ESTEQUIOMETRIA EXCESSO DE REAGENTES

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QUÍMICA I 
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24 ESTEQUIOMETRIA: EXCESSO DE REAGENTES
INTRODUÇÃO
No dia a dia das indústrias, as reações não são planejadas 
considerando a quantidade exata de produto que se deseja obter. Na 
maioria dos casos, como o rendimento não é de 100%, adiciona-se 
mais reagente do que o necessário para garantir que a quantidade 
de produto desejada seja de fato produzida. Isso porque, como 
vimos, as reações não apresentam 100% de rendimento; em uma 
situação real, sempre ocorrem perdas no processo. 
Na resolução de problemas envolvendo excesso tratamos 
todas as reações químicas como ideais, considerando que todo o 
reagente presente irá reagir completamente. Mas, nas situações 
reais, em laboratório e indústrias, diversos fatores podem fazer 
com que a reação não ocorra como o ideal; dentre eles, destacam-
se impureza de reagentes, imprecisão de medidas, temperatura e 
pressão não adequadas, entre outros. 
Nos laboratórios e indústrias, diversos fatores podem levar as reações químicas a não 
ocorrerem de forma ideal.
Na resolução dos problemas envolvendo excesso, considera-
se a situação ideal, ou seja, todo o reagente presente irá ser 
consumido, gerando a quantidade máxima de produto.
Para as reações que apresentam reagentes em excesso, o 
método de resolução é diferente, sendo necessário identificar o 
reagente em excesso para não encontrar resultados equivocados. 
Isso porque, se considerarmos o excesso, obteremos como 
resultado uma quantidade de produto superior à quantidade 
realmente obtida.
CLASSIFICAÇÃO DOS REAGENTES
Quanto aos reagentes, estes podem ser classificados em: 
• Reagente limitante: é aquele que reage completamente. 
Sendo assim, ao final da reação, sua quantidade no 
sistema é igual a zero.
• Reagente em excesso: é aquele que não reage por 
completo, por sua quantidade estar acima da necessária 
para a reação ocorrer. Sendo assim, ao final da reação, sua 
quantidade no sistema é maior que zero.
MÉTODO DE RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS 
ENVOLVENDO EXCESSO
Uma maneira de identificar se um problema envolve excesso 
de reagentes é observar se estão sendo fornecidos os dados de 
mais de um reagente participante da reação. Sendo este o caso, 
utiliza-se o seguinte método para resolução do problema:
1. montar a equação química devidamente balanceada;
2. transformar os dados fornecidos em números de mols;
3. montar uma tabela, contendo os estágios “início”, “reação” 
e “final” onde serão relacionados os dados, em mols, de 
todas as substâncias participantes da reação.
 A + B  C + D
I
R
E
Observe que a tabela apresenta quatro colunas a serem 
preenchidas com a quantidade em mols referentes aos reagentes 
A e B e aos produtos C e D.
Onde:
I  início da reação (dado relativos aos reagentes); Como a 
reação ainda não ocorreu e por isso não há produtos, essa 
linha só é preenchida para os reagentes.
R  o quanto de fato reagiu (essa segunda linha obedece a 
proporção estequiométrica); 
F  final da reação. Nessa linha, os valores obtidos não podem 
ser menores que zero. Os valores obtidos para os produtos 
e para o reagente em excesso devem ser maiores que 
zero, e para o reagente limitante deve ser igual a zero.
Exemplo:
Determine a massa de sal que pode ser obtida quando 392 g de 
H2SO4 reagem completamente com 160 g de NaOH.
Resolução:
Montando-se a equação de neutralização devidamente 
balanceada, tem-se que:
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O
Observe que o problema forneceu dados de dois reagentes, 
logo, desconfia-se que há de reagente em excesso. Por isso, vamos 
transformar os dados fornecidos em número de mols:
Dadas as massas molares:
MM H2SO4 = 98 g/mol
MM NaOH = 40 g/mol
nH2SO4 = m/mol = 392/98 = 4 mols
nNaOH = m/mol = 160/40 = 4 mols
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
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QUÍMICA I 24 ESTEQUIOMETRIA: EXCESSO DE REAGENTES
I 4 mol 4 mol 0 0
R
E
Repare que a primeira linha foi preenchida a partir dos dados 
fornecidos pelo enunciado da questão.
