calculo estquiometrico I

Prévia do material em texto

139PROMILITARES.COM.BR
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROCEDIMENTOS BÁSICOS
O cálculo estequiométrico consiste na aplicação das leis das reações 
químicas nas soluções de problemas envolvendo as quantidades das 
substâncias envolvidas nas reações.
É de grande importância seguir alguns procedimentos básicos:
1. escrever a equação química;
2. balancear a equação química;
3. estabelecer uma proporção entre os números de mols 
(coe� cientes) das substâncias envolvidas no problema;
4. transformar esses números de mols, se for preciso, nas 
grandezas e unidades exigidas pelo problema;
5. efetuar os cálculos.
PROBLEMAS ENVOLVENDO QUANTIDADES 
DE MATÉRIA (MOL, MASSA E NÚMERO DE 
PARTÍCULAS) DE SUBSTÂNCIAS PURAS E 
COM RENDIMENTO IGUAL A 100%
Relação fundamental para resolução de problemas:
1 mol de uma substância → massa molar(g) → 6,0 x1023 moléculas.
Exercício Resolvido
01. Qual é a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) necessária para 
consumir totalmente 4,0 g de hidróxido de sódio (NaOH) numa 
reação de neutralização total?
Dados: massas molares em g.mol–1, NaOH= 40 , H2SO4 = 98.
Resolução:
Escrevendo a equação química: H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O.
Equação química balanceada: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O.
Proporção molar entre as substâncias envolvidas no problema: 
1mol de H2SO4 → 2 mol de NaOH.
Proporção entre as massas das substâncias envolvidas no problema: 
98 g de H2SO4 → 2(40) g de NaOH 
Efetuando os cálculos: 
98 g de H2SO4 → 2(40) g de NaOH
 x → 4,0 g de NaOH
x = (98)(4,0)/(2)(40) = 4,9 g de H2SO4
PROBLEMAS ENVOLVENDO VOLUMES 
DE SUBSTÂNCIAS GASOSAS QUE SE 
ENCONTRAM NAS C.N.T.P.
Relação fundamental para resolução de problemas com 
substâncias gasosas nas C.N.T.P.:
1 mol de uma substância gasosa nas C.N.T.P. → massa molar(g) 
→ 22.4 Litros.
Exercício Resolvido
02. Qual é o volume, nas C.N.T.P. de dióxido de carbono (CO2) 
obtido na combustão completa de 9,2 g de etanol (C2H6O)? 
Dados: massa molar do etanol em g.mol–1 = 46.
Resolução:
Escrevendo a equação química: C2H6O + O2 → CO2 + H2O.
Equação química balanceada: C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. 
Proporção molar entre as substâncias envolvidas no problema: 1 
mol de C2H6O → 2 mol de CO2.
Proporção entre as quantidades das substâncias envolvidas no 
problema: 46 g de C2H6O → 2(22,4)L de CO2.
Efetuando os cálculos:
46 g de C2H6O → 2(22,4)L de CO2
9,2 g de C2H6O → x
x = (9,2)2(22,4)/(46) = 8,96L de CO2
PROBLEMAS ENVOLVENDO VOLUMES 
DE SUBSTÂNCIAS GASOSAS QUE NÃO SE 
ENCONTRAM NAS C.N.T.P.
Quando as substâncias gasosas não se encontram nas C.N.T.P., é 
mais aconselhável não converter o seu número de mols para depois 
aplicar a Equação de Clapeyron, PV = nRT.
Exercício Resolvido
03. Qual é a massa de alumínio metálico que será totalmente 
dissolvida numa solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) 
de forma que se possa produzir a 2 atm e 127 OC, 41L de gás 
hidrogênio (H2)? 
Dados: massa molar em g.mol–1: A = 27; constante universal dos 
gases = 0,082 atm.L.mol-1.K-1.
Resolução:
Escrevendo a equação química: A + H2SO4 → A2(SO4)3 + H2.
Equação química balanceada: A + 3H2SO4 → A2(SO4)3 + 3H2.
Proporção molar entre as substâncias envolvidas no problema: 
1mol de A → 3 mol de H2.
Proporção entre as quantidades das substâncias envolvidas no 
problema: 27g de A → 3 mol de H2.
Calculando o número de mols de H2:
PV = nRT → (2atm)(41L) = n(0,082 atm.L.mol-1.K-1)[(127+273)K] →
n =2,5 mol de H2.
Efetuando o cálculo da massa de alumínio: 
27g de A → 3 mol de H2
 x → 2,5 mol de H2
x = (27)(2,5)/3 = 22,5 g de A
140
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROMILITARES.COM.BR
PROBLEMAS ENVOLVENDO REAÇÕES 
QUÍMICAS CONSECUTIVAS
Quando temos um conjunto de reações consecutivas, devemos 
reduzir o problema a uma única reação. Desta forma, é imprescindível 
balancear as equações de forma que se obtenha coe� ciente 
coincidente na substância que funciona simultaneamente como 
produto de uma dada reação e reagente da reação seguinte.
Exercício Resolvido
04. O ácido nítrico (HNO3) pode ser obtido pelas reações abaixo 
não balanceadas:
I. NH3 + O2 → NO +H2O
II. NO + O2 → NO2
III. NO2 → N2O4
IV. N2O4 + H2O → HNO2 + HNO3
Qual é a massa de amônia (NH3) consumida na obtenção de 315 
g de ácido nítrico?
