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Química p/ EspCEx (Escola Preparatória de Cadetes do Exército) - Com videoaulas
Professor: Wagner Bertolini
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SUMÁRIO PÁGINA 
1. Conversa com o concursando 01 
2. Estequiometria 02 
3. Questões comentadas 09 
 
 
 
1. Conversa com o concursando 
Olá meu caro aluno. 
Já escrevi isto na aula passada. Então, só para reforçar lá vai: 
O assunto a ser estudado agora é de extrema importância para a 
Química. É sobre teoria atômico molecular e cálculos estequiométricos. 
Toda parte quantitativa da Química passa pelo que veremos hoje. Por 
isto, colocarei vários exercícios para você treinar. 
Não adianta apenas fazer os cálculos, mas deve-se fazer o mais rápido 
possível para evitar perda de tempo. Em questões objetivas muitas 
vezes você nem precisa fazer o cálculo completo. Pode-se chegar à 
alternativa por aproximação. 
Dou um conselho: NUNCA faça os cálculos com multiplicações. Sempre 
será possível fazer a simplificação. Depois de tudo simplificado você 
efetua o cálculo ou faz a aproximação. 
Geralmente (95% dos casos) os valores do enunciado guardam uma 
relação com o valor das massas, volumes, etc. Quanto mais você 
treinar isto, mais rápido chegará à resposta final. 
Outra coisa: você precisa ler com atenção as informações que são 
importantes. Muitas questões trazem um enunciado que serve só para 
contar uma estorinha e depois faz a pergunta que realmente interessa. 
Consulte a tabela periódica caso precise de informações das massas. 
AULA: Reações Químicas e a Estequiometria 
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2. REAÇÕES QUÍMICAS E A ESTEQUIOMETRIA 
Reação química: conceito e evidências experimentais. 
Reações químicas são fenômenos nos quais duas ou mais substâncias 
reagem entre si, dando origem a outras substâncias diferentes. A 
representação gráfica de uma reação química chama-se “equação 
química”, onde aparecem no primeiro membro os reagentes e, no 
segundo, os produtos. Exemplo genérico: 
A + B C + D 
 
 
Ocorrência das Reações 
O simples contato entre as substâncias reagentes num sistema não é 
a condição exclusiva para que uma reação química ocorra. Sem dúvida, 
é necessário que haja contato entre os reagentes, mas deve existir 
também afinidade química entre eles. 
 
Indícios de ocorrência de uma reação 
-mudança de coloração no sistema e/ou 
-liberação de gás (efervescência) e/ou 
-precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou 
-liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente). 
 
QUESTÕES PROPOSTAS 
QUESTÃO 01) É possível simular o efeito da chuva ácida no mármore 
colocando-se lascas de mármore no vinagre durante uma noite. O 
vinagre e a chuva ácida têm quase o mesmo nível de acidez. Quando 
uma lasca de mármore é colocada no vinagre, formam-se bolhas de 
gás. 
Pode-se determinar a massa da lasca de mármore seca, antes e depois 
da experiência. Uma lasca de mármore tem uma massa de 2 gramas 
antes de ficar imersa no vinagre durante uma noite. No dia seguinte, 
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a lasca é retirada e seca. Qual seria a massa da lasca de mármore, após 
a secagem? 
a) Menos de 2 gramas 
b) Exatamente 2 gramas 
c) Entre 2 e 2,4 gramas 
d) Mais de 2,4 gramas 
Resolução 
Em uma reação química, os reagentes são consumidos. Neste 
caso ocorrerá uma reação entre os componentes do mármore 
e o ácido acético presente no vinagre. Portanto, a massa da 
lasca de mármore, depois de uma noite imersa no vinagre, será 
menor que 2 gramas. 
RESPOSTA: A 
 
