Estequiometria de Reações químicas-Aula

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CAPÍTULO V: ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES E SOLUÇÕES 
 
5.1. EQUACOES QUÍMICAS 
O crescimento de uma criança, a produção de polímeros a partir do petróleo e a 
digestão da comida são o resultado de reações químicas, processos nos quais uma 
ou mais substâncias se convertem em outras. Os materiais iniciais são chamados de 
reagentes e as substâncias formadas são chamadas de productos. 
5.1.1. Representação das reações químicas 
Uma reação química é representada por uma flecha: 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
O sódio, por exemplo, é um metal mole e brilhante, que reage vigorosamente com 
água. Quando uma pequena quantidade do metal sódio é colocada em um recipiente 
com água, ocorre uma reação violenta, com formação rápida de gás hidrogénio e 
hidróxido de sódio que permanece em solução: 
Na + H2O → NaOH + H2 (Equação simplificada ou não-balanceada) (1) 
Este tipo de expressão é chamado de equação simplificada, porque mostra o 
essencial da reação (as identidades dos reagentes e dos productos) em termos de 
fórmulas químicas, representando um resumo qualitativo de uma reação química. 
Para resumir as reações quantitativamente, é preciso reconhecer que os átomos não 
são criados nem destruídos em uma reação química. A observação de que a massa 
total é constante durante a reação química é chamada de lei de conservação das 
massas. As fórmulas são multiplicadas por factores para mostrar que existe o mesmo 
número de átomos de cada elemento nos dois lados da flecha e a expressão 
resultante esta balanceada, e ela é chamada de equação química. 
Assim, existem dois átomos de H no lado esquerdo da equação simplificada anterior, 
porem três átomos de H no lado direito. Por a expressão é reescrita como: 
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 (Equação balanceada) 
Agora existem quatro átomos de H, dois de Na e 2 átomos de O e cada lado da 
equação, de acordo, portanto, com a lei de conservação das massas. 
Os números multiplicam todas as fórmulas químicas de uma equação química (por 
exemplo, o 2 que multiplica H2O) são chamados de coeficientes estequiométricos 
da substância. Um coeficiente 1 (como no caso de H2) não é escrito explicitamente. 
Uma equação química típica também mostra o estado físico de cada reagente e 
producto através de um símbolo de estado: 
(s): sólido (l): líquido (c): gás (aq): solução em água 
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 Para a reação entre o sódio e a água, a equação química balanceada e completa é, 
portanto: 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(𝑔) (Equação balanceada e completa) 
Colocamos a letra grega Δ (delta) sobre a flecha quando queremos mostrar que uma 
reação requer alta temperatura. Assim, por exemplo, a conversão de calcário em cal 
ocorre em 800°C e podemos escrever: 
CaCO3(s)
∆
→CaO(s) + CO2(g) 
Algumas vezes, um catalisador, uma substância que acelera uma reação sem ser 
consumida, é adicionado. Assim, o pentóxido de vanádio, V2O5, é um catalisador 
usado em uma etapa do processo industrial de produção de ácido sulfúrico. A 
presença de um catalisador é indicada escrevendo-se a fórmula do catalisador sobre 
a flecha da reação: 
2SO2(g) + O2(s)
V2O5
→ 2SO3(s) 
Conclusão: Uma equação química balanceada simboliza as mudanças 
qualitativa e quantitativa que ocorrem em uma reação química. Os coeficientes 
estequiométricos mostram os números relativos de mols dos reagentes e 
produtos que tomam parte na reação. 
5.1.2. Balanceamento de equações químicas por tentativas 
O método de tentativas é o mais simples de todos, consistindo em se tentar ajustar 
um dos elementos, por meio de um coeficiente tal que permita o ajustamento dos 
demais. 
Passos básicos a seguir: 
a) Escrever a equação representativa da reação; 
b) Ajustar primeiramente os coeficientes dos elementos metálicos, em seguida os 
não-metálicos, depois o do hidrogénio e, finalmente, o do oxigénio. 
 Exemplos: 
1) Balancear a equação seguinte: 
H2 + O2 → H2O 
Segundo os passos básicos vamos começar com o H, a esquerda o hidrogénio tem 
2 átomos assim como a direita e concluímos que ele esta acertado e vamos ao 
oxigénio que tem dois átomos a esquerda e 1 átomo a direita. 
H2 + O2 → 𝟐H2O 
Colocando 2 na molécula de água o hidrogénio fica com quatro átomos a direita e 2 
a esquerda, logo, precisamos adicionar 2 no hidrogénio a esquerda para ter quatro 
átomos também. 
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𝟐H2 + O2 → 𝟐H2O 
2) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 
 Sequência: Al→H→S→O 
 𝟐Al + 𝟑H2SO4 → Al2(SO4)3 + 𝟑H2 
1) Fe2(SO4)3 + NaOH → Fe(OH)3 + Na2SO4 
Sequência: Na→Fe→H→S→O 
Fe2(SO4)3 + 𝟔NaOH → 𝟐Fe(OH)3 + 𝟑Na2SO4 
 