Como a proporção é de um mol de H2SO4 para dois mols de 
NaOH, ou seja, 1:2, tem-se que a base irá reagir completamente, 
enquanto, dos 4 mols de ácido, apenas 2 irão de fato reagir.. Assim, 
tem-se que:
Reagente limitante: NaOH
Reagente em excesso: H2SO4
Na segunda linha da tabela, coloca-se a quantidade de cada 
reagente, respeitando a proporção estequiométrica entre eles 
(1:2). Já na terceira, coloca-se a quantidade de reagente que não 
reagiu (em excesso) e a quantidade de produto formada, também 
respeitando-se a proporção estequiométrica:
 H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O
H2SO4 NaOH Na2SO4 H2O
I 4 mols 4 mols 0 0
R –2 –4 +2 +4
E 2 mols 0 2 mols 4 mols
A quantidade de reagente em excesso que restou ao final 
da reação é calculada subtraindo-se a quantidade inicial da 
quantidade que reagiu.
Repare que na segunda linha da tabela o sinal de menos ( - ) 
indica que o reagente foi consumido, enquanto o sinal de mais ( + ) 
indica que o reagente foi formado. 
Com o quadro devidamente preenchido, pode-se calcular 
a quantidade, atenta-se para o solicitado na questão. Pedia-se 
a quantidade de sal formada, ou seja, a quantidade de Na2SO4 
produzida. Convertendo o número de mols de Na2SO4 para massa, 
tem-se que:
1 mol de Na2SO4 ____ 142g
2 mols de Na2SO4 ____ x 
x = 284g de Na2SO4
01. O H2S reage com o SO2 segundo a reação:
2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O.
Assinale, entre as opções abaixo, aquela que indica o número 
máximo de mols de S que pode ser formado quando se faz 
reagir 5 mols de H2S com 2 mols de SO2:
a) 3 b) 4 c) 6 d) 7,5 e) 15
Resolução:
Considerando a proporção entre os reagentes como 2:1, nota-
se que o reagente H2S está em excesso:
 2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O
I 5 2 0 0
R 4 2 - -
F 1 0 6 4
Logo, são formados 6 mol de S.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
PROTREINO
EXERCÍCIOS
01. Calcule a massa de cloreto de alumínio produzida a partir da 
reação entre 8 mol de ácido clorídrico e 4 mol de hidróxido de alumínio.
HC + A(OH)3 → AC3 + H2O
02. 
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
Determine a massa, em gramas, de água a ser obtida a partir da 
mistura de 10 g de butano com 10 g de oxigênio.
03. Aponte o reagente e a quantidade de massa, em gramas, que 
permanecerá sem reagir após misturar-se 40 g de ácido sulfúrico 
com 40 g de hidróxido de sódio. 
04. Determine a massa de cloreto de alumínio, em gramas, obtida a 
partir da reação entre 4 g de cloro e 2,7 g de alumínio. 
05. Dada a reação não balanceada a seguir:
SO2(g) + O2(g) → SO3(g)
Calcule a massa de enxofre, em quilogramas, obtida a partir da 
reação entre 128 g de dióxido de enxofre.
PROPOSTOS
EXERCÍCIOS
01. Em uma reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, 
foram misturados 122,5 g de ácido sulfúrico e 130 g de NaOH. 
Segue a equação não balanceada:
2 2 24(aq) (aq) 4(s) ( )H SO NaOH Na SO H O+ → + 
Qual o reagente limitante e a massa de NaOH consumida, 
respectivamente?
Dados: H 1; S 32; O 16; Na 23.= = = = 
a) NaOH e 50 g 
b) NaOH e 100 g 
c) H2SO4 e 50 g 
d) H2SO4 e 100 g
e) H2SO4 e 150 g 
02. (UFRGS) A hidrazina (N2H4) é usada como combustível para 
foguetes e pode ser obtida a partir da reação entre cloramina e 
amônia, apresentada abaixo.
