fusão nuclear a frio, através de reação química de hidrólise com liberação de energia.
58 – (ENEN/2005) Na análise de uma amostra biológica para análise forense, utilizou-se 54 g de luminol e peróxido de
hidrogênio em excesso, obtendo-se um rendimento final de 70%. Sendo assim, a quantidade do produto final (IV)
formada na reação foi de
a) 123,9.
18
b) 114,8.
c) 86,0.
d) 35,0.
e) 16,2.
Noções de Estequiometria
07 – Quando Há Reagentes em Excesso
Análise com o Professor:
59 – (COVEST – Vitória/2006) Quando soluções aquosas de nitrato de cálcio e ácido fosfórico são misturadas, ocorre a
precipitação do fosfato de cálcio, um sólido branco.
3 Ca(NO3)2(aq) + 2 H3PO4(aq)  Ca3(PO4)2(s) + 6 HNO3(aq)
Quantos mols desse sólido podem ser obtidos a partir de 150 g de ácido fosfórico e 206 g de nitrato de cálcio? (Dados:
Massas molares (g . mol–1): H = 1; N = 14; O = 16; P = 31; Ca = 40.)
a) 1,26
b) 5,30
c) 10,8
d) 0,50
e) 0,42
Reagente(s) em excesso:
Importante
Reagente limitante ou limítrofe:
60 – (UFPE – 2a fase/92) Em um recipiente foram colocados 2 mols de hidrogênio e 2 mols de oxigênio. Após a reação,
podemos concluir que:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
No recipiente estão contidos 2 mols de água e 1 mol de oxigênio.
A reação prossegue até o consumo total do hidrogênio.
A reação prossegue até o consumo total dos dois gases, hidrogênio e oxigênio.
No recipiente estão contidos apenas 2 mols de água.
O oxigênio está em excesso no sistema reagente.
Responda você mesmo:
61 – (UFPE – 2a fase/93) Considere a reação de produção do álcool metílico com rendimento de 100%
CO(g)
+
2 H2(g)

CH3OH(L)
Se 48,0 g de H2(g) são adicionados a 140 g de CO(g) após a reação, podemos concluir que:
(Dados: O = 16 g/mol; C = 12 g/mol; H = 1 g/mol)
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
São produzidos 188,0 g de álcool metílico.
A reação prossegue até o consumo total do H2(g).
A reação prossegue até o consumo total do CO(g).
O hidrogênio está em excesso no sistema reagente.
No recipiente, estão contidos 5,0 mols de CH3OH(L) e 14 mols de H2(g).
Noções de Estequiometria
19
08 – Quando Reações Sucessivas
Análise com o Professor:
62 – (UFPE – 2ª fase/2010) Ácido sulfúrico (H2SO4) é um importante insumo industrial, obtido como subproduto do refino
de cobre. A matéria prima deste processo, sulfeto de cobre (CuS) é decomposta termicamente, na presença de
oxigênio, produzindo cobre metálico e SO2. Por ser um gás tóxico, o SO2 não pode ser liberado no ambiente, e,
portanto, é oxidado a SO3, que em seguida reage com água para formar ácido sulfúrico. Ao iniciarmos o processo com
19,1 toneladas de sulfeto de cobre puro, e assumindo um rendimento de 100% em todas as etapas, podemos afirmar
que serão:
(Dadas as massas atômicas: Cu, 63,5 g/mol; S, 32 g/mol; O, 16 g/mol e H, 1 g/mol).
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
consumidos 300.000 mols de oxigênio molecular.
consumidos 200.000 mols de água.
produzidos e posteriormente consumidos 80.000 mols de SO3 .
produzidas 196 toneladas de ácido sulfúrico.
produzidas 1,31 toneladas de cobre metálico.
Testes de
Vestibulares
63 – (UFPE – 2ª fase/2012) O silano (SiH4) é preparado comercialmente pela reação de SiO2 com alumínio e hidrogênio
sob alta pressão e alta temperatura, de acordo com a equação química não balanceada:
H2(g) + SiO2(s) + Aℓ(s)  SiH4(g) + Aℓ2O3(s).
Quando esta reação ocorre num recipiente fechado:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
cada mol de silano produzido consome dois mols de hidrogênio.
a relação molar entre o alumínio metálico e o óxido de alumínio é de 2:1.
a pressão final é metade da pressão inicial, se os gases forem ideais.
não é possível balancear a reação, pois o elemento hidrogênio não está presente em todos os produtos.
a pressão parcial de H2(g) não varia durante a reação.
