Estequiometria e Balanceamento de Equações

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Estequiometria de reações 
Estequiometria de reações é o cálculo da 
quantidade das substâncias envolvidas nestas, 
feito com base nas leis das reações e executado, 
em geral, com o auxílio das equações químicas 
correspondentes. É possível relacionar 
quantidades de matérias (mols), massa, número 
de moléculas e volume molar. 
Estequiometria é o cálculo da quantidade das 
substâncias envolvidas numa reação 
química.Este é feito com base nas leis das 
reações e é executado, em geral, com o auxílio 
das equações químicas correspondentes. Esta 
palavra, estequiometria, é derivada do 
grego: stoikheion = elemento, e metron = 
medida ou medição. 
Nas reações químicas, as substâncias reagem 
entre si originando produtos em proporções 
específicas. Desse modo, é possível calcular 
quanto de produto será formado, ou o 
rendimento da reação. Se quisermos 
determinado rendimento, podemos também 
calcular quanto deverá ser utilizado de reagente. 
Por meio dos cálculos estequiométricos é 
possível fazer essas e outras relações específicas. 
Mas, antes de tudo, precisamos conhecer as 
proporções existentes entre os elementos que 
formam as diferentes substâncias. E 
essas proporções são dadas pelas fórmulas 
moleculares, percentuais e mínimas ou 
empíricas. 
Além disso, a base dos coeficientes de qualquer 
reação são as leis ponderais: 
• Lei da conservação da massa– Num 
sistema fechado, a massa total dos reagentes 
é igual à massa total dos produtos; 
• Lei das proporções constantes– Toda 
substância apresenta uma proporção em 
massa constante na sua composição. 
 Além disso, a lei volumétrica de Gay-
Lussac também nos fornece uma importante 
informação: se a pressão e a temperatura não 
mudarem, os volumes dos gases participantes de 
uma reação têm entre si uma relação de números 
inteiros e pequenos. 
Usa-se nos cálculos estequiométricos a relação 
mostrada abaixo: 
1 mol ↔ 6. 1023 moléculas ou fórmulas 
unitárias ↔ massa molar em g/mol ↔ 22,4 L 
(nas CNTP*) 
*Condições Normais de Temperatura e Pressão. 
Vejamos um exemplo de cálculo 
estequiométrico em que se relacionará apenas 
quantidade de matéria (mols). 
Exemplo:Qual a quantidade de matéria de 
álcool etílico, C2H6O(l), que deve reagir para 
fornecer 12 mols de gás carbônico? Considere 
esta uma reação de combustão completa. 
Equação Balanceada: 
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2O(v) 
Observe que 1 mol de álcool produz 2 mols de 
gás carbônico, assim pode-se fazer uma regra de 
três simples para resolver o problema: 
1 mol ------------------- 2 mols 
x-------------------------12 mols 
X=6 mols 
Resposta:6 mols de álcool etílico são necessários 
para gerar 12 mols de gás carbônico. 
Usa-se nos cálculos estequiométricos a relação 
mostrada abaixo: 
1 mol ↔ 6. 1023 moléculas ou fórmulas 
unitárias ↔ massa molar em g/mol ↔ 22,4 L 
(nas CNTP*) 
*Condições Normais de Temperatura e Pressão. 
Vejamos um exemplo de cálculo 
estequiométrico em que se relacionará apenas 
quantidade de matéria (mols). 
Exemplo:Qual a quantidade de matéria de 
álcool etílico, C2H6O(l), que deve reagir para 
fornecer 12 mols de gás carbônico? Considere 
esta uma reação de combustão completa. 
Equação Balanceada: 
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2O(v) 
Observe que 1 mol de álcool produz 2 mols de 
gás carbônico, assim pode-se fazer uma regra de 
três simples para resolver o problema: 
1 mol ------------------- 2 mols 
x-------------------------12 mols 
X=6 mols 
Resposta:6 mols de álcool etílico são necessários 
para gerar 12 mols de gás carbônico. 
Balanceamento de equações químicas 
Reações químicas são representadas por meio 
de equações. As quantidades reagentes e 
formadas em uma equação são representadas 
por números e ajustadas por meio 
do balanceamento da equação química. 
Balancear uma equação química é garantir que 
os átomos presentes na equação estarão em 
mesmo número nos reagentes e produtos. 
Como os átomos não podem ser criados ou 
destruídos, as substâncias inciais são rompidas 
e transformadas em novas substâncias, mas a 
quantidade de átomos permanece a mesma. 
Balanceamento químico 
Uma equação química apresenta informações 
qualitativas e quantitativas das reações. As 
fórmulas representam as substâncias envolvidas 
na reação, enquanto que os coeficientes à frente 
delas apresentam a quantidade de cada 
componente da reação química. 
Reação balanceada: 
Quando os reagentes se transformam em 
produtos, os átomos presentes na reação 
continuam os mesmos, só que rearranjados, 
como podemos observar a seguir. 
 