NH2C + NH3 → N2H4 + HC
Assinale a alternativa que apresenta a massa de hidrazina que 
pode ser obtida pela reação de 10,0 g de cloramina com 10,0 g de 
amônia.
Dados: N = 14; H = 1; C = 35,5.
a) 5,0 g
b) 6,21 g
c) 10,0 g
d) 20,0 g
e) 32,08 g
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QUÍMICA I
03. (PUCMG) O sulfato de zinco pode ser obtido por meio da reação 
exotérmica entre óxido de zinco e o ácido sulfúrico concentrado. A 
equação química dessa reação está apresentada abaixo.
ZnO(aq) + H2SO4() → ZnSO4(aq) + H2O()
Reagindo-se 100 kg de óxido de zinco com 50 kg de ácido sulfúrico 
concentrado e considerando-se um rendimento de 100%,a massa 
de sulfato de zinco produzida será aproximadamente:
Dados: Zn = 65,4; O = 16; H = 1; S = 32.
a) 150 kg
b) 82,3 kg
c) 41,5 kg
d) 50 kg
04. (PUCRJ) O sulfeto de zinco pode ser preparado, em laboratório, 
pelo aquecimento de uma mistura de zinco (Zn) e enxofre (S). 
Uma massa de 13 g de zinco foi aquecida com 32 g de enxofre. A 
alternativa que indica a quantidade máxima de ZnS, em mol, que 
pode ser formada na reação é:
a) 0,10
b) 0,20
c) 0,40
d) ,50
e) 1,0
05. (PUCMG) Um químico chamado Fritz Haber, em 1918, recebeu o 
prêmio Nobel de Química pela síntese da amônia por meio de seus 
respectivos elementos, ou seja, partindo-se dos gases Nitrogênio 
e Hidrogênio. 
Com a finalidade de produzir NH3 gasoso, um pesquisador, 
empregando a proposta feita por Haber, fez o uso de 200 L de N2, 
medidos em CNTP (273,15 K e 1 atm) e de 200 L medidos a 373 K 
e 1 atm de H2. A quantidade, em gramas, de amônia produzida foi 
de aproximadamente:
Dados: 0,08 atm⋅L⋅mol-1⋅K-1.
a) 346 g
b) 146,38 g
c) 350,64 g
d) 74 g
06. (UFRGS) Observe a reação abaixo que ilustra a síntese do 
paracetamol.
Foi realizada uma síntese de paracetamol usando 218 g de 
p-aminofenol e 102 g de anidrido acético. Considerando que, para 
cada comprimido, são necessários 500 mg de paracetamol, qual a 
quantidade máxima de comprimidos que pode ser obtida?
a) 204. 
b) 218. 
c) 302. 
d) 422. 
e) 640. 
07. O tetróxido de triferro, conhecido como magnetita, material 
que forma o ímã natural, presenta na areia de algumas praias, em 
bacterias, abelhas, pombos, cupins e até sem seres humanos, pode 
obtido pelo menos teoricamente, pela seguinte reação:
Ferro solido+agua=tetróxido de triferro+hidrogênio
Considerando essa reação, assinale a opção que completa 
corretamente as lacunas do seguinte enunciado:
''Quando reagirem 32,6g de Fe com 20g de água, serão 
produzidos_____ mol de tetróxidos de triferro e o reagente limitante 
será______.''
Dados: Fe=56; O=16; H=1
a) 0,1 ;água
b) 0,2 ;água
c) 0,1; ferro
d) 0,2; ferro
08. (PUCMG) A liga de estanho e chumbo (Sn-Pb) é empregada 
como solda metálica. Para a obtenção de estanho, é necessário 
extraí-lo da natureza. Uma fonte natural de estanho é o minério 
cassiterita. A equação química de redução da cassiterita, não 
balanceada, a estanho metálico é apresentada abaixo.