5.2. ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES 
5.2.1. Significado de uma equação química 
Qualitativamente, uma equação química simplesmente descreve quais são os 
produtos e 
reagentes de uma reação. Por exemplo, 
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) 
representa uma reação na qual o ferro reage com oxigênio para formar o óxido de 
ferro. 
Quantitativamente, uma equação química balanceada especifica uma relação 
numérica das quantidades de reagentes e produtos de uma reação. Estas relações 
podem ser expressas em termos de quantidades microscópicas: átomos, moléculas, 
fórmulas unitárias etc., ou em quantidades macroscópicas: mols de átomos, 
moléculas, fórmulas unitárias etc. 
A equação anterior tem dois significados quantitativos: primeiro, que 4 átomos de 
ferro se combinam com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 fórmulas unitárias de 
óxido de ferro e, segundo, que 4 mol de átomos de ferro combinam-se com 3 mol de 
moléculas de oxigênio para formar 2 mol de fórmula unitária de óxido de ferro. 
Os coeficientes na equação balanceada descrevem razões fixas das quantidades dos 
reagentes e produtos. Em escala atômica e molecular, a equação acima estabelece 
que átomos de ferro e moléculas de oxigênio são consumidos, e fórmulas unitárias 
de óxido de ferro (óxido de ferro não é um composto molecular) são formadas em 
uma razão de 4:3:2. Em uma escala real, a equação estabelece que ferro e oxigênio 
são consumidos, e óxido de ferro é formado em uma razão de 4 mols de átomos de 
Fe; 3 mols de moléculas de O2; 2 mols de fórmulas unitárias de Fe2O3. 
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5.2.2. Cálculos estequiométricos 
Uma equação química balanceada expressa a quantidade química equivalente de 
reagentes e produtos. Usando o símbolo ↔ para indicar esta equivalência, pode-se 
dizer que na reação anterior as quantidades de reagentes e produtos estão 
relacionadas do seguinte modo: 
4 átomos Fe↔3 moléculas de O2↔2 fórmulas unitárias de Fe2O3: 
a) Relações mol a mol 
Exemplo 1: Determine a quantidade de água formada quando 0,25 mol de 
oxigénio reage com o gás hidrogénio. 
Resolução: 
𝟐H2 + O2 → 𝟐H2O (Equação química balanceada) 
Temos as seguintes relações molares: 
1 mol de O2---------------------2 mols de H2O 
0.25 mol O2---------------------x 
𝑥 =
0.25𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2×2𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
= 0,50𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
Resposta: 0,50 mol de H2OExemplo 2: Que quantidade de NH3 é produzida a partir de 2,0 mols de H2 na 
reação: 
N2 + 3H2 → 2NH3 
Resolução: 
N2 + 3H2 → 2NH3 (Equação química balanceada) 
Temos as seguintes relações molares: 
3,0 mol de H2---------------------2,0 mols de NH3 
2,0 mol H2-------------------------x 
𝑥 =
2,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2×2𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝐻3
3,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2
= 1,33 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻3 
Resposta: 1,33 mol de NH3 
 
 
 