Um átomo de carbono reagiu com dois átomos 
de oxigênio para formar uma molécula de 
dióxido de carbono. As quantidades são iguais 
nos dois termos da equação, mas houve uma 
transformação. Com esse exemplo 
demonstramos o que enuncia a lei de lavoisier. 
Reação não balanceada: 
Quando uma reação química não está 
balanceada a quantidade de átomos é diferente 
nos dois membros da equação. 
https://www.todamateria.com.br/atomo/
https://www.todamateria.com.br/lei-de-lavoisier/
https://www.todamateria.com.br/reacoes-quimicas/
 
Pela reação de formação da água, vemos que há 
mais átomos reagentes que produtos, por isso a 
equação não está balanceada. Isso contraria a lei 
de Proust, pois não há uma proporção fixa. 
Para então tornar a equação química verdadeira, 
fazemos o balanceamento da equação e 
obtemos como resultado: 
Em 
equação 
 
Em 
palavras 
Duas moléculas de hidrogênio reagem com 
uma molécula de oxigênio e formam duas 
moléculas de água. 
Note que: 
• Quando o coeficiente é 1 não precisa 
escrevê-lo na equação. 
• Em um balanceamento só mudamos os 
coeficientes antes das substâncias, pois se 
https://www.todamateria.com.br/lei-de-proust/
https://www.todamateria.com.br/lei-de-proust/
trocarmos os números subscritos mudamos 
a fórmula química. Por exemplo: H2O é a 
água, mas H2O2 é o peróxido de 
hidrogênio. 
Métodos de balanceamento: 
Para uma equação química estar correta ela 
deve obedecer à lei de conservação das massas, 
ou seja, o número de átomos de cada elemento 
deve ser igual nos dois membros da equação. 
O primeiro passo a seguir é escrever a equação 
química não balanceada. 
Após ter visto quem são os reagentes da reação 
(à esquerda) e os produtos formados (à direita) 
é a hora de balancear a equação, ou seja, 
ajustar os coeficientes para que as proporções 
estejam corretas. 
Como exemplo utilizaremos a equação 
química que representa 
a combustão do propano. 
Existem algumas formas de encontrar esses 
coeficientes, vejamos a seguir. 
https://www.todamateria.com.br/combustao/
Método das tentativas 
Nesse método vamos atribuindo coeficientes 
conforme observamos a equação. 
1° passo: iniciar o balanceamento 
pelo elemento químico que aparece apenas uma 
vez em cada membro da equação. 
 
Observamos que carbono e hidrogênio 
aparecem em apenas um composto nos 
reagentes e produtos. 
2° passo: entre os elementos observados 
anteriormente escolher o que apresenta maior 
índice. 
Para isso, somamos os números subscritos de 
cada elemento, e vemos qual apresenta maior 
valor. 
Carbono Hidrogênio 
 
Pelos resultados acima, escolhemos iniciar pelo 
hidrogênio que apresenta maior atomicidade. 
https://www.todamateria.com.br/elementos-quimicos/
A ordem do balanceamento será: 
1. Hidrogênio 
2. Carbono 
3. Oxigênio 
3° passo: transformar índice em coeficiente. 
Hidrogênio 
O balanceamento é feito transpondo o índice do 
hidrogênio no reagente e usando-o como 
coeficiente no produto que tem átomos desse 
elemento. 
 
Como no produto tem-se 2 átomos de 
hidrogênio, inserimos um número como 
coeficiente que multiplicado por 2 obtém-se 
como resultado 8 átomos de hidrogênio, por 
isso escolhemos o 4. 
4° passo: prosseguir o balanceamento para os 
demais elementos. 
Carbono 
 
Temos 3 átomos de carbono noreagente, logo, 
acrescentamos o coeficiente 3 para também 
termos 3 carbonos no produto. 
Oxigênio 
Somando o número de átomos de oxigênio nos 
produtos formados vemos que possui 10 
átomos, sendo assim, precisamos de 10 átomos 
de oxigênio no reagente. 
 
Acrescentamos um número que multiplicado 
por 2 nos dê um resultado de 10 átomos. 
A equação balanceada é: 
Método algébrico 
Esse é mais utilizado para balancear equações 
mais complexas. 
1° passo: colocar letras para representar os 
coeficientes. 
 
2° passo: separar os elementos químicos e 
formar equações da seguinte forma: 
Multiplicar o número subscrito no elemento 
pela letra atribuída ao coeficiente. Em seguida, 
igualar o que está antes e depois da seta, 
estabelecendo uma equação para cada elemento 
químico. 
 
• Carbono (C): 
• Hidrogênio (H): 
• Oxigênio (O): 
3° passo: atribuir um valor aleatório para uma 
das incógnitas e resolver as equações (sugere-se 
atribuir um coeficiente ao composto com maior 
número de elementos ou átomos). 
Se , os demais coeficientes serão: 
 
 
 
 
Macete para balanceamento 
Existem outras regras para facilitar a ordem de 
balancear os elementos químicos. Uma delas 
inicia o balanceamento por metais, em seguida 
ametais, e deixando por último os elementos 
hidrogênio e oxigênio. Para isso, é só consultar 
a tabela periódica e ver a classificação do 
elemento. 
Exemplo: Para 
equação 
Macete para balanceamento: 
MACHO 
Ordem de 
balanceamento 
1. Metais 
2. Ametais 
3. Carbono 
4. Hidrogênio 
5. Oxigênio 
1. Sódio 
2. Cloro 
3. Carbono 
4. Hidrogênio 
5. Oxigênio 
Balanceamento: 
https://www.todamateria.com.br/tabela-periodica/
 