SnO2(s) + C(s) → Sn(s) + CO(g)
Reagindo-se 50 kg de carbono com 25 kg de minério cassiterita 
(100% de pureza) e considerando-se um rendimento de 100%, a 
massa de estanho produzida será aproximadamente: 
a) 12,5 kg
b) 19,7 kg
c) 25 kg
d) 50 kg
09. (ENEM PPL) O bisfenol-A é um composto que serve de matéria-
prima para a fabricação de polímeros utilizados em embalagens 
plásticas de alimentos, em mamadeiras e no revestimento interno 
de latas. Esse composto está sendo banido em diversos países, 
incluindo o Brasil, principalmente por ser um mimetizador de 
estrógenos (hormônios) que, atuando como tal no organismo, pode 
causar infertilidade na vida adulta. O bisfenol-A (massa molar igual 
a 228 g/mol) é preparado pela condensação da propanona (massa 
molar igual a 58 g/mol) com fenol (massa molar igual a 94 g/mol), 
em meio ácido, conforme apresentado na equação química. 
PASTORE, M. Anvisa proíbe mamadeiras com bisfenol-A no Brasil. 
Folha de S. Paulo, 15 set. 2011 (adaptado)
Considerando que, ao reagir 580 g de propanona com 3760 g de 
fenol, obteve-se 1,14 kg de bisfenol-A, de acordo com a reação 
descrita, o rendimento real do processo foi de 
a) 0,025%
b) 0,05%
c) 12,5%
d) 25%
e) 50%
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QUÍMICA I 24 ESTEQUIOMETRIA: EXCESSO DE REAGENTES
10. (UDESC) Um processo industrial muito importante usado para 
melhorar propriedades físicas, mecânicas e térmicas da borracha 
é o da vulcanização. Uma das variações existentes desse processo 
é a vulcanização a frio, em que o composto S2C2 é usado como 
fonte de átomos de enxofre, que formam “pontes” entre as cadeias 
poliméricas da borracha inicial. O composto S2C2 pode ser 
produzido pela reação entre enxofre fundido com gás cloro, cuja 
reação é representada pela equação (não balanceada):
xS8() + yC2(g) → zS2C2()
Com relação à equação, assinale a alternativa correta.
a) A massa mínima de gás cloro necessária para reagir 
completamente com 128 g de S8() é de 142 g. 
b) Os coeficiente x, y e z são, respectivamente, 1, 2 e 4 
c) S8 é uma das formas isotópicas com que o átomo de enxofre se 
apresenta na natureza. 
d) Essa reação de oxirredução se processa com variação do 
estado de oxidação dos átomos de enxofre de 0 para +2 e o 
cloro de 0 para -2. 
e) Misturando-se 200 g de S8() com 284 g de gás cloro obtém-se, 
no máximo, uma massa de 540 g de S2C2.
11. (ESPCEX (AMAN)) O fosgênio é um gás extremamente venenoso, 
tendo sido usado em combates durante a Primeira Guerra Mundial 
como agente químico de guerra. É assim chamado porque foi 
primeiro preparado pela ação da luz do sol em uma mistura dos 
gases monóxido de carbono (CO) e cloro (C2), conforme a equação 
balanceada da reação descrita a seguir: 
CO(g) + C2(g) → COC2(g)
Em um reator foram dispostos 560 g de monóxido de carbono e 
355 g de cloro. Admitindo-se a reação entre o monóxido de carbono 
e o cloro com rendimento de 100% da reação e as limitações de 
reagentes, a massa de fosgênio produzida é de
Dados: massas atômicas: C = 12u; C = 35u; O = 16u
a) 228 g 
b) 497 g 
c) 654 g 
d) 832 g 
e) 928 g 
12. (MACKENZIE)
Usado em plásticos, bisfenol-A pode alterar 
comportamento humano
O bisfenol-A é empregado amplamente por indústrias do 
mundo todo para a fabricação de plásticos e resinas. Além das 
mamadeiras, os produtos que contêm bisfenol-A incluem resinas 
dentárias, lentes de contato, CDs e DVDs e o revestimento interno 
de latas de refrigerante ou outras bebidas. 