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b) Relações massa a massa 
Exemplo 1: (i) Que massa de óxido de ferro (III), FeO3, presente no minério de 
ferro, é necessária para produzir 10,0g de ferro ao ser reduzida por monóxido 
de carbono ao metal ferro e ao gás dióxido de carbono em um alto-forno? (ii) O 
dióxido de carbono produzido também deve ser monitorado para protecção do 
ambiente. Que massa de dióxido de carbono é liberada na produção de 10,0g 
de ferro? 
Fe2O3(s) + 3𝐶𝑂(𝑔) → 2𝐹𝑒(𝑠) + 3𝐶𝑂2(𝑔) 
Resolução: 
• Primeiro passo: Calcular as massas molares de oxido de ferro e do Ferro; 
Fe-56uma; O-16uma; C-12uma 
Mm (FeeO3)=2*56+3*16=112+48=160g/mol 
Mm (Fe)=56g/mol 
• Calcular a massa de Fe usando a regra de três simples ou converter a 
Método 1 Método 2 
 160𝑔 𝑑𝑒 Fe2O3 −− − 2 × 56g de Fe 
 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 Fe2O3 − −− 10,0 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒 
𝑥 =
160𝑔 𝑑𝑒 Fe2O3× 10,0 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒
2×56g de Fe
=
14,3 𝑔 𝑑𝑒 Fe2O3 
 
Notas: 
Neste cálculo directo temos que 160g de 
óxido de ferro (que é um mol deste) 
corresponde a 2 moles de ferro (sendo 
uma mol deste equivalente a 56g), então 
2 moles do ferro será 2x56g de ferro. 
 
Resposta: 14,3 g de óxido de ferro. 
 
Como podemos ver os dois métodos 
chegam ao mesmo resultado. 
• Cálculo do número de moles de Fe 
 
mFe=10,0g de Fe; MmFe=56g/mol 
Mm =
m
n
→ nFe =
m
Mm
=
10,0 g
56,0 g
= 0,1786 mol 
 
• Cálculo do número de moles do c 
 
1 mol de Fe2O3 −− − 2 mol de Fe 
x mol de Fe2O3 − −− 0,1786 mol de Fe 
nFe2O3
=
1 mol de Fe2O3 × 0,1786 mol de Fe
2 mol de Fe
 
nFe2O3 = 0,0893 mol de Fe2O3 
 
• Cálculo da massa do Fe2O3 
 
nFe=0,0893 mol de Fe2O3; Mm Fe2O3 
=160g/mol 
Mm =
m
n
→ m𝐹𝑒2𝑂3 = Mm × 𝑛
= 0,089mol × 160
g
mol
= 14,3 g 
𝑚Fe2O3 = 14,3 g de Fe2O3 
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• Primeiro vamos calcular a massa 
molar ou molecular relativa 
 
Mm CO2=12+16*2=12+32=44g/mol 
• Depois vamos fazer relações 
mássicas pela regra de três 
simples 
 
2 × 56 𝑔 𝑑𝑒 Fe − − − 3 × 44g de 𝐶𝑂2 
 10,0 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒 − − − 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
𝑥 =
3×44g de 𝐶𝑂2× 10,0 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒
2×56g de Fe
=
11,8 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
 
Notas: 
Considerar sempre a quantidade de 
moléculas envolvidas na reação quando 
fizer as relações mássicas. 
 
 
 
Resposta: 11,8 g de CO2. 
• Cálculo do número de moles de Fe 
 
Já calculamos na alínea anterior. 
𝑛𝐹𝑒 = 0,1786 mol de Fe 
• Cálculo do número de moles do 
CO2 
 
3 mol de 𝐶𝑂2 − −− 2 mol de Fe 
x mol de 𝐶𝑂2 − −− 0,1786 mol de Fe 
n𝐶𝑂2 =
3 mol de 𝐶𝑂2 × 0,1786 mol de Fe
2 mol de Fe
 
n𝐶𝑂2 = 0,2679 mol de 𝐶𝑂2 
 
• Cálculo da massa do CO2 
 
n𝐶𝑂2 = 0,2679 𝑚𝑜𝑙; Mm CO2 =44g/mol 
Mm =
m
n
→ 
m𝐶𝑂2 = Mm × 𝑛 = 0,2679mol × 44
g
mol
= 11,8 g 
𝑚𝐶𝑂2 = 11,8 g de 𝐶𝑂2 
Resposta: 11,8 g de CO2. 
 