Dado: massas molares em g.mol–1: NH3 = 17 ; HNO3 = 63.
Resolução:
Fazendo o balanceamento das equações I, II, III e IV:
I. 2NH3 + 
5
2
O2 → 2NO +3H2O
II. NO + 1/2 O2 → NO2
III. 2NO2 → N2O4
IV. N2O4 + H2O → HNO2 + HNO3
Comentário: são substâncias que funcionam simultaneamente 
como produto de uma reação e reagente da reação seguinte:
De I para II → NO. 
De II para III → NO2.
De III para IV → N2O4.
Para transformarmos em um problema de uma única reação, 
deveremos realizar os seguintes ajustes:
Multiplicar os coe� cientes da equação II por (2).
Manter os coe� cientes da reação III e IV.
Vamos obter o seguinte resultado:
3 2
5
I. 2NH O 2NO
2
+ → 3+ 2H O
II. 2N 2O 1O 2N+ → 2O
III. 2N 2 2 4O N O→
2 4IV. N O 2H O+ 2 3HNO HNO→ +
---------------------------------------------------------------
Equação total: 2NH3 + 
7
2
O2 → HNO2 + HNO3 +2H2O
Proporção molar entre as substâncias envolvidas no problema: 2 
mol de NH3 → 1 mol de HNO3.
Proporção entre as massas das substâncias envolvidas no problema: 
2(17)g de NH3 → 63 g de HNO3.
Efetuando os cálculos: 
2(17)g de NH3 → 63 g de HNO3
 x → 315 g de HNO3
x = 2(17)(315)/(63) = 170 de NH3
PROBLEMAS ENVOLVENDO 
SUBSTÂNCIAS IMPURAS 
(GRAU DE PUREZA)
Os reagentes disponíveis na natureza, na grande maioria dos 
casos, apresentam substâncias indesejáveis para se executar a reação 
química desejada.
Podemos, então, esquematizar uma amostra da seguinte forma:
 reagente 
amostra
 p
impurezas
uro 



Devemos levar em conta as seguintes quantidades:
Qa → quantidade da amostra analisada → nessa quantidade está 
incluída partes referentes às impurezas presentes.
Qp → quantidade de substância pura → é uma fração de Qa, é a 
parte que contém a substância que participa da reação.
Q(imp) → quantidade de impurezas → essa parte é inerte à reação.
P(%) → percentual ou grau de pureza → indica a quantidade 
percentual que Qp é de Qa.
Logo: Qa → 100%
 Qp → P(%)
Exercício Resolvido
05. Uma siderúrgica obteve 5,6t de Ferro a partir de 10 t de 
hematita. Considerando que a hematita apesenta o óxido férrico 
(Fe2O3) como única substância ferrosa, determine o grau de pureza 
dessa hematita em termos desse óxido. 
Dado: massas molares em g.mol–1: Fe = 56 ; Fe2O3 = 160.
Resolução:
A fórmula do óxido férrico, Fe2O3 nos sugere a seguinte proporção 
molar: 1 mol de Fe2O3 → 2 mol de Fe.
Proporção entre as massas das substâncias envolvidas no problema: 
160 g de Fe2O3 → 112 g de Fe.
Identi� cação das Quantidades(Q):
Qa = 10 t de hematita
Qp = ?
Efetuando os cálculos:
160 g de Fe2O3 → 112 g de Fe
 Qp → 5,6t de Fe
Qp = (160)(5,6)/(112) = 8,0t de Fe2O3
Logo: 10 t → 100%
 8,0t → P(%)
P(%) = (8,0)(100)/(10) = 80%
PROBLEMAS ENVOLVENDO 
RENDIMENTO INFERIOR A 100%
Numa reação química, nem sempre ocorre a total conversão dos 
reagentes nos produtos desejados. É possível a ocorrência de uma 
reação com formação de um produto indesejável.
Reagentes
Produtos Desejáveis
Faz com que ocorra 
a queda de rendimento 
da reação
Produtos Indesejáveis }
141
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROMILITARES.COM.BR
Cada quantidade de reagente que se converte em produtos 
indesejáveis, provoca uma queda percentual de rendimento da reação.
Devemos levar em conta as seguintes quantidades:
Reagentes → Produtos
Qr ----------- Qp x(R%/100)
Q’r ---------- Q’p
Qr → quantidade proporcional do reagente considerado.
Qp → quantidade proporcional do produto num rendimento de 
100%.
R(%) → percentual de rendimento da reação.
Q’r → quantidade de reagente que pode ser fornecido pelo 
problema ou que desejamos calcular.
Q’p → quantidade de produto que pode ser fornecido pelo 
problema ou que desejamos calcular.Logo: Qr → Qp xR(%)/100
 Q’r → Q’p
Exercício Resolvido
06. A combustão completa do benzeno (C6H6) se processa de um 
rendimento de 95%. Qual é o volume de dióxido de carbono (CO2), 
obtido nas C.N.T.P., quando são consumidos 1,56 g de benzeno?
Dado: massas molares em g.mol–1: C6H6 = 78.
Resolução:
A fórmula do benzeno C6H6 nos sugere a seguinte proporção 
molar: 1 mol de C6H6 → 6 mol de CO2.