O grande problema da molécula e de seus derivados é o fato 
de organismos de vertebrados “interpretarem” essas substâncias 
como hormônios sexuais, implicando em ampla gama de 
problemas ligados à overdose de bisfenol-A.
O bisfenol-A é preparado pela condensação, catalisada por 
um ácido, da propanona com fenol, descrita abaixo. Tipicamente, 
um grande excesso de fenol costuma ser usado para garantir a 
condensação completa.
Considerando a equação química dada e supondo um rendimento 
total do processo, ao reagirem 1160 g de propanona com 7520 g de 
fenol, a massa obtida do bisfenol-A, será de
Dados:
Massas molares (g/mol) propanona = 58, fenol = 94 e bisfenol-A 
= 228.
a) 2,28 kg. 
b) 4,56 kg. 
c) 9,12 kg. 
d) 8,04 kg. 
e) 13,02 kg. 
13. (UPE-SSA) 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 substância gelatinosa que se deposita no fundo do 
tanque, com todas as impurezas. A reação química é descrita pela 
equação:
A2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 → 3CaSO4 + 2A(OH)3
Para limpar essa piscina, o condomínio utiliza 500 g de sulfato de 
alumínio e 500 g de hidróxido de cálcio. Qual 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
14. (UFG) As pérolas contêm, majoritariamente, entre diversas 
outras substâncias, carbonato de cálcio (CaCO3). Para obtenção 
de uma pérola artificial composta exclusivamente de CaCO3, um 
analista, inicialmente, misturou 22 g de CO2 e 40 g de CaO.
Dadas as massas atômicas: C = 12; O = 16 e Ca = 40.
Nesse sentido, conclui-se que o reagente limitante e a massa em 
excesso presente nessa reação são, respectivamente, 
a) CO2 e 22 g 
b) CaO e 10 g 
c) CO2 e 12 g 
d) CaO e 20 g 
e) CO2 e 8 g 
15. (UFG) O gás hidrogênio pode ser produzido em laboratório a 
partir dareação química entre zinco metálico e ácido clorídrico, 
conforme esquema e equação química não balanceada 
apresentados a seguir.
Zn + 2HC → H2 + ZnC2
Dados: dHC ≅ 1,2 g/mL
R = 0,082 atm⋅L⋅mol-1⋅K-1
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24 ESTEQUIOMETRIA: EXCESSO DE REAGENTES
313
QUÍMICA I
O volume de hidrogênio produzido, a 1 atm e 0 ºC, pela reação de 
6,5 g de Zn com 100 mL de HC é, aproximadamente, igual a:
Dado: Zn = 65,4 
a) 1,1 L 
b) 2,2 L 
c) 22,4 L 
d) 30,7 L 
e) 36,8 L 
16. (UERN) A evolução dos motores dos automóveis tornou 
incompatível ao uso do carburador, sendo substituído pelos 
sistemas de injeção eletrônica, que proporcionam melhor 
desempenho do motor, menor consumo de combustível e 
redução no índice de emissão de poluentes. A injeção eletrônica 
é um sistema de alimentação de combustível e gerenciamento 
eletrônico do motor de um automóvel. Esse sistema permite um 
controle eficiente da mistura ar-combustível, o mais próximo da 
proporção ideal. No consumo de 48 g de gasolina (C8H18) com 100 
g de oxigênio (O2), pode-se concluir que 
a) há gasolina em excesso. 
b) há oxigênio em excesso. 
c) na combustão completa há formação do CO. 
d) há formação de 5 mols de água. 