Passo a passo: 
1° passo: Sódio. 
Iniciamos o balanceamento com o metal sódio, 
que aparece uma vez em cada lado da equação. 
Como reagiram 2 átomos de sódio, ajustamos o 
produto formado para que também tivesse 2 
átomos de sódio. 
O balanceamento é feito transpondo o índice do 
sódio reagente e usando-o como coeficiente no 
produto que tem átomo de sódio. 
2° passo: Cloro. 
Quando atribuímos um coeficiente ao NaCl, 
observamos que na reação se formaram 2 
cloretos de sódio, sendo assim o próximo 
elemento ajustado foi o cloro, que no reagente 
só tinha 1 átomo. 
O balanceamento inseriu o coeficiente 2 para o 
HCl. 
3° passo: Carbono. 
Observamos que o carbono só tem um átomo 
em cada lado, então não precisou fazer 
nenhuma alteração. 
4° passo: Hidrogênio e Oxigênio. 
O mesmo ocorreu para hidrogênio e oxigênio, 
pois observarmos que as quantidades de átomos 
foram ajustadas quando atribuímos os 
coeficientes anteriormente. 
Balancear uma equação é importante porque 
usando as equações químicas balanceadas 
podemos realizar cálculos estequiométricos e 
prever a quantidade de reagentes utilizados e 
produtos formados a partir das proporções que 
viabilizam as reações químicas. 
Exercícios sobre balanceamento de equações 
químicas: 
Questão 1 
(Mackenzie-SP) 
 
Supondo que os círculos vazios e cheios, 
respectivamente, signifiquem átomos 
diferentes, então o esquema anterior 
representará uma reação química balanceada se 
substituirmos as letras X, Y e W, 
respectivamente, pelos valores: 
a) 1, 2 e 3. 
b) 1, 2 e 2. 
c) 2, 1 e 3. 
d) 3, 1 e 2. 
e) 3, 2 e 2. 
 
Questão 2 
(Unicamp-SP) Leia a frase seguinte e 
transforme-a em uma equação química 
(balanceada), utilizando símbolos e fórmulas: 
“uma molécula de nitrogênio gasoso, contendo 
dois átomos de nitrogênio por molécula, reage 
com três moléculas de hidrogênio diatômico, 
gasoso, produzindo duas moléculas de amônia 
gasosa, a qual é formada por três átomos de 
hidrogênio e um de nitrogênio”. 
Questão 3 
O peróxido de hidrogênio é um composto 
químico que pode se decompor, formando água 
e oxigênio, conforme a equação química a 
seguir. 
A respeito dessa reação a equação corretamente 
balanceada é: 
a) H2O2 → O2 + H2O 
b) 2H2O2 → O2 + 2H2O 
c) H2O2 → 2O2 + H2O 
d) 2H2O2 → 2O2 + 2H2O 
Questão 4 
(UFPE) Considere as reações químicas abaixo. 
 
 
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. 
Questão 5 
(Mackenzie-SP) Aquecido a 800 °C, o 
carbonato de cálcio decompõe-se em óxido de 
cálcio (cal virgem) e gás carbônico. A equação 
corretamente balanceada, que corresponde ao 
fenômeno descrito, é: 
(Dado: Ca — metal alcalino-terroso.) 
 
Respostas: 
1) 
Alternativa d) 3, 1 e 2. 
1º passo: Atribuímos letras para facilitar a 
compreensão da equação. 
 
2º passo: somamos os índices para saber quem 
tem maior número de átomos na equação. 
A 
 
B 
 
A e B aparecem apenas uma vez em cada 
membro da equação. Porém, se somarmos os 
índices observamos que A tem o maior valor. 
Por isso, iniciamos o balanceamento por ele. 
3º passo: Balanceamos o elemento A 
transpondo os índices e transformando-os em 
coeficientes. 
 
Observamos que automaticamente o elemento 
B foi balanceado e os coeficientes da equação 
são: 3, 1 e 2. 
 
2) 
Resposta: 
Representando os átomos descritos na questão 
podemos entender que a reação ocorre da 
seguinte forma: 
 
Chegamos então na equação: 
 
3) 
Alternativa correta: b) 2H2O2 → O2 + 2H2O 
Observe que o peróxido de hidrogênio uma 
substância química formada por átomos de dois 
elementos químicos: hidrogênio e oxigênio. 
Após a reação de decomposição deve-se ter o 
mesmo número de átomos dos dois elementos 
tanto nos reagentes quanto nos produtos. Para 
isso, precisamos efetuar o balanceamento da 
equação. 
Observe que temos 2 átomos de hidrogênio no 
reagente (H2O2) e dois átomos no produto 
(H2O). Entretanto, o oxigênio apresenta dois 
átomos no reagente (H2O2) e três átomos nos 
produtos (H2O e O2). 
Se colocarmos o coeficiente 2 antes do 
peróxido de hidrogênio dobramos o número de 
átomos dos elementos. 
Observe que se colocarmos o mesmo 
coeficiente junto à fórmula da água teremos a 
mesma quantidade de átomos dos dois lados. 
Portanto, a equação química corretamente 
balanceada é 2H2O2 → O2 + 2H2O. 
 
4) 
Alternativa correta: b) 2H2O2 → O2 + 2H2O 
Observe que o peróxido de hidrogênio uma 
substância química formada por átomos de dois 
elementos químicos: hidrogênio e oxigênio. 
Após a reação de decomposição deve-se ter o 
mesmo número de átomos dos dois elementos 
tanto nos reagentes quanto nos produtos. Para 
isso, precisamos efetuar o balanceamento da 
equação. 
Observe que temos 2 átomos de hidrogênio no 
reagente (H2O2) e dois átomos no produto 
(H2O). Entretanto, o oxigênio apresenta dois 
átomos no reagente (H2O2) e três átomos nos 
produtos (H2O e O2). 
Se colocarmos o coeficiente 2 antes do 
peróxido de hidrogênio dobramos o número de 
átomos dos elementos. 
Observe que se colocarmos o mesmo 
coeficiente junto à fórmula da água teremos a 
mesma quantidade de átomos dos dois lados. 
Portanto, a equação química corretamente 
balanceada é 2H2O2 → O2 + 2H2O. 
 