64 – (ENEM – 2004) Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4) foram derramadas pelo
navio Bahamas no litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental de um desastre desse tipo, é
preciso neutralizar a acidez resultante. Para isso pode-se, por exemplo, lançar calcário, minério rico em carbonato de
cálcio (CaCO3), na região atingida. A equação química que representa a neutralização do H2SO4 por CaCO3, com a
proporção aproximada entre as massas dessas substâncias é:
H2SO4
+
CaCO3

CaSO4
+ CO2
+
H2O
Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser empreendido para enfrentar tal situação, estimando a
quantidade de caminhões necessária para carregar o material neutralizante. Para transportar certo calcário que tem
80% de CaCO3, esse número de caminhões, cada um com carga de 30 toneladas, seria próximo de
a) 100.
20
b) 200.
c) 300.
d) 400.
e) 500.
Noções de Estequiometria
65 – (Vestibular Seriado 1º ano – UPE/2009) Uma liga metálica de forma esférica, constituída de um metal “M” de massa
molar 40 g/mol, e densidade 5,0 g/cm3, reage totalmente com uma solução aquosa de ácido clorídrico, liberando, nas
CNTP, 68,1L de um gás inflamável, conforme a equação:
M(S) + 2 HCℓ(aq)  MCℓ2(aq) + H2(g).
Sabendo-se que o raio da esfera é igual a 2,0 cm e que as impurezas não reagem com a solução ácida, é CORRETO
afirmar que
Dados: π = 3, Vm = 22,7L/mol, ma( H ) = 1u
a)
b)
c)
d)
e)
a liga metálica é constituída de 25% em massa do metal “M”.
a massa do metal “M” que constitui a liga metálica é igual a 140g.
25
na reação da liga metálica com a solução ácida, formam-se 4,515 x 10 moléculas de hidrogênio.
na liga metálica, existem, apenas, 50g do metal “M”.
na liga metálica, antes da reação, existiam 3 mols de átomos do metal “M”.
a
66 – (UFPE – 2 fase/94) Um mol de gás ideal nas CNTP ocupa 22,4 litros. Na composição do ar atmosférico, o oxigênio
representa aproximadamente 20%. Quantos litros de ar são necessários para queima completa de 0,25 mols do
metano de acordo com a reação:
CH4(g)
+
2 O2(g)

CO2(g)
+
2 H2 O ?
67 – (Enem – 2ª Aplicação/2010) Fator de emissão (carbon footprint) é um termo utilizado para expressar a quantidade
de gases que contribuem para o aquecimento global, emitidos por uma fonte ou processo industrial específico. Podese pensar na quantidade de gases emitidos por uma indústria, uma cidade ou mesmo por uma pessoa. Para o gás CO2,
a relação pode ser escrita:
Massa de CO2 emitida
Fator de emissão de CO2 =
Quantidade de material
O termo “quantidade de material” pode ser, por exemplo, a massa de material produzido em uma indústria ou a
quantidade de gasolina consumida por um carro em um determinado período.
No caso da produção do cimento, o primeiro passo é a obtenção de óxido de cálcio, a partir do aquecimento do
calcário a altas temperaturas, de acordo com a reação:
CaCO3(S)  CaO(S)
+
CO2(g)
Uma vez processada essa reação, outros compostos inorgânicos são adicionados ao óxido de cálcio, tendo o cimento
formado 62% de CaO em sua composição.
Dados: Massas molares em g/mol – CO2 = 44; CaCO3 = 100; CaO = 56.
TREPTON, R.S. Joumal of Chemical Education. V. 87 no 2, fev. 2010 (adaptado).
Considerando as informações apresentadas no texto, qual é, aproximadamente, o fator de emissão de CO 2 quando 1
tonelada de cimento for produzida, levando-se em consideração apenas a etapa de obtenção do óxido de cálcio ?
a)
–4
4,9 x 10
–4
–1
b) 7,9 x 10
–1
c) 3,8 x 10
d) 4,9 x 10
–1
e) 7,9 x 10
68 – (UPE – Quí. I/2011) Admita que uma planta aquática exposta ao CO2 e luz solar fixa o dióxido de carbono pelo
processo de fotossíntese, armazenando-o na forma polimérica, de acordo com a equação simplificada
CO2(g) + H2O(ℓ)
Luz
(CH2O)n
+
O2(g).
Sabe-se que 0,30g da planta aquática absorve pela fotossíntese 1 x 10–2 mol de CO2/h, retendo os átomos de carbono
sob a forma (CH2O)n. Considere que a velocidade da reação de fotossíntese é constante. Em quanto tempo, a planta
aquática terá sua massa triplicada?