Proporção entre as massas das substâncias envolvidas no problema: 
78 g de C6H6 → 6 (22,4)L de CO2.
Identi� cação das Quantidades(Q):
Qr = 78 g de C6H6.
Qp = 6 (22,4)L de CO2
R(%) = 95%
Q’r = 1,56 g de C6H6.
Q’p =?
Logo:
78 g de C6H6 → 6 (22,4L) (95%/100) L de CO2
1,56 g de C6H6 → Q’p
Q’p = [(1,56) 6 (22,4L) (95%/100)]/78 = 2,24 L de CO2
PROBLEMAS ENVOLVENDO 
REAGENTES EM EXCESSO
Quando pelo menos um dos reagentes se encontra 
proporcionalmente acima da quantidade estequiométrica para uma 
reação química, podemos concluir que o mesmo se encontra em 
excesso.
Devemos levar em consideração os seguintes conceitos:
Reagente Limitante → Sua quantidade é totalmente consumida 
pela reação.
Reagente Excedente → Apenas parte de sua quantidade é 
consumida pela reação.
+
reagentes
produto reagente em
excesso
Reagente
Excedente
Reagente
Limitante
Nesse caso, devemos levantar uma hipótese que aponta o 
reagente limitante e o reagente excedente.
Con� rmada a hipótese, damos continuidade aos cálculos.
Não con� rmando a hipótese, devemos efetuar os cálculos invertendo 
a hipótese anterior.
Observação
Para se calcular a quantidade dos produtos, é aconselhável usar a 
quantidade do reagente limitante como base de cálculo.
Exercício Resolvido
07. Foram misturados num recipiente, 9,8 g de ácido fosfórico, 
H3PO4, com 10 g de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2.
a) Identi� que os reagentes limitante e excedente, se houver.
b) Determine se houver a massa do reagente excedente.
c) Determine a maior massa de fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2 que 
pode ser obtida nessa reação.
Dado: massas molares em g⋅mol–1 H3PO4 = 98; Ca(OH)2= 74; 
Ca3(PO4)2 = 310.
Resolução:
Escrevendo a equação química: 
H3PO4 + Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + H2O
Equação química balanceada: 
2H3PO4 +3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6H2O
Proporção molar entre as substâncias envolvidas no problema:
2 mol de H3PO4 →3 mol de 3 Ca(OH)2 →1 mol de Ca3(PO4)2
Observação
Proporção entre as massas das substâncias envolvidas no problema: 
2(98 g) de H3PO4 → 3(74)g de Ca(OH)2 → 1(310 g) de Ca3(PO4)2
HIPÓTESE: o ácido fosfórico é o reagente limitante.
Veri� cação: 2(98g) de H3PO4 → 3(74)g de Ca(OH)2
 9,8g de H3PO4 → x
x = (9,8)3(74)/2(98) = 11,11g > 10g → Esse resultado nos mostra 
que o que se tem de hidróxido de cálcio, 10 g, é menor que o 
previsto. Logo, a hipótese está errada.
HIPÓTESE CORRETA: o hidróxido de cálcio é o reagente limitante:
Veri� cação: 2(98 g) de H3PO4 → 3(74)g de Ca(OH)2.
 y → 10 g de Ca(OH)2.
y = 2(98)(10)/3(74) = 8,83 < 9,8 g → Esse resultado nos mostra 
que o hidróxido de cálcio é o reagente limitante.
Reagente Limitante → hidróxido de cálcio.
Reagente excedente → ácido fosfórico.
Massa de excedente = 9,8 – 8,83 = 0,97g de H3PO4.
3(74)g de Ca(OH)2 → 1(310g) de Ca3(PO4)2
 10 g de Ca(OH)2 → z
Z = (10)1(310)/3(74) = 13,96 g de Ca3(PO4)2
142
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROMILITARES.COM.BR
ANÁLISE ELEMENTAR POR REAÇÃO 
DE COMBUSTÃO COMPLETA 
(MÉTODO DE LIEBIG)
A combustão completa de compostos orgânicos, que apresentam 
no mínimo os elementos carbono e hidrogênio, formam como seus 
produtos as substâncias dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). Desta 
forma, podemos entender que todo carbono presente na amostra 
analisada está relacionado com a produção de CO2, como também 
todo o hidrogênio com a produção de H2O.
Exercício Resolvido
08. A combustão completa de 0,3 g de um composto X produziu 
0,44 g de dióxido de carbono e 0,18 g de água. Determine a 
fórmula mínima de X.
Dadas as massas molares em g/mol: H = 1, C =12, O = 16, H2O = 
18, CO2 = 44.
a) Cálculo da massa de Carbono → x: 
1 mol de CO2 → 44 g → 12 g de C 
 0,44 g → x 
x = (0,44)(12)/44 = 0,12 g 
b) Cálculo da massa de Hidrogênio → y: 
1 mol de H2O → 18 g → 2 g de H 
 0,18 g → Y 
y = (0,18)(2)/18 = 0,02 g
c) Cálculo da massa de oxigênio → z: 
0,3 = x + y + z 0,3 = 0,12 + 0,2 + z → z = 0,16 g
d) Cálculo da Fórmula Mínima: 
Número de mols de C = 0,12/12 = 0,01/0,01 = 1 
Número de mols de H = 0,02/1 = 0,02/0,01 = 2 
Número de mols de O = 0,16/16 = 0,01/0,01 = 1 
Fórmula mínima = (CH2O)n
ANÁLISE ELEMENTAR DE MISTURAS
Nesse caso, as reações deverão ser tratadas de forma 
independente. Depois se calculam as quantidades obtidas através de 
um sistema de equações.