5) 
Alternativa c) 
O cálcio é um metal alcalino terroso e para ter 
estabilidade o cálcio precisa de 2 elétrons 
(Ca2+), que é a carga do oxigênio (O2-). 
Sendo assim, um átomo de cálcio se liga a um 
átomo de oxigênio e o composto formado é 
CaO, que é a cal virgem. 
O outro produto é o gás carbônico (CO2). 
Ambos são formados pelo carbonato de cálcio 
(CaCO3). 
Colocando em equação: 
Observamos que as quantidades de átomos já 
estão corretas e não precisam de 
balanceamento. 
 
Exercícios de Estequiometria: 
Questão 1: 
A amônia (NH3) é um composto químico que 
pode ser produzido pela reação entre os gases 
nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2), conforme a 
reação não balanceada a seguir. 
 
Os coeficientes estequiométricos dos 
compostos apresentadosna equação química 
são, respectivamente: 
a) 1, 2 e 3 
b) 1, 3 e 2 
c) 3, 2 e 1 
d) 1, 2 e 1 
 
Questão 2: 
Para a reação de síntese da amônia (NH3) ao 
utilizar 10 g de nitrogênio (N2) reagindo com 
hidrogênio (H2), qual massa, em gramas, do 
composto é produzida? 
Dados: 
N: 14 g/mol 
H: 1 g/mol 
a) 12 g 
b) 12,12 
c) 12,14 
d) 12,16 
 
Questão 3: 
A combustão completa é um tipo de reação 
química que tem como produtos gás carbônico 
e água. Reagindo álcool etílico (C2H6O) e 
oxigênio (O2) na proporção em mols de 1:3, 
quantos mols de CO2 é produzido? 
a) 1 mol 
b) 4 mols 
c) 3 mols 
d) 2 mols 
 
Questão 4: 
Com intenção de realizar uma combustão 
completa utilizando 161 g de álcool etílico 
(C2H6O), para produção de dióxido de carbono 
(CO2) e água (H2O), que massa de oxigênio 
(O2), em gramas, deve ser empregada? 
Dados: 
C: 12 g/mol 
H: 1 g/mol 
O: 16 g/mol 
a) 363 g 
b) 243 g 
c) 432 g 
d) 336 g 
 
Questão 5: 
(PUC-PR) Em 100 gramas de alumínio, quantos 
átomos deste elemento estão presentes? Dados: 
M(Al) = 27 g/mol 1 mol = 6,02 x 1023 átomos . 
a) 3,7 x 1023 
b) 27 x 1022 
c) 3,7 x 1022 
d) 2,22 x 1024 
e) 27,31 x 1023 
 
Questão 6: 
(Cesgranrio) De acordo com a Lei de Lavoisier, 
quando fizermos reagir completamente, em 
ambiente fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de 
enxofre, a massa, em g, de sulfeto de ferro 
obtida será de: (Fe=56; S=32) 
a) 2,76 
b) 2,24 
c) 1,76 
d) 1,28 
e) 0,48 
 
Questão 7: 
(FGV) A floculação é uma das fases do 
tratamento de águas de abastecimento público e 
consiste na adição de óxido de cálcio e sulfato 
de alumínio à água. As reações correspondentes 
são as que seguem: 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 → 2 Al(OH)3 + 3 
CaSO4 
Se os reagentes estiverem em proporções 
estequiométricas, cada 28 g de óxido de cálcio 
originarão de sulfato de cálcio: (dados - massas 
molares: Ca=40 g/mol, O=16 g/mol, H=1g/mol, 
Al=27 g/mol, S=32 g/mol) 
a) 204 g 
b) 68 g 
c) 28 g 
d) 56 g 
e) 84 g 
 
Questão 8: 
(UFRGS) O ar atmosférico é uma mistura de 
gases contendo cerca de 20% (em volume) de 
oxigênio. Qual o volume de ar (em litros) que 
deve ser utilizado para a combustão completa 
de 16 L de monóxido de carbono, segundo a 
reação: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) quando o ar e 
o monóxido de carbono se encontram a mesma 
pressão e temperatura? 
a) 8 
b) 10 
c) 16 
d) 32 
e) 40 
 
Questão 9: 
(UFBA) Hidreto de sódio reage com água, 
dando hidrogênio, segundo a reação: NaH + 
H2O → NaOH + H2 Para obter 10 mols de H2, 
são necessários quantos mols de água? 
a) 40 mols 
b) 20 mols 
c) 10 mols 
d) 15 mols 
e) 2 mols 
 
Respostas questões de estequiometria: 
1) 
Alternativa correta: b) 1, 3 e 2 
Realizando a contagem de átomos nos produtos 
e nos reagentes, temos: 
Reagentes Produtos 
2 átomos de nitrogênio 
(N) 
1 átomo de nitrogênio (N) 
2 átomos de hidrogênio 
(H) 
3 átomos de hidrogênio 
(H) 
Para a equação estar correta deve-se ter o 
mesmo número de átomos nos reagentes e nos 
produtos. 
Como o nitrogênio reagente apresenta dois 
átomos e no produto há apenas um átomo de 
nitrogênio, então precisamos escrever o 
coeficiente 2 antes da amônia. 
 