17. (FUVEST) Uma estudante de Química realizou o seguinte 
experimento: pesou um tubo de ensaio vazio, colocou nele um 
pouco de NaHCO3(s) e pesou novamente. Em seguida, adicionou ao 
tubo de ensaio excesso de solução aquosa de HC, o que provocou 
a reação química representada por
NaHCO3(s) + HC(aq) → NaC(aq) + CO2(g) + H2O()
Após a reação ter-se completado, a estudante aqueceu o sistema 
cuidadosamente, até que restasse apenas um sólido seco no tubo 
de ensaio. Deixou o sistema resfriar até a temperatura ambiente 
e o pesou novamente. A estudante anotou os resultados desse 
experimento em seu caderno, juntamente com dados obtidos 
consultando um manual de Química:
A estudante desejava determinar a massa de 
I. HC que não reagiu; 
II. NaC que se formou;
III. CO2 que se formou. 
Considerando as anotações feitas pela estudante, é possível 
determinar a massa de
a) I, apenas. 
b) II, apenas. 
c) I e III, apenas. 
d) II e III, apenas. 
e) I, II e III. 
18. (UNICAMP) Um importante fator natural que contribui para a 
formação de óxidos de nitrogênio na atmosfera são os relâmpagos. 
Considere um espaço determinado da atmosfera em que haja 20% 
em massa de oxigênio e 80% de nitrogênio, e que numa tempestade 
haja apenas formação de dióxido de nitrogênio. Supondo-se que a 
reação seja completa, consumindo todo o reagente limitante, pode-
se concluir que, ao final do processo, a composição percentual 
em massa da atmosfera naquele espaço determinado será 
aproximadamente igual a
Dados: Equação da reação: 2 2 21 N O NO2 + →
Massas molares em g⋅mol-1: N2 = 28, O2 = 32 e NO2 = 46.
a) 29% de dióxido de nitrogênio e 71% de nitrogênio. 
b) 40% de dióxido de nitrogênio e 60% de nitrogênio. 
c) 60% de dióxido de nitrogênio e 40% de nitrogênio. 
d) 71% de dióxido de nitrogênio e 29% de nitrogênio. 
19. (FUVEST) Nas mesmas condições de pressão e temperatura, 
50 L de gás propano (C3H8) e 250 L de ar foram colocados em um 
reator, ao qual foi fornecida energia apenas suficiente para iniciar a 
reação de combustão. Após algum tempo, não mais se observou a 
liberação de calor, o que indicou que a reação havia-se encerrado.
Com base nessas observações experimentais, três afirmações 
foram feitas:
I. Se tivesse ocorrido apenas combustão incompleta, restaria 
propano no reator.
II. Para que todo o propano reagisse, considerando a combustão 
completa, seriam necessários, no mínimo, 750 L de ar.
III. É provável que, nessa combustão, tenha se formado fuligem.
Está correto apenas o que se afirma em
Note e adote:
- Composição aproximada do ar em volume: 80% de N2 e 20% de O2.
a) I. b) III. c) I e II. d) I e III. e) II e III. 
20. (UNICAMP) A calda bordalesa é uma das formulações mais 
antigas e mais eficazes que se conhece. Ela foi descoberta na 
França no final do século XIX, quase por acaso, por um agricultor 
que aplicava água de cal nos cachos de uva para evitar que fossem 
roubados; a cal promovia uma mudança na aparência e no sabor 
das uvas. O agricultor logo percebeu que as plantas assim tratadas 
estavam livres de antracnose. Estudando-se o caso, descobriu-
se que o efeito estava associado ao fato de a água de cal ter sido 
preparada em tachos de cobre. Atualmente, para preparar a calda 
bordalesa, coloca-se o sulfato de cobre em um pano de algodão 
que é mergulhado em um vasilhame plástico com água morna. 
Paralelamente, coloca-se cal em um balde e adiciona-se água aos 
poucos. Após quatro horas, adiciona-se aos poucos, e mexendo 
sempre, a solução de sulfato de cobre à água de cal.
(Adaptado de Gervásio Paulus, André Muller e Luiz Barcellos, 
Agroecologia aplicada: práticas e métodos para uma agricultura 
de base ecológica. Porto Alegre: EMATER-RS, 2000, p. 86.) 