 
Equações químicas: balanceamento e uso na representação de 
reações químicas comuns. 
Dalton afirmava que os átomos se conservam nas transformações 
químicas, mas nem sempre uma equação é indicada de forma que isso 
fique aparente. Isso porque é preciso fazer um "acerto", o 
balanceamento químico do número de átomos que constituem os 
reagentes e os produtos. 
Neste tópico falaremos um pouco sobre um tipo bem específico de 
balanceamento, aquele que é feito logo no início, quando não se tem 
muita prática. Para melhor entendimento, recomendamos o uso de 
"bolinhas" ou os símbolos criados por Dalton. 
Além de ilustrarem melhor a operação, elas ajudam a fixar a ideia logo 
no início. Confira o exemplo: 
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Vamos balancear a equação da formação da água. Tendo como 
reagentes uma molécula de Hidrogênio com dois átomos e uma 
molécula de gás oxigênio, também com dois átomos, precisamos 
chegar à fórmula H2O. 
Repare que sobra um átomo de oxigênio e para que ocorra o 
balanceamento, não pode haver sobra. Por isso é preciso 
acrescentar outra molécula de Hidrogênio com dois átomos. Assim ao 
invés de uma, serão produzidas duas moléculas de água. 
 
 
A equação balanceada ficaria da seguinte forma: 
. 
Repare que a soma dos átomos dos reagentes é igual ao número de 
átomos do produto. É isso que confirma: a equação foi balanceada. 
 
Confira outro exemplo: 
BaO + As2O5 ĺ Ba3 (AsO4)2 
Neste caso ao invés de sobrar, faltam átomos de Bário e Oxigênio. Para 
isso é preciso acrescentar moléculas de BaO até que a necessidade seja 
suprida, tomando cuidado para que não haja sobra. 
 
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Acrescentando mais duas “moléculas” de BaO, tudo se resolve. Basta 
transcrever os coeficientes das fórmulas químicas na equação e pronto. 
Repare mais uma vez que o número de átomos se conserva. 
 
 
 
 
ESTEQUIOMETRIA 
 
É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações 
químicas em mols, em massa, em volume, número de átomos e 
moléculas, realizado como consequência da lei de Proust, executado, 
em geral, com auxílio das equações químicas correlatas. 
A palavra estequiometria é de origem grega e significa medida de 
uma substância. 
Estéquio: do grego Stoikheion (elemento ou substância) 
Metria: do grego metron (medida) 
A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, 
principalmente nas indústrias ou laboratórios, pois objetiva calcular 
teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em uma reação, 
prevendo a quantidade de produtos que será obtida em condições 
preestabelecidas. 
 
Conduta de Resolução 
Na estequiometria, os cálculos serão estabelecidos em função da lei de 
Proust e Gay-Lussac, neste caso para reações envolvendo gases e 
desde que estejam todos nas mesmas condições de pressão e 
temperatura. 
 
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Em seguida, devemos tomar os coeficientes da reação devidamente 
balanceados, e, a partir deles, estabelecer a proporção em mols dos 
elementos ou substâncias da reação. 
Como exemplo podemos citar a reação de combustão do álcool etílico: 
C2H6O + O2 ĺ CO2 + H2O 
 
Balanceando a equação, ficamos com: 
 
 
Estabelecida a proporção em mols, podemos fazer inúmeros cálculos, 
envolvendo os reagentes e/ou produtos dessa reação, combinando as 
relações de váriasmaneiras: 
 
Observe que a única variável que muda de valor é a massa. Pois, 
esta depende da substância analisada. As demais variáveis 
apresentam valores constantes, levando-se em conta os 
coeficientes da reação. 
Observação 
-Uma equação química só estará corretamente escrita após o acerto 
dos coeficientes, sendo que, após o acerto, ela apresenta significado 
quantitativo. 
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-Relacionar os coeficientes com mols. Teremos assim uma proporção 
inicial em mols; 
-Estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma regra de três. 
Esta regra de três deve obedecer aos coeficientes da equação química 
e poderá ser estabelecida, a partir da proporção em mols, em função 
da massa, em volume, número de moléculas, entre outros, conforme 
dados do problema. 
 
Tipos de Cálculos Estequiométricos 
 
Relação 
Quantidade em 
Mols 
Os dados do problema e as quantidades 
incógnitas pedidas são expressos em termos de 
quantidade em mols. 
Relação entre 
Quantidade em 
Mols e Massa 
Os dados do problema são expressos em 
termos de quantidade em mols (ou massa) e a 
quantidade incógnita é pedida em massa (ou 
quantidade em mols) ou vice-versa. 
Relação entre 
Massa e Massa 
Os dados do problema e as quantidades 
incógnitas pedidas são expressos em termos de 
massa. 
Relação Entre 
Massa e Volume 
Os dados do problema são expressos em 
termos de massa e a quantidade incógnita é 
pedida em volume** ou vice-versa 
**Caso o sistema não se encontre nas CNTP, deve-se calcular a 
quantidade em mols do gás e, a seguir, através da equação de estado, 
determinar o volume correspondente. 
 