A amônia também apresenta hidrogênio em sua 
composição. No caso do hidrogênio da amônia, 
ao acrescentar o coeficiente 2, devemos 
multiplicar esse número pelo que está subscrito 
no elemento, pois representa seu número de 
átomos na substância. 
Observe que no produto ficamos com 6 átomos 
de hidrogênio e nos reagentes temos apenas 2. 
Por isso, para balancear o número de átomos de 
hidrogênio devemos acrescentar o coeficiente 3 
no gás reagente. 
 
Sendo assim, os coeficientes estequiométricos 
dos compostos apresentados na equação 
química são, respectivamente 1, 3 e 2. 
Observação: quando o coeficiente 
estequiométrico é 1 pode ser omitido da 
equação. 
 
 
2) Alternativa correta: c) 12,14 g de NH3. 
1º passo: escrever a equação balanceada 
 
2º passo: calcular as massas molares dos 
compostos 
N2 H2 NH3 
2 x 14 = 28 g 2 x 1 = 2 g 14 + (3 x 1) = 17 g 
3º passo: calcular a massa de amônia produzida 
a partir de 10 g de nitrogênio 
 
Através de uma regra de três simples podemos 
encontrar o valor de x, que corresponde a 
massa, em gramas, de amônia. 
 
Portanto, na reação é produzida a massa de 
12,14 g de amônia. 
 
3) Alternativa correta: d) 2 mols. 
1º passo: escrever a equação química. 
 
Reagentes: álcool etílico (C2H6O) e oxigênio 
(O2) 
Produtos: gás carbônico (CO2) e água (H2O) 
2º passo: acertar os coeficientes 
estequiométricos. 
O enunciado nos diz que a proporção dos 
reagentes é 1:3, então na reação 1 mol de álcool 
etílico reage com 3 mols de oxigênio. 
 
Como os produtos devem ter o mesmo número 
de átomos dos reagentes, vamos contabilizar 
quantos átomos de cada elemento tem nos 
reagentes para acertar os coeficientes dos 
produtos. 
Reagentes Produtos 
2 átomos de carbono (C) 1 átomo de carbono (C) 
6 átomos de hidrogênio 
(H) 
2 átomos de hidrogênio 
(H) 
7 átomos de oxigênio (O) 3 átomos de oxigênio (O) 
Para balancear o número de átomos de carbonos 
na equação devemos escrever o coeficiente 2 ao 
lado do gás carbônico. 
 
Para balancear o número de átomos de 
hidrogênio na equação devemos escrever o 
coeficiente 3 ao lado da água. 
 
Sendo assim, ao balancear a equação, 
encontramos que ao reagir 1 mol de álcool 
etílico com 3 mols de oxigênio são produzidos 
2 mols de gás carbônico. 
Observação: quando o coeficiente 
estequiométrico é 1 pode ser omitido da 
equação. 
 
4) 
Alternativa correta: d) 336 g. 
1º passo: escrever a equação balanceada 
 
2º passo: calcular as massas molares dos 
reagentes 
Álcool etílico (C2H6O) Oxigênio (O2) 
 
 
3º passo: calcular a proporção em massa dos 
reagentes 
Para encontrar a proporção em massa devemos 
multiplicar as massas molares pelos 
coeficientes estequiométricos da equação. 
Álcool etílico (C2H6O): 1 x 46 = 46 g 
Oxigênio (O2): 3 x 32 g = 96 g 
4º passo: calcular a massa de oxigênio que deve 
ser empregada na reação 
 
Portanto, em uma combustão completa de 161 g 
de álcool etílico deve ser empregado 336 g de 
oxigênio para queimar todo o combustível. 
 
5) 
Alternativa correta: d) 2,22 x 1024 
1° passo: Encontrar quantos mols de alumínio 
correspondem à massa de 100 g: 
 
2° passo: A partir do número de mols calculado, 
obter o número de átomos: 
 
3° passo: Escrever o número de átomos 
encontrado no formato de notação científica, 
apresentado nas alternativas da questão: 
Para isso, precisamos apenas "andar" com a 
vírgula uma casa decimal à esquerda e em 
seguida acrescentar uma unidade ao expoente 
da potência de 10. 
 
 
6) Alternativa correta: c) 1,76 
O sulfeto de ferro é o produto de uma reação de 
adição, onde ferro e enxofre reagem para 
formar uma substância mais complexa. 
1° passo: Escrever a equação química 
correspondente e verificar se o balanceamento 
está correto: 
 
2° passo: Escrever as proporções 
estequiométricas da reação e as respectivas 
massas molares: 
1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS 
56 g de Fe 32 g de S 88 g de FeS 
3° passo: Encontrar a massa de sulfeto de ferro 
obtida a partir da massa de ferro utilizada: 
 
 
7) 
Alternativa correta: b) 68 g 
A etapa de floculação é importante no 
tratamento de água pois as impurezas são 
aglomeradas em flocos gelatinosos, que são 
formados com a utilização de óxido de cálcio e 
sulfato de alumínio, facilitando a sua remoção. 
1° passo: 
Para a reação: 
 