Na preparação da calda bordalesa são usados 100 g de sulfato de 
cobre (II) pentaidratado e 100 g de hidróxido de cálcio (cal extinta). 
Para uma reação estequiométrica entre os íons cobre e hidroxila, há 
um excesso de aproximadamente
Dados de massas molares em g⋅mol-1: sulfato de cobre (II) 
pentaidratado = 250; hidróxido de cálcio = 74.
a) 1,9 mol de hidroxila. 
b) 2,3 mol de hidroxila. 
c) 2,5 mol de cobre. 
d) 3,4 mol de cobre. 
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QUÍMICA I 24 ESTEQUIOMETRIA: EXCESSO DE REAGENTES
APROFUNDAMENTO
EXERCÍCIOS DE
01. (UEMA) Sabe-se que um processo químico é exaustivamente 
testado em laboratório antes de ser implantado na indústria, 
envolvendo cálculos, em que são aplicadas as leis ponderais 
e volumétricas, dentre as quais, cita-se a lei das proporções 
constantes (Lei de Proust). Havendo excesso de reagente numa 
reação, deve-se retirá-lo para poder trabalhar com a proporção 
exata. 
Considere que 1 mol de benzeno reage com 1 mol de bromo, 
formando dois produtos, um haleto orgânico e um ácido.
Para a reação entre 50 g de benzeno e 100 g de bromo, 
a) Haverá obediência à Lei de Proust? Justifique sua resposta por 
meio de cálculos. 
Dados: C(z = 12), H(z = 1) e Br(z = 80).
b) Calcule a massa, do haleto orgânico, obtida em conformidade 
à Lei de Proust. 
02. (UFG) Um químico misturou 1,00 g de estanho metálico (Sn) 
com 2,00 g de iodo (I2) sólido. Em seguida, observou-se a formação 
de um sólido alaranjado com fórmula SnxIy. Considerando a 
seguinte equação química Sn(s) = 2I2(s) → SnxIy(s) e que o excesso 
de Sn coletado foi de 0,53 g, determine os índices x e y para obter a 
fórmula empírica do composto formado. 
03. (UERJ - ADAPTADA) O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é 
um sal que, ao ser hidrolisado, forma uma solução alcalina. Por 
conta dessa característica, costuma ser utilizado para aliviar 
incômodos decorrentes de acidez estomacal. Em sua ação, esse 
composto neutraliza o ácido clorídrico do suco gástrico, conforme 
representado pela equação química:
NaHCO3 + HC → NaC + H2O + CO2
Admita que 252 mg de NaHCO3 foram adicionados a 2⋅10
-3 mol de 
HC, acarretando o consumo completo de um desses reagentes. 
Calcule a massa de reagente, em gramas, que não foi consumida 
na reação de neutralização.
Dados: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16. 
04. (FUVEST) Para estudar a variação de temperatura associada à 
reação entre Zn(s) e Cu
2+
(aq), foram realizados alguns experimentos 
independentes, nos quais diferentes quantidades de Zn(s) foram 
adicionadas a 100 mL de diferentes soluções aquosas de CuSO4. 
A temperatura máxima (Tf) de cada mistura, obtida após a reação 
entre as substâncias, foi registrada conforme a tabela:
Experimento
Quantidade 
de matéria de 
Zn(s) (mol)
Quantidade 
de matéria de 
Cu2+(aq) (mol)
Quantidade 
de matéria 
total* (mol)
Tf (°C)
1 0 1,0 1,0 25,0
2 0,2 0,8 1,0 26,9
3 0,7 0,3 1,0 27,9
4 X Y 1,0 T4
*Quantidade de matéria total = soma das quantidades de 
matéria iniciais de Zn(s) e Cu2+(aq).
a) Escreva a equaçãoquímica balanceada que representa a 
transformação investigada.
b) Qual é o reagente limitante no experimento 3? Explique.
c) No experimento 4, quais deveriam ser os valores de X e Y para 
que a temperatura T4 seja a maior possível? Justifique sua 
resposta. 