Como podemos ver os dois métodos chegam ao mesmo resultado. 
 
c) Análise de combustão 
A fórmula mínima de um composto é baseada em experimentos que fornecem a 
quantidade de matéria de cada elemento na amostra do composto. É por isso que 
alguns autores usam fórmula “empírica”, que significa fórmula “baseada na 
observação ou experimento”. Os químicos têm desenvolvido um número de diferentes 
técnicas experimentais para determinar as fórmulas mínimas dos compostos. Uma 
dessas técnicas é a análise por combustão, a mais utilizada para compostos contendo 
principalmente carbono e hidrogênio como seus elementos constituintes. 
Quando um composto contendo carbono e hidrogênio sofre combustão completa em 
um aparelho como o mostrado na Figura 1, todo o carbono no composto é convertido 
em CO2 e todo o hidrogênio, em H2O. As quantidades de CO2 e H2O produzidas são 
determinadas pela medida do aumento da massa de CO2 e H2O absorvidos. A partir 
das massas de CO2 e H2O, podemos quantificar a quantidade de matéria de C e H 
no composto original e, a seguir, a fórmula mínima. Se um terceiro elemento está 
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presente no composto, sua massa pode ser determinada subtraindo-se as massas de 
C e H da massa original do composto. 
 
Figura 1: Instrumento para determinação de percentagens de C e H em um composto. 
 
Exemplo 1: 
Álcool isopropílico, uma substância vendida como álcool de massagem, é composto 
de C, H e O. A combustão de 0,255g de álcool isopropílico produz 0,561g de CO2 e 
0,306g de HO. Determine a fórmula mínima do álcool isopropílico. 
 
Problematização: 
Fórmula: CxHyOz 
Equação da reação: 𝐶𝑥𝐻𝑦𝑂𝑧 + 𝑡𝑂2 → 𝑚𝐶𝑂2 + 𝑛𝐻2𝑂 
Podemos usar o conceito de mol para calcular o número de gramas de C presentes 
no CO2 e o número 
de gramas de H presentes na H2O. Essas são as quantidades de C e H presentes no 
álcool isopropílico antes da combustão. O número de gramas de “O” presentes no 
composto é igual à massa de álcool isopropílico menos a soma das massas de C e 
H. Uma vez que temos o número de gramas de C, H e O na amostra, podemos 
prosseguir como fizemos na determinação de fórmulas empíricas ou mínimas no tema 
anterior. 
 
Dados: C-12,0 uma e O=16,0 uma; H-1,0 uma; mCO2=0,561g; mH2O=0,306g; 
málcool=0,255 g 
 
• Cálculo das massas de C e H presentes em CO2 e H2O 
MmCO2=12+2x16=12+32=44g/mol 
Vamos calcular a massa de CO2. 
12 g de C-------44 g de CO2 
MmH2O=1x2+16=2+16=18g/mol 
Vamos calcular a massa de H2O. 
2 g de H-------18 g de H2O 
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 x g de C--------0.561 g de CO2 
x =
12 g de C×0,561 g de CO2
44 g de CO2
= 0,153 g de C 
mC=0,153 g de C 
 x g de H--------0.306 g de H2O 
x =
2 g de H×0,306 g de 𝐻2𝑂
18 g de 𝐻2𝑂
= 0,034g de H 
mH=0.034 g de H 
 
• Cálculo da massa de O 
málcool=0,255 g; mC=0,153 g; mH=0,034 g 
A massa de O pode ser calculada pela subtração da massa total do álcool pela soma 
das massas de C e H. 
mO=málcool – (mH + mC)=0,255g-(0,153g+0,034g)=0,255g-0,187g=0,068 g de O 
• Cálculo do número de moles de cada elemento presente no álcool 
1 mol de C-------12 g de C 
 x mol de C--------0,153 g 
de C 
x =
1 mol de C×0,153 g de 𝐶
12 g de 𝐶
=
0,01275 mol de C 
nC=0,01275 mol de C 
1 mol de H-------1 g de H 
 x mol de H--------0,034 g 
de H 
x =
1 mol de H×0,034 g de H
1 g de H
=
0,034g de H 
nC=0,034 mol de H 
1 mol de O-------16 g de O 
 x mol de O--------0,068 g 
de O 
x =
1 mol de O×0,068 g de O
16 g de O
=
0,00425 de H 
nC=0,00425 mol de O 
 