Escrever as proporções estequiométricas da 
reação e as respectivas massas molares: 
1 mol CaO 1 mol H2O 1 mol Ca(OH)2 
56 g CaO 18 g H2O 74 g Ca(OH)2 
2° passo: Encontrar a massa de hidróxido de 
cálcio produzida a partir de 28 g de óxido de 
cálcio: 
 
3° passo: 
Para reação: 
 
Encontrar as massas molares de: 
Massa de hidróxidode cálcio reagente 
 
Massa de sulfato de cálcio produzida 
 
4° passo: Calcular a massa de sulfato de cálcio 
produzida a partir de 37 g de hidróxido de 
cálcio: 
 
 
8) 
Alternativa correta: e) 40 
Para reação: 
 
1° passo: Encontrar o volume de oxigênio para 
reagir com 16 L de monóxido de carbono: 
 
2° passo: Encontrar o volume de ar que 
contenha 8 L de oxigênio para reação, já que a 
porcentagem de oxigênio no ar é de 20%: 
 
Sendo assim, 
 
 
9) 
Alternativa correta: c) 10 mols 
Na reação: 
 
Observamos que a proporção estequiométrica é 
1:1. 
Ou seja, 1 mol de água reage para formar 1 mol 
de hidrogênio. 
A partir disso, chegamos a conclusão que: 
Como a proporção é 1:1, então, para produzir 
10 mols de hidrogênio deveria se ter como 
reagente 10 mols de água 
 
Cálculo de pureza 
 
O cálculo de pureza é feito para determinar a 
quantidade de impurezas que existem nas 
substâncias. Estes cálculos são muito utilizados, 
já que nem todas as substâncias são puras. 
Exemplo: uma amostra de calcita, contendo 80% 
de carbonato de cálcio, sofre decomposição 
quando submetida a aquecimento, de acordo 
com a reação: 
 
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da 
queima de 800g de calcita? 
 
 
 
x = 640g de CaCO3 
Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o 
valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g. 
 
 
 
 
x = 358,4g de CaO 
Cálculo de rendimento 
 
É comum, nas reações químicas, a quantidade de 
produto ser inferior ao valor esperado. Neste 
caso, o rendimento não foi total. Isto pode 
acontecer por várias razões, como por exemplo, 
má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, 
falta de preparo do operador, etc. 
O cálculo de rendimento de uma reação química 
é feito a partir da quantidade obtida de produto e 
a quantidade teórica (que deveria ser obtida). 
Quando não houver referência ao rendimento de 
reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 
100%. Exemplo: 
Num processo de obtenção de ferro a partir do 
minério hematita (Fe2O3), considere a equação 
química não-balanceada: 
 
Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se 
um rendimento de 80% na reação, a quantidade 
de ferro produzida será de: 
Equação balanceada: 
Dados: 1Fe2O3 = 
480g 
2Fe = x (m) com 80% de rendimento 
MM Fe2O3 = 160g/mol 
MM Fe = 56g/mol 
 
 
 
x = 336g de Fe 
Cálculo de rendimento: 
 
 
 
x = 268,8g de Fe 
EXERCÍCIOS SOBRE RENDIMENTO DE 
UMA REAÇÃO: 
1- (Cesgranrio-RJ) Em um processo de 
obtenção de ferro a partir da hematita 
(Fe2O3(s)), considere a equação não 
balanceada: 
Fe2O3(s) + C(s) → Fe(s) + CO(g) 
Utilizando-se 4,8 t de minério e admitindo-se 
um rendimento de 80% na reação, a quantidade 
de ferro produzida será de: 
a) 2688 kg 
b) 3360 kg 
c) 1344 t 
d) 2688 t 
e) 3360 t 
2-(Unirio-RJ) Soluções de amônia são 
utilizadas com frequência em produtos de 
limpeza doméstica. A amônia pode ser 
preparada por inúmeras formas. Dentre elas: 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2NH3(g) + H2O(g) + 
CaCl2(s) 
Partindo-se de 224 g de CaO(s), obtiveram-se 
102 g de NH3. O rendimento percentual da 
reação foi de: 
(Dadas as massas molares em g/mol: H = 1; N 
= 14; O = 16, Cl= 35,5; Ca = 40). 
a) 100 
b) 90 
c) 80 
d) 75 
e) 70 
3- 
O calcário é um minério constituído 
principalmente de carbonato de cálcio (CaCO3). 
Quando esse minério é aquecido, são produzidos 
cal viva (óxido de cálcio) e dióxido de carbono. 
Se forem produzidos 52,5 g de gás carbônico a 
partir de 128,19 g de carbonato de cálcio, qual 
será o rendimento aproximado dessa reação? 
a) 70% 
b) 80% 
c) 84% 
d) 93% 
e) 94% 
4- 
A reação entre o sulfato de cobre II e a amônia 
origina o composto Cu(NH3)4SO4: 
CuSO4(aq)+ 4 NH3(g) → Cu(NH3)4SO4(aq) 
Determine o rendimento aproximado do 
processo quando são obtidos 31,5 g de 
Cu(NH3)4SO4(aq) a partir de 25 g de sulfato de 
cobre II com excesso de amônia. 
a) 59% 
b) 68% 
c) 73% 
d) 80% 
e) 88% 
RESOLUÇÃO QUESTÕES DE 
RENDIMENTO: 
 