Exercício Resolvido
09. Uma liga metálica de massa igual a 1g formada por magnésio 
e alumínio foi totalmente dissolvida em solução de ácido clorídrico, 
produzindo um gás. O volume do gás produzido, nas C.N.T.P. foi 
igual a 1,036 L.
Determine a composição percentual da liga.
Dadas Massas molares em g/mol: H = 1, Mg = 24, A = 27 , C = 
35,5, volume molar nas C.N.T.P. = 22,4 L.
Resolução:
a) Equações Químicas e suas Proporções:
2 2Mg 2HC MgC H
24g 22,4L
x a
a (22,4)(x) / 24 0,933x
+ → +
→
→
= =
 
3 22A 6HC 2A C 3H
2x27g 3x22,4L
y b
b 3(22,4)(y) / 2x27 1,244y
+ → +
→
→
= =
   
b) Sistema de Equação:
x + y = 1
0,933x + 1,244y = 1,036
Resolvendo o sistema, temos: x = 0,67 e y = 0, 33, ou seja, 67% de 
Magnésio e 33% de Alumínio.
EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. O etino, também conhecido como acetileno, é um Alcino muito 
importante na Química. Esse composto possui várias aplicações, 
dentre elas o uso como gás de maçarico oxiacetilênico, cuja chama 
azul atinge temperaturas em torno de 3000 °C.
A produção industrial do gás etino está representada, abaixo, em três 
etapas, conforme as equações balanceadas:
ETAPA I: CaCO3(s)→ CaO(s) + CO2(g)
ETAPA II: CaO(s) + 3C(graf)→ CaC2(s) + CO(g)
ETAPA III: CaC2(s) +2H2O() → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)
Dadas as massas molares em g/mol: H = 1; C = 12; O =16; Ca = 40.
Considerando as etapas citadas e admitindo que o rendimento de cada 
etapa da obtenção do gás etino por esse método é de 100%, então a 
massa de carbonato de cálcio (CaCO3(s)) necessária para produzir 5,2 
g do gás etino (C2H2(g)) é:
a) 20,0 g.
b) 18,5 g.
c) 16,0 g.
d) 26,0 g.
e) 28,0 g.
02. Acompanhando a evolução dos transportes aéreos, as 
modernas caixas-pretas registram centenas de parâmetros a cada 
segundo, construindo recurso fundamental das causas de acidentes 
aeronáuticos. Esses equipamentos devem suportar ações destrutivas, 
e o titânio, metal duro e resistente, pode ser usado para revesti-los 
externamente.
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do tetracloreto 
de titânio por meio da reação não balanceada abaixo:
TiC4(g) + Mg(s) → MgC2() + Ti(s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiC4(g). 
Supondo que tal reação seja total, a massa de titânio obtida será de 
aproximadamente:
Dados: Ti = 48; C = 35,5; Mg = 24.
a) 1,20 g.
b) 2,4 g.
c) 3,6 g.
d) 4,8 g.
e) 7,2 g.
03. O etanol (C2H6O) pode ser produzido por fermentação da glicose 
(C6H12O6), conforme reação:
C6H12O6 → 2C2H6O + 2CO2
Se 360 g de glicose produzem 92 g de etanol, o rendimento do processo 
é:
Dadas as massas molares: H = 1 g/mol; C = 12 g/mol; O 16 g/mol.
a) 92%
b) 100%
c) 50%
d) 75%
e) 25%
04. O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da 
reação do alumínio com ácido sulfúrico, cuja equação química não 
ajustada é dada abaixo:
A(s) + H2SO4(aq) → A2(SO4)3(aq) + H2(g)
Um analista utilizou uma quantidade su� ciente de H2SO4 para reagir 
com 5,4 g de metal e obteve 5,71 L do gás nas C.N.T.P. Nesse processo, 
o analista obteve um rendimento aproximado de:
Dadas as massas molares em g/mol: H = 1; O =16; A = 27; S = 32.
a) 75%.
b) 80%.
c) 85%.
d) 90%.
e) 95%
143
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICOPROMILITARES.COM.BR
05. (PUC-RJ 2017) O silicato de sódio (Na2SiO3) utilizado na 
composição do cimento, pode ser obtido através de um processo de 
calcinação (em elevada temperatura) da sílica (SiO2) com carbonato 
de sódio (Na2CO3), de acordo com a equação química balanceada, 
representada a seguir:
835 C
2(g) 2 3(s) 2 3(s) 2(g)SiO Na CO Na SiO CO
°+ → +
Dados: M(SiO2) = 60 g mol
-1; M(Na2SiO3)= 122 g mol
-1.
Considerando que o rendimento desse processo foi de 70%, a 
massa, em kg, de Na2SiO3 formada a partir de 9 kg de sílica foi de 
aproximadamente:
a) 10,4.
b) 12,8.
c) 14,6.
d) 17,2.
e) 18,3.