• Determinação da fórmula mínima 
Vamos dividir o número de moles de cada molécula (C, H e O) 
Neste caso o menor de todos é a do oxigénio (O) 0,00425 mol. 
𝐶0,01275
0.00425
𝐻 0,034
0,00425
𝑂0,00425
0,00425
⟺ 𝐶3𝐻8𝑂1⟺ 𝑪𝟑𝑯𝟖𝑶 
Resposta: 𝑪𝟑𝑯𝟖NH 
 
d) Problemas com reagentes limitantes 
Quando um dos reagentes é usado completamenteantes dos outros, isto significa 
que um do reagente limita o outro. A reação para tão logo que algum dos reagentes 
é totalmente consumido, deixando o reagente em excesso como sobra. Suponha, por 
exemplo, que tenhamos uma mistura de 10 mol de H2 e 7 mol de O2 que reagem para 
formar água: 
2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑔) 
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Uma vez que 2 mols de H2 equivalem a 1 mol de O2, a quantidade de matéria de O2 
necessária para reagir com todo o H2 é: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2 − −− 2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 
𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 − −− 10 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 
𝑀𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 = 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2× 10 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2
= 5 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 
2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑔) 
Quantidades iniciais 10 
mols 
7 mols 0 mol 
Mudanças (reação): -10 
mols 
-5 mols +10 
mols 
Quantidades finais: 0 mol 2 mols 10 mols 
 
As quantidades iniciais de reagentes são as quantidades com as quais iniciamos a 
reação (10 mols de H2 e 7 mol de O2). A segunda linha da tabela (mudanças) resume 
as quantidades de reagentes consumidas e as quantidades de produto formadas na 
reação. Essas quantidades são restringidas pela quantidade de reagente limitante e 
dependem dos coeficientes na equação balanceada. A razão molar de H2:O2: H2O= 
10: 5: 10, conforme a relação dos coeficientes na equação balanceada, 2: 1 : 2. As 
mudanças são negativas para os reagentes porque eles são consumidos durante a 
reação e positivas para o produto porque ele está sendo formado durante a reação. 
Finalmente, as quantidades na terceira linha da tabela (quantidades finais) dependem 
das quantidades iniciais e suas mudanças, e esses registros são encontrados 
somando-se os registros para as quantidades iniciais e mudanças para cada coluna. 
Não sobra nada do reagente limitante (H2) ao final da reação. Tudo que permanece 
são 2 mols de O2 e 10 mols de H2O. 
 
Exemplo: 
O mais importante processo comercial para converter N2 do ar em compostos 
contendo nitrogênio é baseado na reação de N2 e H2 para formar (NH3): 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Qual é a quantidade de matéria de NH3 pode ser formada a partir de 3,0 mols de N2 
e 6,0 mols de H2? 
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• Vamos primeiro determinar o reagente limitante entre o N2 e o H2 
1,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁2 − −− 3,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻2 
3,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁2 − −− 𝑛𝐻2 
𝑛𝐻2 =
3,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁2 × 3,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻2
1,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁2
= 9,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 
1,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁2 − −− 3,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻2 
 𝑛𝑁2 − −− 6,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 
𝑛𝐻2 =
1,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁2 × 6,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻2
3,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2
= 2,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁2 
 
Como podemos ver pelos cálculos para 3 mols de N2 são necessários 9 mols de 
H2, e o exercício nos dá apenas 6 mols de H2, isto significa que o hidrogénio está 
em defeito ou o nitrogénio está em excesso. Olhando pelo lado do hidrogénio 
podemos ver que são necessários apenas dois moles de nitrogénio para reagir 
com 6 moles de hidrogénio, mas temos 3 moles de nitrogénio logo o nitrogénio 
esta em excesso, porque dos três átomos disponíveis apenas dois vão reagir e 
quando acabar todo o hidrogénio ainda teremos 1 mol de nitrogénio que sobra. 
 
Isto significa que a quantidade de NH3 só poderá ser calculada com base no 
hidrogénio que neste caso é reagente limitante por ser o primeiro a acabar na reação. 
 3,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 − −− 2,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑁𝐻3 
 6,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 − −− 𝑛𝑁𝐻3 
𝑛𝐻2 =
6,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 × 2,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑁𝐻3
3,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2
= 4,0 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁2 
 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Quantidades iniciais 3 mols 6 mols 0 mol 
Mudanças (reação): -2 mols -6 mols +4 mols 
Quantidades finais: 1 mol 0 mols 4mols