 
Questão 1 
Alternativa “a”. 
Primeiro escrevemos a equação química 
balanceada para verificar a proporção 
estequiométrica: 
1 Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) 
 ↓ ↓ 
 1 mol 2 mol 
As massas molares são: M (Fe2O3) = 160 g/mol 
e M (Fe) = 56 g/mol. 
Então o rendimento teórico dessa reação é dado 
por: 
1 . 160g de Fe2O3---------- 2 . 56 g de Fe 
4,8 . 106 g de Fe2O3-------- x 
x = 4,8 . 106 . 2 . 56 
 160 
x = 3,36 . 106 g de Fe 
Obs.: Visto que nesse exercício não se 
menciona o outro reagente (C), não precisamos 
determinar se há reagente limitante, porque 
somente o minério interessa-nos. 
3,36 . 106 g de ferro é o rendimento teórico, ou 
seja, de 100%. Mas o enunciado disse que o 
rendimento foi de 80%, então temos: 
8,4 . 106 --------- 100% 
y ------------- 80% 
y = 2,688 . 106 g de Fe = 2 688 kg de Fe = 
2,688 t de Fe 
 
Questão 2 
Alternativa “d”. 
Primeiro escrevemos a equação química 
balanceada para verificar a proporção 
estequiométrica: 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + 
CaCl2(s) 
 ↓ ↓ 
 1 mol 2 mol 
As massas molares são: M (CaO) = 56 g/mol e 
M (NH3) = 17 g/mol. 
Então o rendimento teórico dessa reação é dado 
por: 
1 . 56g de CaO---------- 2 . 17 g de NH3 
224 g de CaO-------- x 
x = 224 . 2 . 17 
 56 
x = 136 g de NH3 
Obs.: Visto que nesse exercício não se 
menciona o outro reagente (C), não precisamos 
determinar se há reagente limitante, porque 
somente o minério interessa-nos. 
136 g é o rendimento teórico, ou seja, de 100%, 
mas foram produzidos 102 g de NH3. Vamos 
descobrir, então, qual foi o rendimento 
percentual real: 
136 --------- 100% 
102 ------------- y 
y = 75% 
Questão 3 
Alternativa “d”. 
Primeiro escrevemos a equação química 
balanceada para verificar a proporção 
estequiométrica: 
CaCO3 → CaO + CO2(g) 
 ↓ ↓ 
 1 mol 1 mol 
As massas molares são: M (CaCO3) = 100 
g/mol e M (CO2) = 44 g/mol. 
Então o rendimento teórico dessa reação é dado 
por: 
1 . 100g de CaCO3---------- 1 . 44 g de CO2 
128,19 g de CaCO3-------- x 
x = 128,19 . 44 
 100 
x = 56,4036 g de CO2 
Esse é o rendimento teórico, ou seja, de 100%, 
mas foram produzidos 52,5 g de CO2 . Vamos 
descobrir, então, qual foi o rendimento 
percentual real: 
56,4036 --------- 100% 
52,5 ------------- y 
y ≈ 93% 
Questão 4 
Alternativa “e”. 
Primeiro escrevemos a equação química 
balanceada para verificar a proporção 
estequiométrica: 
CuSO4(aq)+ 4 NH3(g) → Cu(NH3)4SO4(aq) 
 ↓ ↓ 
 1 mol 1 mol 
As massas molares são: M (CuSO4) = 159,6 
g/mol e M (Cu(NH3)4SO4) = 227,6 g/mol. 
Obs.: Visto que a amônia está em excesso, o 
reagente limitante é o sulfato de cobre II. Então 
vamos tomar somente ele por base para a 
produção do composto: 
O rendimento teórico dessa reação é dado por: 
Cu(NH3)4SO4(aq). 
1 . 159,6 g de CuSO4 ---------- 1 . 227,6 g de 
Cu(NH3)4SO4(aq). 
25 g de CuSO4 ------------------ x 
x = 128,19 . 44 
 100 
x = 35,65 g de Cu(NH3)4SO4(aq). 
Esse é o rendimento teórico, ou seja, de 100%, 
mas foram produzidos 31,5 g de CO2 . Vamos 
descobrir, então, qual foi o rendimento 
percentual real: 
35,65 --------- 100% 
31,5 ------------- y 
y ≈ 88% 
EXERCÍCIOS SOBRE PUREZA DOS 
REAGENTES 
1-(UFRGS-RS) O gás hilariante, N2O(g), pode 
ser obtido pela decomposição térmica do nitrato 
de amônio, NH4NO3(s), conforme mostra a 
reação a seguir: 
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(ℓ) 
Se de 4,0 g do NH4NO3(s) obtivemos 2,0 g de 
gás hilariante, podemos prever que a pureza do 
sal é de ordem: 
a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20% 
2- 
(Cesgranrio-RJ) Uma indústria adquire 
hidróxidode sódio impuro como matéria-prima 
para o seu processo. Segundo as normas da 
empresa, devem ser recusadas as remessas com 
teor de NaOH inferior a 80%. Três amostras 
designadas por I, II e III, contendo cada uma 5 
gramas do produto são analisadas com H2SO4, 
sendo as massas de ácido consumidas na 
neutralização indicadas na tabela abaixo: 
 