06. (FUVEST 2019) O cinamaldeído é um dos principais compostos 
que dão o sabor e o aroma da canela. Quando exposto ao ar, oxida 
conforme a equação balanceada:
Uma amostra de 19,80 g desse composto puro foi exposta ao ar 
por 74 dias e depois pesada novamente, sendo que a massa � nal 
aumentou em 1,20 g. A porcentagem desse composto que foi oxidada 
no período foi de:
Note e adote:
- Massas molares (g/mol): cinamaldeído = 132; O2 = 32.
- Considere que não houve perda de cinamaldeído ou do produto de 
oxidação por evaporação.
a) 10%
b) 25%
c) 50%
d) 75%
e) 90%
07. (UNESP 2018) O cloreto de cobalto(II) anidro, CoC2, é um sal 
de cor azul, que pode ser utilizado como indicador de umidade, 
pois torna-se rosa em presença de água. Obtém-se esse sal pelo 
aquecimento do cloreto de cobalto(II) hexa-hidratado, CoC2·6H2O, 
de cor rosa, com liberação de vapor de água.
aquecimentosal hexa-hidratado (rosa) sal anidro (azul) vapor de água→ +
A massa de sal anidro obtida pela desidratação completa de 0,1 mol 
de sal hidratado é, aproximadamente:
Dados: Co = 58,9; C = 35,5.
a) 11 g.
b) 13 g.
c) 24 g.
d) 130 g.
e) 240 g.
08. A combustão do gás amoníaco é representada pela seguinte 
equação não balanceada:
NH3 + O2 → N2 + H2O
Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L de NH3, nas CNTP, 
sabendo que a reação tem rendimento de 95%.
Dadas as massas molares: H = 1 g/mol; O = 16 g/mol; volume molar 
nas CNTP = 22,4 L.
a) 256,5 g
b) 270,0 g
c) 67,5 g
d) 64,1 g
e) 42,8 g
09. (UECE 2016) Segundo Chang e Goldsby, no livro Química, 11ª 
edição, nitrato de amônio é o fertilizante mais importante do mundo. 
Além de fertilizante, é um poderoso explosivo que foi responsável pela 
destruição de um navio no Texas em 1947, por um atentado no WTC 
em Nova York em 1993 e pela destruição do Edifício Alfred P. Murrah 
em Oklahoma City em 1995. A uma temperatura de 300 ºC, o nitrato 
de amônio se decompõe em gás nitrogênio, água no estado gasoso 
e oxigênio, liberando calor. A massa de nitrogênio produzida nestas 
condições a partir de 48 kg de nitrato de amônio será:
a) 8,4 kg.
b) 4,2 kg.
c) 12,6 kg.
d) 16,8 kg.
10. (PUC-PR 2016) O ácido permangânico é um composto instável, 
de cor branca, extremamente corrosivo, o qual oxida em soluções 
aquosas. Já o hidróxido de ferro III é uma base insolúvel em água que, 
em conjunto com outras substâncias, pode servir, por exemplo, em 
medicina para ajudar a tratar anemias.
(Disponível em: <http://www.quimica.seed.pr.gov.br>)
No que diz respeito aos ácidos e bases, assinale a alternativa correta.
Dadas massas atômicas em (g/mol): H = 1,0 = 16, Mn = 55, Fe = 56.
a) O nox do manganês no sal possui valor igual a 6.
b) Quando utilizado 300 g do ácido, são consumidos 95 g da base e 
5,54 mols de água, respectivamente.
c) O sal resultante desta reação possui caráter neutro em solução, 
visto que provém de um ácido forte e uma base forte.
d) A proporção da quantidade de mol da reação balanceada para o 
ácido, base, sal e água é, respectivamente, 3:1:1:3.
e) O hidróxido de ferro III atua de maneira efetiva no tratamento da 
anemia, não necessitando de outras substâncias para o referido 
tratamento.
EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (ENEM 2017) O ácido acetilsalicílico, AAS (massa molar igual a 
180 g/mol), é sintetizado a partir da reação do ácido salicílico (massa 
molar igual a 138 g/mol) com anidrido acético, usando-se ácido 
sulfúrico como catalisador, conforme a equação química:
Após a síntese, o AAS é puri� cado e o rendimento � nal é de 
aproximadamente 50%. Devido às suas propriedades farmacológicas 
(antitérmico, analgésico, anti-in� amatório, antitrombótico), o AAS é 
utilizado como medicamento na forma de comprimidos, nos quais se 
emprega tipicamente uma massa de 500 mg dessa substância.
Uma indústria farmacêutica pretende fabricar um lote de 900 mil 
comprimidos, de acordo com as especi� cações do texto. Qual é a massa 
de ácido salicílico, em kg, que deve ser empregada para esse � m?
a) 293
b) 345
c) 414
d) 690
e) 828
144
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROMILITARES.COM.BR
02. (UFRGS 2018) A decomposição térmica do ácido nítrico na presença 
de luz libera NO2 de acordo com a seguinte reação (não balanceada).
HNO3(aq) → H2O() + NO2(g) + O2(g)
Assinale a alternativa que apresenta o volume de gás liberado, nas 
CNTP, quando 6,3 g de HNO3 são decompostos termicamente.