Dados: ma( C ) = 12u, ma( O ) = 16u, ma( H ) = 1u
a) 3h
b) 2h
Noções de Estequiometria
c) 1h
d) 5h
e) 4h
21
69 – (ENEM – Novembro de 2011) A eutrofização é o processo em que rios, lagos e mares adquirem níveis de nutriente,
especialmente fosfatos e nitratos, provocando posterior acúmulo de matéria orgânica em decomposição. Os
nutrientes menos disponível em relação à abundância necessária à sobrevivência dos organismos vivos. O ciclo
representado na figura seguinte reflete a dinâmica dos nutrientes em um lago.
N2 (atmosfera)
nitratos (solo; esgotos)
Fosfatos
(solo; detergentes, esgoto)
CO2 (atmosfera)
N
P
C
(geralmente limitados) (possivelmente limitados) (geralmente abundantes)
(O2 suficiente)
Microelementos
(Fe, Mn, Cu, etc.)
CO2
NO3
–
PO43–
Decomposição bacteriana
de resíduos vegetais e animais
Produtores primários
Algas e outros organismos fixadores de
nitrogênio e fotossintéticos assimilam
C, N, P nas razões atômicas de 106 : 16 : 1
Crescimento de peixes e
outros produtores secundários
Processo de
envelhecimento
(O2 suficiente)
Sedimentação
de resíduos vegetais e animais
SPIRO, T. G.; STIGLIANI, W. M. Química Ambiental. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008 (adaptado).
A análise da água de um lago que recebe a descarga de águas residuais provenientes de lavouras adubadas revelou as
concentrações dos elementos carbono (21,2 mol/L), nitrogênio (1,2 mol/L) e fósforo (0,2 mol/L). Nessas condições, o
nutriente limítrofe é o
a) C.
b) N.
c) P.
e) PO4–3
d) CO2.
70 – (ENEM – Novembro de 2011) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz
dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de
combustão (
) completa de um mol de combustível no estado padrão.
O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu (
)
Substância
Fórmula
benzeno
C6H6(ℓ)
–3 268
etanol
C2H5OH(ℓ)
–1 368
glicose
C6H12O6(s)
–2 808
metano
CH4(g)
–890
Octano
C8H18(ℓ)
–5 471
ATKINS, P. Princípios de Química. Bookman, 2007 (adaptado).
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de carbono no
ambiente pela mesma quantidade de energia produzida?
a) Benzeno.
22
b) Metano.
c) Glicose.
d) Octano.
e) Etanol.
Noções de Estequiometria
71 – (UPE – Quí. I/2004) O ácido acetilsalicílico (C9H8O4), comumente chamado de “aspirina”, é muito usado pelos alunos,
após uma prova de química, física ou matemática, disciplinas que requerem muitos cálculos e atenção. A massa de
ácido salicílico (C7H6O3) que deve reagir com anidrido acético (C4H6O3), para se obter três comprimidos de aspirina,
cada um com 0,6g, admitindo que o ácido salicílico é 92% puro, é ...
Dados: C = 12u H = 1u O = 16u
C7H6O3
a) 1,50g.
b) 1,92g.
+ C4H6O3
c) 1,65g.
→ C9H8O4
+
d) 1,38g.
C2H4O2
e) 2,25g.
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Noções de Estequiometria
23
Gabarito do Capítulo:
Noções de Estequiometria
Página 03:
2º quesito: a)
b)
c)
d)
e)
f)
4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O
4 Si2H3 + 11 O2  8 SiO2 + 6 H2O
4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g)
2 Aℓ2O3(s) + 3 C(s)
 4 Aℓ(s) + 3 CO2(g)
2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g).
3º quesito: a)
b)
c)
d)
e)
f)
CH3OH
C2H4 +
C3H8 +
C4H8 +
C3H4 +
C2H2 +
4º quesito: a)
b)
c)
d)
e)
2 NH3  N2 + 3 H2
H2O2  H2O + ½ H2
C5H10 + H2  C5H12
C4H8 + H2  C4H10
2 NaN3  2 Na + 3 N2
+ O2  CO2 + H2O
3 O2  2 CO2 + 2 H2O
5 O2  3 CO2 + 4 H2O
6 O2  4 CO2 + 4 H2O
4 O2  3 CO2 + 2 H2O
5/2 O2  2 CO2 + 1 H2O
5º quesito: 8 mol
6º quesito: 4 mol
7º quesito: 89,6 L
Páginas 04 até 23:
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
08
09
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
C
C
D
D
E
69
52
A
E
D
D
C
92
96
56
A
E
D
A
20
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
E
A
E
30
04
B
C
B
16
B
59
B
D
64
B
B
B
E
A
D
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
D
01
40
49
A
62
82
D
C
C
D
E
VVFFV
FFVVV
VVFFF
VVVFF
D
E
56
D
68
69
70
71
B
B
C
A
Comunique-se com seu professor:
24
[email protected]
Noções de Estequiometria