Tabela de exercício sobre amostras com 
impurezas 
Do resultado da análise depreende-se que a(s) 
amostra(s) aprovada(s) foi (foram): 
a) apenas a I. 
b) apenas a II. 
c) apenas a III. 
d) apenas a I e a II. 
e) apenas a II e a III. 
3- 
Uma das formas de produção da amônia é a 
partir da reação entre a cal viva (óxido de 
cálcio) e o cloreto de amônio. Veja essa reação 
a seguir: 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + 
CaCl2(s) 
10,5 g de uma amostra de cal viva foram 
colocados para reagir com excesso de cloreto de 
amônio e foram produzidos 5,1 g de amônia. 
Qual é o grau de pureza em óxido de cálcio 
dessa amostra de cal viva usada? 
a) 60% 
b) 73% 
c) 80% 
d) 90% 
e) 125% 
4- 
O dióxido de titânio é um pó branco, sendo o 
pigmento mais utilizado no mundo em tintas 
para superfícies metálicas e em plásticos. Ele 
apresenta muitas vantagens, como alta 
durabilidade e resistência ao calor. Esse 
composto passa por análises de pureza, e uma 
delas consiste em reagir uma amostra sua com 
trifluoreto de bromo com a formação de 
oxigênio como um dos produtos, como mostra a 
reação logo mais abaixo. A massa de oxigênio 
produzida é determinada e, com isso, pode-se 
verificar a pureza do dióxido de titânio. 
3 TiO2(s) + 4 BrF3(l) → 3 TiF4(s) + 2 Br2(l) + 3 
O2(g) 
50 g de uma amostra de dióxido de titânio 
foram analisados dessa forma, tendo sido 
produzidos 14 g de gás oxigênio. Qual é a 
porcentagem, em massa, de dióxido de titânio 
nessa amostra? 
(Dadas as massas molares em g/mol: Ti = 
47,88; O = 16; Br = 79,9; F = 19). 
a) 60% 
b) 70% 
c) 80% 
d) 90% 
e) 100% 
RESPOSTAS QUESTÕES DE PUREZA: 
Questão 1 
Alternativa “b”. 
Primeiro escrevemos a equação da reação 
química balanceada: 
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(ℓ) 
Veja que a proporção estequiométrica entre o 
NH4NO3(s) e o N2O(g) é de 1 : 1. Agora, por 
meio das massas molares, calculamos a 
quantidade de hidróxido que produzirá 2,0 g de 
gás hilariante: 
1 mol ---------------- 1 mol 
80 g de NH4NO3(s)---- 44 g de N2O(g) 
x----------------------- 2,0 g de N2O(g) 
x = 3,63 g de NH4NO3(s) 
Por fim, calculamos o grau de pureza em 
termos de porcentagem de NH4NO3(s): 
4,0 g de NH4NO3(s) ------ 100% 
3,63 g de NH4NO3(s) ---- p% 
p% ≈ 90% 
Questão 2 
Alternativa “a”. 
Vamos ter que calcular o grau de pureza para as 
três amostras. A que tiver grau de pureza maior 
que 80% será aprovada. 
Primeiro escrevemos a equação da reação 
química balanceada: 
2 NaOH + 1 H2SO4→ Na2SO4 + 2 H2O(ℓ) 
Veja que a proporção estequiométrica entre o 2 
NaOH e o H2SO4 é de 2 : 1. Agora, por meio 
das massas molares, calculamos a quantidade 
de H2SO que reagirá com 5,0 g de NaOH: 
2 mol . 40 g de NaOH ------- 1 . 98 g de H2SO4 
5,0 g de NaOH ------------------- x 
x = 5,0 . 98 
 2 . 40 
x = 6,125 g de H2SO4 
Por fim, calculamos o grau de pureza para cada 
amostra: 
Amostra I: Amostra II: 
6,125 g de H2SO4 ------ 100% 6,125 g 
de H2SO4 ------ 100% 
4,98 g de H2SO4 ---- p% 4,63 g de H2SO4 ---- 
p% 
p% ≈ 81,3% p% ≈ 75,6% 
Amostra III: 
6,125 g de H2SO4 ------ 100% 
4,52 g de H2SO4 ---- p% 
p% ≈ 73,8% 
Apenas a amostra I está acima de 80% e, por 
isso, somente ela é aprovada. 
Questão 3 
Alternativa “c”. 
Primeiro escrevemos a equação da reação 
química balanceada: 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + 
CaCl2(s) 
Veja que a proporção estequiométrica entre o 
CaO e a amônia (NH3) é de 1 : 2. Visto que o 
cloreto de amônio está em excesso, o óxido de 
cálcio é o reagente limitante e é somente ele 
que vamos considerar. Agora, por meio das 
massas molares, calculamos a quantidade de 
CaO que produzirá 5,1 g de amônia: 
1 . 56 g de CaO---- 2 . 17 g de NH3 
x----------------------- 5,1 g de NH3 
x = 8,4 g de CaO 
Por fim, calculamos o grau de pureza em 
termos de porcentagem de CaO: 
10,5 g------ 100% 
 8,4 g ---- x 
x = 80% 
Questão 4 
Alternativa “b”. 
Primeiro escrevemos a equação da reação 
química balanceada: 
3 TiO2(s) + 4 BrF3(l) → 3 TiF4(s) + 2 Br2(l) + 3 
O2(g) 
Veja que a proporção estequiométrica entre o 
TiO2 e o O2 é de 3 : 3 ou de 1 : 1. Agora, por 
meio das massas molares, calculamos a 
quantidade de O2 que deve ser produzida com 
14 g de gás oxigênio: 
79,88 g de TiO2(s) ---- 32 g de O2(g) 
x----------------------- 14 g de O2(g) 
x ≈ 35 g de TiO2 
Por fim, calculamos o grau de pureza em 
termos de porcentagem de TiO2: 
50 g------ 100% 
35 g ---- x 
x = 70%