Dados: H = 1; N = 14; O = 16.
a) 2,24 L
b) 2,80 L
c) 4,48 L
d) 6,30 L
e) 22,4 L
03. (UECE 2017) Uma das grandes preocupações da mídia, dos 
governantes e da sociedade em geral com o meio-ambiente diz 
respeito à emissão de gás carbônico, um dos responsáveis pelo efeito 
estufa causador do aquecimento global. Dentre as várias formas de 
emissão do gás carbônico, encontra-se a que é realizada pelo corpo 
humano no processo respiratório, em que o gás oxigênio é inspirado 
e o gás carbônico é expirado. Para determinar a quantidade de CO2
expirado por um ser humano adulto, foi realizado um teste reagindo-
se esse gás com o hidróxido de bário, em que se observou, em 20 
minutos, a produção de 59,1 g de carbonato de bário. Usando-se a 
equação dessa reação química para determinar o volume desse gás, 
nas CNTP, que uma pessoa adulta libera, é correto a� rmar que em 1 
hora, o volume de CO2 liberado é de aproximadamente:
Dados: Ba = 137,3; C = 12; O = 16.
a) 15 litros.
b) 20 litros.
c) 25 litros.
d) 30 litros.
04. (PUC-SP 2017) Dados: Volume de 1 mol de gás na CNTP é 22,4 
L, H = 1; O = 16.
A água oxigenada é o nome dado à solução comercial de peróxido 
de hidrogênio (H2O2) em água. Em lojas de produtos químicos, é 
possível adquirir frascos contendo água oxigenada 200 volumes. 
Essa concentração indica que a decomposição total do peróxido de 
hidrogênio contida em 1,0 L de solução produz 200 L de gás oxigênio 
medidos na CNTP.
A reação de decomposição da água oxigenada é representada 
pela equação química a seguir.
2 H2O2(aq) → 2 H2O() + O2(g)
Desse modo, 50 ml dessa solução contém, aproximadamente:
a) 10 g de H2O2.
b) 20 g de H2O2.
c) 30 g de H2O2.
d) 40 g de H2O2.
05. (UEFS 2017) O hidrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e 
altamente in� amável. Possui diversas aplicações industriais, tais como 
a produção de semicondutores, produção de amônia, hidrogenação 
de óleos e de gorduras comestíveis, produção de metanol, redução de 
minerais metálicos, soldas, remoção de enxofre de óleo combustível 
e gasolina, entre outras. Além disso, existem empresas investindo 
em pesquisas para desenvolver veículos que funcionem com o gás 
hidrogênio como combustível. Industrialmente, o gás hidrogênio é 
obtido pela decomposição de hidrocarbonetos, sob a ação do calor. 
Mas, em pequenas quantidades, pode ser obtido pela reação de 
ácidos com metais. Para a produção de uma pequena quantidade 
de gás hidrogênio, gotejaram-se 100,0 mL de HC 5,0 mol/L sobre 
25,0 g de zinco metálico em pó, Zn(s). Na temperatura de 25 ºC e 
pressão atmosférica de 1,0 atm, a quantidade máxima, em litros, de 
gás hidrogênio que pode ser produzida é, aproximadamente:
Dados: Zn = 65,4; R = 0,082 atm·mol-1·K-1.
a) 22,4.
b) 12,0.
c) 9,0.
d) 6,0.
e) 1,0.
06. (UPE-SSA 1 2016) A remoção de impurezas contidas na água 
turva da piscina de um condomínio deve ser realizada com adição de 
sulfato de alumínio, seguida pela adição de hidróxido de cálcio. Com 
isso, forma-se uma substânciagelatinosa que se deposita no fundo 
do tanque, com todas as impurezas. A reação química é descrita pela 
equação:
A2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2 → 3 CaSO4 + 2 A(OH)3
Para limpar essa piscina, o condomínio utiliza 500 g de sulfato de 
alumínio e 500 g de hidróxido de cálcio. Qual é o reagente limitante 
da reação e quanto de hidróxido de alumínio é formado?
Dados de massas molares: H = 1 g/mol; O = 16 g/mol; A = 27 g/mol; 
S = 32 g/mol; Ca = 40 g/mol
a) Hidróxido de cálcio; 228 g de A(OH)3.
b) Hidróxido de cálcio; 351,3 g de A(OH)3.
c) Sulfato de cálcio; 500 g de A(OH)3.
d) Sulfato de alumínio; 228 g de A(OH)3.
e) Sulfato de alumínio; 351,3 g de A(OH)3.
07. (FAC. ALBERT EINSTEIN - MED 2017) Um resíduo industrial é 
constituído por uma mistura de carbonato de cálcio (CaCO3) e sulfato 
de cálcio (CaSO4). O carbonato de cálcio sofre decomposição térmica 
se aquecido entre 825 e 900 ºC, já o sulfato de cálcio é termicamente 
estável. A termólise do CaCO3 resulta em óxido de cálcio e gás 
carbônico.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Uma amostra de 10,00 g desse resíduo foi aquecida a 900 ºC até não 
se observar mais alteração em sua massa. Após o resfriamento da 
amostra, o sólido resultante apresentava 6,70 g.
O teor de carbonato de cálcio na amostra é de, aproximadamente,
a) 33%.
b) 50%.
c) 67%.
d) 75%.