05. (PUCSP)
Gases Letais
Na Segunda Guerra Mundial, poucas práticas chocaram tanto 
o mundo quanto a construção de câmaras de gás para extermínio 
de prisioneiros. Inicialmente, o gás letal utilizado era o monóxido 
de carbono proveniente dos escapamentos de veículos movidos a 
óleo diesel. Posteriormente, substituíram o monóxido de carbono 
pelo gás cianídrico emanado do pesticida Zyklon B.
O contato com ar possibilita a vaporização do ácido cianídrico 
(HCN) a partir do pesticida.
Dados sobre o HCN são apresentados no quadro a seguir.
Nome Fórmula Temperatura de fusão
Temperatura 
de Ebulição
Solubilidade 
em água
Gás 
cianídrico, 
cianeto de 
hidrogênio 
ou ácido 
cianídrico
HCN -13 ºC 26 ºC Completamente miscível
O HCN é um gás letal que tem elevada afinidade por ferro. 
Isso explica o fato de que, ao ser inalado, compete com o oxigênio 
molecular pela ligação com a hemoglobina. Além disso, após ser 
transportado pela corrente sanguínea às células do corpo, esse gás 
se liga ao ferro presente nos citocromos, o que bloqueia a cadeia 
respiratória. Quando aspirado em grandes quantidades, a morte 
da vítima sobrevém em 6 a 8 minutos por parada respiratória e 
cardíaca. O ácido cianídrico também foi utilizado como um dos 
métodos de execução da pena de morte nos Estados Unidos da 
América. Nas décadas de 1950 e 1960, na Califórnia, cápsulas de 
cianeto de potássio (KCN) eram adicionadas a soluções aquosas 
ácidas, desprendendo o gás cianídrico (HCN) que ocasionava a 
morte do condenado. Esse método não é mais aplicado nesse país 
desde 1999.
Com base em seus conhecimentos de química, responda:
a) Represente a fórmula estrutural do HCN, respeitando a sua 
geometria molecular. Identifique a interação intermolecular 
presente no líquido cianeto de hidrogênio e explique por que 
essa substância apresenta temperatura de ebulição menor do 
que a da água.
b) Equacione a reação entre o cianeto de potássio (KCN) e uma 
solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4).
São adicionados 7,8 g de KCN a 250 m de uma solução aquosa 
de ácido sulfúrico de concentração 0,2 mol/. Há excesso de 
algum dos reagentes na situação descrita? Se houver, calcule a 
quantidade, em mol, da substância em excesso.
Determine a massa máxima de ácido cianídrico produzida nessa 
situação.
Considere: Massas molares: HCN = 27 g/mol; KCN = 65 g/mol; 
H2SO4 = 98 g/mol.
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24 ESTEQUIOMETRIA: EXCESSO DE REAGENTES
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QUÍMICA I
GABARITO
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01. D
02. B
03. B
04. B
05. D
06. C
07. D
08. B
09. E
10. A
11. B
12. B
13. D
14. C
15. B
16. A
17. D
18. A
19. D
20. A
 EXERCÍCIOS DE APROFUNDAMENTO
01. a) Lei de Proust não será obedecida para 50 g de benzeno, uma vez que há 1,25 g de 
excesso de reagente.
b) m = 98,125 g
02. g x = 1; y = 4; Fórmula: SnI4
03. m = = 8,4 x 10-2 g
04. 
a) Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
b) Há excesso de 0,4 mol de sulfato de cobre.
c) A temperatura T4 será a maior possível quando X = Y = 0,5 mol, uma vez que o número 
de mol é igual a 1,0 e não há excesso de reagente. 
05. 
a) Geometria linear: H – C ≡ N
A molécula do ácido cianídrico apresenta ligações intermoleculares do tipo dipolo 
permanente-dipolo permanente, que menos intensas que as ligações de hidrogênio 
presentes na água. Por essa razão, apresenta menor ponto de ebulição.
b) KCN + H2SO4 → K2SO4 + HCN; m = 2,7 g de HCN
ANOTAÇÕES
ANOTAÇÕES
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ANOTAÇÕES