08. (MACKENZIE 2018) O manganês utilizado na indústria siderúrgica 
na fabricação de ferroligas é obtido em um processo, cujo rendimento 
global apresenta 60%, no qual a pirolusita (MnO2), com pureza de 
43,5%, é tratada com carvão coque e ar atmosférico, formando o 
monóxido de manganês. Em uma segunda etapa, o manganês 
contido no monóxido continua sendo reduzido, formando, por � m, o 
manganês metálico, de acordo com as equações abaixo:
2(s) (s) 2(g) (s) 2(g)
(s) (s) (s) 2(g)
1
MnO C O MnO CO
2
2 MnO C 2 Mn CO
+ + → +
+ → +
Considerando as informações anteriores, como também as duas 
etapas do processo, a� rma-se que a massa de manganês formada, a 
partir de 8 toneladas de pirolusita, é igual a:
Dados: massas molares (g·mol-1) O = 16 e Mn = 55.
a) 5,06·106 g.
b) 3,03·106 g.
c) 2,20·106 g.
d) 1,32·106 g.
e) 1,06·106 g.
145
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROMILITARES.COM.BR
09. (MACKENZIE 2018) A partir de um minério denominado galena, 
rico em sulfeto de chumbo II (PbS), pode-se obter o metal chumbo 
em escala industrial, por meio das reações representadas pelas 
equações de oxirredução a seguir, cujos coe� cientes estequiométricos 
encontram-se já ajustados:
(s) 2(g) (s) 2(g)
(s) (g) (s) 2(g)
3
PbS O PbO SO
2
PbO CO Pb CO
+ → +
+ → +
Considerando-se uma amostra de 717 kg desse minério que possua 
90% de sulfeto de chumbo II, sendo submetida a um processo que 
apresente 80% de rendimento global, a massa a ser obtida de chumbo 
será de, aproximadamente,
Dados: massas molares (g·mol-1) S = 32 e Pb = 207
a) 621 kg.
b) 559 kg.
c) 447 kg.
d) 425 kg.
e) 382 kg.
10. (UERJ 2017) Durante a Segunda Guerra Mundial, um cientista 
dissolveu duas medalhas de ouro para evitar que fossem con� scadas 
pelo exército nazista. Posteriormente, o ouro foi recuperado e as 
medalhas novamente confeccionadas.
As equações balanceadas a seguir representam os processos de 
dissolução e de recuperação das medalhas.
Dissolução:
Au(s) + 3 HNO3(aq) + 4 HC(aq) → HAuCl4(aq) + 3 H2O() + 3 NO2(g)
Recuperação:
3(aq) 4(aq) 2 ( )
4(aq) (aq) (s)
3NaHSO 2 HAuC 3H O
3NaHSO 8 HC 2 Au
+ + →
→ + +



Admita que foram consumidos 252 g de HNO3 para a completa 
dissolução das medalhas.
Nesse caso, a massa, de NaHSO3, em gramas, necessária para a 
recuperação de todo o ouro corresponde a:
Dados: H = 1; N = 14; O = 16; Na = 23; S = 32.
a) 104.
b) 126.
c) 208.
d) 252.
EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. Numa cápsula de porcelana, de massa igual a 15,0 g, foram 
queimados totalmente 4,8 g de magnésio em presença de gás 
oxigênio su� ciente, obtendo-se óxido de magnésio. Após a queima, 
a cápsula foi novamente pesada e o valor encontrado foi de 23,0 g.
Mg + O2 → MgO
Dados: massas molares em g/mol O =16 , Mg = 24.
Nesse experimento:
a) A lei de Lavoisier não foi obedecida.
b) A massa de oxigênio que reagiu com o magnésio foi de 18,2 g.
c) O volume de ar necessário à combustão foi maior do que 2,24 L, 
medido nas C.N.T.P.
d) Foram produzidos 23,0 g de óxido de magnésio.
e) Foram obtidos 19,8 g de óxido de magnésio.
02. Uma reação gasosa, não balanceada, e que ocorre nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, pode ser representada pela 
equação genérica abaixo:
X (g) + Y(g) → Z(g)
Num recipiente, foram misturados 12 Litros de cada reagente em 
condições ideais para a ocorrência da reação. Após 5 minutos, 
veri� cou-se a existência de 9 Litros de X; 3 Litros de Y e 6 Litros de Z. 
Após 10 minutos, veri� cou-se que a reação não se processava mais. 
Podemos então concluir que o volume total dos gases presentes no 
recipiente após 10 minutos de reação, nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, é igual a:
a) 8 Litros.
b) 10 Litros.
c) 16 Litros.
d) 24 Litros.
03. Considere as reações abaixo e seus respectivos rendimentos:
N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g) (Rendimento de 80%)
2 NH3 (g) + 3O2(g) → 2 NO2(g) + 6 H2O(g) (Rendimento de 75%)
A opção que apresenta a massa mínima, em gramas de gás hidrogênio 
consumida que garante a obtenção de 1792 L de misturas gasosa 
composta de seus produtos � nais é:
Dados: massas molares em g/mol: H = 1 ; N = 14 ; O = 16.
a) 60 g.
b) 80 g.
c) 100 g.
d) 120 g.
04. Um meteorito de 4,5 bilhões de anos, que caiu numa cidadezinha 
do Texas, trouxe uma surpresa para os cientistas “vestígios de água”.
(“O Globo “ 30/08/1999)
De fato, na investigação sobre a vida em outros planetas, procura-
se veri� car a existência ou não de água, pois esta é essencial à vida 
nos moldes até agora conhecidos. Considere a reação completa de
1,5 × 103 L de hidrogênio gasoso com oxigênio gasoso, à temperatura 
de 300 K e pressão de 8,2 atm. Nestas condições, a massa de 
água produzida e o número de mols de oxigênio consumidos são, 
respectivamente:
Dados: massas molares em g/mol: H =1; O =1.
Constante Universal dos Gases(R) = 0,082 atm·L·mol-1·K-1.
a) 1,80 kg e 500 mol.
b) 4,50 Kg e 250 mol.
c) 9 Kg e 250 mol.
d) 18,0 Kg e 500 mol.
e) 45,0 Kg e 500 mol.
05. Uma amostra de 1,72 g de sulfato de cálcio hidratado 
(CaSO4·n H2O), onde “n” representa o número de molécula(s) de 
água (H2O), é aquecida até a eliminação total da água de hidratação, 
restando uma massa de 1,36 g de sulfato de cálcio anidro.
Dadas: massas molares em g/mol: H = 1; O = 16; S = 32; Ca = 40
A fórmula molecular do sal hidratado é:
a) CaSO4·1 H2O.
b) CaSO4·2 H2O.
c) CaSO4·3 H2O.
d) CaSO4·4 H2O.
e) CaSO4·5 H2O.
146
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
PROMILITARES.COM.BR
06. Reações conhecidas pelo nome de Termita são comumente 
utilizadas em granadas incendiárias para destruição de artefatos, 
como peças de morteiro, por atingir temperaturas altíssimas devido à 
intensa quantidade de calor liberada e por produzir ferro metálico na 
alma das peças, inutilizando-as. Uma reação de Termita muito comum 
envolve a mistura entre alumínio metálico e óxido de ferro III, na 
proporção adequada, e gera como produtos o ferro metálico e o óxido 
de alumínio, além de calor, conforme mostra a equação da reação:
2 A(s) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + A2O3(s) + calor
Reação de Termita
Dadas as massas molares em g/mol: A = 27; Fe = 56; O = 16.
Considerando que, para a inutilização de uma peça de morteiro, seja 
necessária a produção de 336 g de ferro metálico na alma da peça 
e admitindo-se o alumínio como reagente limitante e o rendimento 
da reação de 100% em relação ao alumínio, a proporção em 
porcentagem de massa de alumínio metálico que deve compor 900 
g da mistura de termita supracitada (alumínio metálico e óxido de 
ferro III) numa granada incendiária, visando à inutilização desta peça 
de morteiro, é de:
a) 3%.
b) 18%.
c) 32%.
d) 43%.
e) 56%.
07. Num recipiente foram misturados 2,0 g de hidrogênio (H2)gasoso 
e 6,4 g de oxigênio gasoso (O2) em condições de formar as substâncias 
água (H2O) e água oxigenada (H2O2). Sabendo-se que a massa de água 
formada é igual a 3,6 g. A opção que apresenta, aproximadamente, 
o percentual de água oxigenada obtida ao � nal de todas as reações 
no recipiente é:
Dadas as massas molares em g·mol–1: H = 1; O = 16.
a) 10%
b) 38%
c) 41%
d) 70%
e) 80%
08. Uma quantidade de 5828 g de mistura de óxido de sódio (Na2O) 
e óxido de potássio (K2O) foi tratada com uma solução de ácido 
clorídrico que continha 300 mols de HC. Admitindo-se que toda 
a mistura de óxidos reagiu com parte do HC, e que o excesso de 
HC necessitou de 144 mols de hidróxido de sódio (NaOH) para ser 
totalmente neutralizado, então a composição percentual, em massa 
de Na2O e de K2O era, respectivamente:
Dadas as massas molares em g/mol: O = 16; Na = 23; K = 39.
a) 28% e 72%.
b) 42% e 58%.
c) 50% e 50%.
d) 58% e 42%.
09. A composição média de uma bateria automotiva esgotada é 
de, aproximadamente, 32% Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. 
A média de massa da pasta residual de uma bateria usada 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 das baterias) são fundidos, há 
a conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente.
Para reduzir o problema 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) a 45 °C, em que se obtém o carbonato 
de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo, o material 
segue para a 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.; TINDADE, 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 a obtenção de 
carbonato de chumbo (II) por meio da lixiviação por carbonato de sódio 
e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 kg, 
qual 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
10. Um frasco de antiácido, com um volume de 320 mL, contém 16 g 
de Mg(OH)2. A massa aproximada, em gramas, de ácido clorídrico que 
pode neutralizar duas colheres de sopa, ou seja, 10 mL, de antiácido, 
no estômago, é:
Dadas as massas molares em g/mol = H =1 , O =16 , Mg = 24 , C = 35,5
Mg(OH)2 + HC → MgC2 + H2O
a) 0,32.
b) 0,52.
c) 0,67.
d) 1,26.
e) 3,22.
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. A
02. B
03. C
04. C
05. B
06. C
07. B
08. D
09. D
10. D
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. D
02. B
03. B
04. C
05. D
06. D
07. D
08. D
09. C
10. C
EXERCÍCIOS DE COMBATE
01. C
02. C
03. C
04. C
05. B
06. B
07. C
08. C
09. C
10. D
ANOTAÇÕES