Por exemplo: 
Calcular o volume de CO2 produzido numa temperatura de 27° e 
pressão de 1 atm, na reação de 16 g de oxigênio com monóxido de 
carbono. 
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Dado: constante universal dos gases - 0,082 atm · L · mol–1 · K–1 
Resolução 
 
1 · 32 g _________ 2 mols ĺ relação do problema 
16 g _________ n ĺ dado e pergunta 
n = 1,0 mol 
 
 
- Problemas Envolvendo Reagentes em Excesso 
Quando o exercício fornece quantidades (massa, volume, mols, etc.) 
de dois reagentes, devemos verificar se existe excesso de algum 
reagente. As quantidades de substâncias que participam da reação 
química são sempre proporcionais aos coeficientes da equação. Se a 
quantidade de reagente estiver fora da proporção indicada pelos 
coeficientes da equação, reagirá somente a parte que se encontra de 
acordo com a proporção; a parte que estiver a mais não reage e é 
considerada excesso. Muitas bancas adoram este tipo de situação. O 
aluno afoito faz o cálculo com um dos reagentes e pode usar o que está 
em excesso, errando a questão. Outra possibilidade é que muitos 
alunos destreinados não conseguem determinar quem está em 
excesso. 
 
- Sistema em que os reagentes são substâncias impuras 
O problema aqui é uma regra de três a mais. O aluno, quando 
tiver o valor da impureza, deve fazer o cálculo normalmente. 
Considerando 100% de pureza. Depois, faz uma regra de três com a 
impureza que foi dada. 
Uma outra situação é o enunciado pedir o grau da impureza. Neste 
caso, o aluno usa o valor do enunciado, determina quanto seria 
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produzido da substancia solicitada, se fosse100% puro. Depois, faz 
uma regra de três com o valor fornecido no enunciado. 
 
Lembre-se: as impurezas não participam da reação, formando 
o produto ou substancia desejada. 
Grau de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e 
a massa total da amostra (substância impura). 
 
 
 
- Sistema em que o rendimento não é total 
Quando uma reação química não produz as quantidades de produto 
esperadas, de acordo com a proporção da reação química, dizemos que 
o rendimento não foi total. Rendimento de uma reação é o quociente 
entre a quantidade de produto realmente obtida e a quantidade 
esperada, de acordo com a proporção da equação química. 
O procedimento deve ser semelhante ao que vimos para impureza de 
reagentes. 
 
 
 
3. QUESTÕES COMENTADAS 
 
01. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2014). Qual é, aproximadamente, a 
porcentagem da massa de cobre (Cu) no sulfato de cobre penta-
hidratado (CuSO4.5H2O)? 
(A) 12,7% 
(B) 25,5% 
(C) 31,8% 
(D) 38,1% 
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(E) 44,4% 
RESOLUÇÃO: 
Cu=63,5; S=32; O=16; H=1 
M = CuSO4.5H2O = 249,5 g/mol 
 
1 CuSO4.5H2O ------------1 Cu 
1mol--------------------------1mol 
249,5g-------------------------63,5g 
100g---------------------------X 
X= 25,45% 
Resposta: “B”. 
 
02. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2014). Na combustão completa de 1 mol de 
butanol (C4H100), a quantidade máxima, em mols, de dióxido de 
carbono produzido e igual a 
(A) 1 
(B) 2 
(C) 3 
(D) 4 
(E) 5 
RESOLUÇÃO: 
Para se obter a quantidade máxima de dióxido de carbono (Co2), para 
cada mol de butanol, basta saber que o butanol tem 4mol de carbonos 
que serão convertidos em 4 mol de dióxido de carbono. 
Reação: 
C4H10O + 6 O2 ĺ 4 CO2 + 5 H2O 
Resposta: “D” 
 
03. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). Uma amostra 
de zinco (Zn: massa molar = 65 g/mol) impura, cuja massa é 
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igual a 3,25g é tratada com excesso de ácido sulfúrico (H2SO4; 
massa molar= 98g/mol). Formando sulfato de zinco (ZnSO4; 
massa molar = 161 g/mol) e gás hidrogênio (H2; massa molar 
= 2g/mol). Considerando que é formado 0,0764g de gás 
hidrogênio, qual é a porcentagem de pureza de zinco na 
amostra? 
a) menos de 40,00%. 
b) entre 40,01 e 50,00% 
c) entre 50,01 e 60,00% 
d) entre 60,01 e 75,00% 
e) entre 75,01% e 90,00% 
RESOLUÇÃO: 
O enunciado pergunta sobre a pureza do zinco. Portanto, a massa 
apresentada para o zinco não pode ser usada no cálculo 
estequiométrico. Deve-se usar a massa de produto, pois, este é 
formado independente de impurezas do reagente. 
A equação da reação mencionada é: 
Zn + H2SO4 ĺ ZnSO4 + H2 
1mol-----------1 mol 
65g-------------2g 
X---------------0,0764g 
 
X= (65gx0,0764g)/2g 
X= 2,483g de zinco. 
Portanto, para produzir a massa informada de gás hidrogênio seria 
necessário usar a massa de 2,483g de zinco. Esta massa está contida 
na massa impura do zinco reagente. 
Vamos calcular a pureza do reagente: 
 
3,25g-----------------100% 
2,483g----------------P 
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P = (2,483x100)/3,25 
P = 76,4% de pureza. 
Resposta: “E”. 
 
04. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). O fertilizante 
sulfato de amônio ((NH4)2SO4); massa molar =132g/mol) é 
produzido a partir de amônia (NH3; massa molar = 17g/mol) e 
ácido sulfúrico (H2SO4; massa molar= 98g/mol). Qual é a 
massa de amônia necessária para produzir 2,64 Kg de sulfato 
de amônio? 
a) menos de 700g 
b) entre 701 e 1000g 
c) entre 1,1 e 2,5 kg 
d) entre 2,6 e 4,0 Kge) mais que 5,0 Kg 
RESOLUÇÃO: 
A equação da reação mencionada é: 
2NH3 + H2SO4 ĺ (NH4)2SO4 
2mol----------------1 mol 
2. 17g------------------132g 
X----------------------2,64 Kg 
 
X= (2. 17gx2,64g)/132g 
X= 0,68 Kg = 680g 
Resposta: “A”. 
 
05. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). O sulfato 
cúprico pode ser utilizado na alimentação animal e como fonte 
dos nutrientes Cu e S para a nutrição das plantas. Esse sal pode 
ser obtido pela reação entre o óxido de cobre-II e o ácido 
sulfúrico. Considerando que a reação referida anteriormente 
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ocorra com 100% de rendimento, para um sistema contendo 
10 mols de óxido cúprico e 1,3 kg de ácido sulfúrico, pode-se 
afirmar que: (Dados: Massas molares (g/mol) => Cu = 63,5; 
S = 32,0; O = 16,0; H = 1,0). 
A) A adição de maior quantidade de H2SO4 ao sistema aumenta 
a massa de CuSO4 formada. 
B) A quantidade de CuSO4 formada será inferior a 2,0 kg. 
C) A quantidade de matéria de CuSO4, no final da reação, será 
igual à quantidade de matéria de H2SO4 no início da reação. 
D) A solução resultante será neutra após a reação ter-se 
completado. 
E) O sistema contém CuO após a reação ter se completado. 
RESOLUÇÃO: 
Quando o enunciado fornece quantidades de dois reagentes (o que não 
é necessário para fazer um cálculo estequiométrico) provavelmente um 
deles estará em excesso. Para isto, devemos definir quem está em 
excesso e desprezar a informação sobre ele ou desprezar a massa em 
excesso. 
Vou transformar a massa de H2SO4 em mol, para comparar: 
n H2SO4 = 1300/98 = 13,2 mol 
 
CuO + H2SO4 ĺ CuSO4 + H2O 
1mol 1 mol 
10 mol--13,2mol (está em excesso) 
Logo, empregarei a informação do óxido e determinarei a massa para 
o produto desejado: 
 
CuO ĺ CuSO4 
1mol ------1mol 
1mol------159,5g 
10 mol------Xg 
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X= 10x159,5g = 1595g 
Resposta: “B”. 
 
06. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). Em um 
recipiente contendo 1,08g de cloreto de bário diidratado foi 
adicionado excesso de solução de nitrato de prata. Em seguida, 
o precipitado obtido foi filtrado e seco em estufa. Considere que 
o processo foi realizado com 100% de rendimento. (Dados: 
Massas molares (g/mol): Ba = 137,00, Cl = 35,50, Ag = 
108,00, H= 1,00, O = 16,00) Marque a alternativa em que o 
valor mais se aproxima da massa (em g) do precipitado obtido: 
a) 1,26 
b) 2,32 
c) 1,63 
d) 2,20 
e) 1,47 
RESOLUÇÃO: 
BaCl2.2H2O + 2 AgNO3 ĺ 2 AgCl(s) + Ba(NO3)2 + 2H2O 
O precipitado obtido foi o AgCl. Portanto, vamos calcular a massa 
produzida deste precipitado. 
BaCl2.2H2O ĺ 2 AgCl(s) 
1mol--------------2 mol 
244g-------------2x 143,5g 
1,08g-------------X 
 
X = (1,08x2x143,5)/244 
X= 1,27g 
Resposta: “A”. 
 
07. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR – 
CESGRANRIO/2013). Considere a reação de combustão 
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completa de 285g de octano com oxigênio em excesso, 
representada pela equação abaixo não balanceada. 
 
 
Se o rendimento é de 100%, a massa de gás carbônico 
produzida, em gramas, é, aproximadamente, igual a: 
(A) 110 
(B) 220 
(C) 440 
(D) 660 
(E) 880 
RESOLUÇÃO: 
Precisamos balancear a equação: 
C8H18 + 12,5 O2 ĺ 8 CO2 + 9 H2O 
1mol------------------- 8 mol 
114g-------------------8x44g 
285g-------------------X 
X= (285x8x44g)/114g 
X= 880g 
Resposta: “E”. 
 
08. (TRANSPETRO - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2012). A obtenção de ácido sulfúrico passa, 
resumidamente, pelas seguintes reações: queima de enxofre, 
oxidação dos óxidos formados e reação com água, como 
indicado nas seguintes equações não balanceadas: 
S(g) + ½ O2(g) ĺ SO(g) 
SO(g) + ½O2 (g) ĺ SO2(g) 
SO2(g) + ½ O2(g) ĺSO3(g) 
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SO3(g) + H2O(l) ĺ H2SO4(aq) 
A partir de 1.280g de S qual a quantidade máxima, em g, de 
H2SO4 que se pode obter sabendo-se que o rendimento é de 
90%? 
(A) 1.152 
(B) 1.764 
(C) 2.916 
(D) 3.528 
(E) 3.920 
RESOLUÇÃO: 
Quando temos várias reações elas podem ser sucessivas caso o 
produto da primeira reação seja reagente na segunda reação e, assim, 
sucessivamente. Nestes casos podemos balancear adequadamente a 
fim de eliminar tais substâncias “repetidas” e chegar a uma única 
reação. Isto facilita em muito a resolução dos cálculos 
estequiométricos. 
Faremos isto neste exemplo. 
S(g) + ½ O2(g) ĺ SO(g) 
SO(g) + ½O2 (g) ĺ SO2(g) 
SO2(g) + ½ O2(g) ĺSO3(g) 
SO3(g) + H2O(l) ĺ H2SO4(aq) 
____________________________ 
S(g) + 3/2 O2(g) + H2O(l) ĺ H2SO4(aq) 
 
Agora, determina-se a proporção molar e faz-se o cálculo 
estequiométrico usando esta reação equivalente. 
1mol de S ------------ 1 mol H2SO4 
32g-------------------------98g 
1280g ----------------------X 
 
X= (1280 x 98)/32 
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X = 3920g. 
A massa acima seria obtida para um rendimento de 100%. Como o 
enunciado menciona rendimento de 90% nem toda massa acima será 
produzida. Basta fazer nova regra de três: 
3920g ------------100% 
Y --------------------90% 
Y = (3920x90)/ 100 
Y = 3528g 
Resposta: “D”. 
 
09. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2012). Um copo Bécher contém 0,34 g de nitrato 
de prata dissolvido em água, e um outro copo Bécher contém 
0,34 g de iodeto de potássio dissolvido em água. Ao se 
misturarem os conteúdos dos dois copos, ocorre a seguinte 
reação: 
AgNO3(aq) + KI(aq) ĺ AgI(s) + KNO3(aq) 
Levando-se em conta a estequiometria da reação e o conceito 
de reagente limitante, e sendo as massas molares do AgNO3 
= 170 g/mol e do KI = 166 g/mol, após a reação 
(A) não haverá sobra de nenhum dos reagentes. 
(B) nitrato de prata é o reagente limitante, reage por 
completo. 
(C) serão formados 0,34 mol de iodeto de prata no estado 
sólido. 
(D) haverá iodeto de potássio em quantidade inferior ao 
necessário para reagir por completo. 
(E) haverá sobra de 0,04 g de nitrato de prata. 
RESOLUÇÃO: 
Precisamos calcular o número de mol de cada reagente e depois, 
compararmos se houve excesso ou não e de qual reagente, se houver. 
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1 mol de AgNO3 --------170g 
X ------------------------------0,34g 
X = 0,34/ 170 
X= 0,002000 mol 
 
1 mol de KI ---------------166g 
Y ------------------------------0,34g 
Y = 0,34/ 166 
Y= 0,002048 mol 
Observamos que há excesso de 0,000048 mol de KI e o nitrato de prata 
é o agente limitante, pois, reage completamente. 
Resposta: “B”. 
 
10. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2012). Um técnico necessita utilizar exatamente 
8,4 g de hidróxido de potássio para neutralizar por completo um 
ácido. No entanto, para essa tarefa, ele só dispõe de hidróxido 
de sódio, que reagiria da mesma forma com o ácido, porém 
requerendo uma massa diferente. A massa de NaOH, em g, que 
deve ser utilizada para neutralizar todoo ácido sem que haja 
excesso de base é: 
Dados: M(KOH) = 56 g/mol 
M(NaOH) = 40 g/mol 
a) 1,5 
b) 3,7 
c) 6,0 
d) 8,4 
e) 9,2 
RESOLUÇÃO: 
O que se deve calcular é o número de mol do KOH. E este valor deve 
ser o número de mol do NaOH, o que corresponderá a uma certa massa 
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desta base. Portanto: 
1mol de KOH ------56g 
X mol -----------------8,4g 
X= 8,4/56 
X= 0,15mol de KOH 
 
Calculando a massa de NaOH 
1mol de NaOH ---------40g 
0,15 mol -------------------Y 
Y = 0,15 x 40 = 6g. 
Resposta: “C”. 
 
11. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO 
JÚNIOR - CESGRANRIO/2011). A 200 mL de solução contendo 
0,624 g de BaCl2 foram adicionados 200 mL de solução 
contendo 0,568 g de Na2SO4. Considere a equação a seguir. 
 
A quantidade máxima de composto sólido formado é 
(A) 0,699 g 
(B) 0,754 g 
(C) 0,855 g 
(D) 0,930 g 
(E) 0,992 g 
RESOLUÇÃO: 
A quantidade máxima de composto sólido formado dependerá do 
número de mol do reagente que estiver em menor quantidade. Como 
cada participante de interesse da reação tem coeficiente igual a um 
basta calcular o valor em mol destes. 
Vamos calcular o número de mol de cada espécie. 
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1mol de BaCl2 -------------208g 
X mol ------------------------0,624g 
X = 0,003 mol 
 
1mol de Na2SO4 -------------142g 
Y mol ------------------------------0,568 g 
Y = 0,004mol (está em excesso em relação ao outro reagente). 
Portanto, será formado o equivalente a 0,003mol de BaSO4. 
1mol de BaSO4 -------------------- 233g 
0,003mol -----------------------------Z 
Z= 0,699g. 
Resposta: “A”. 
 
12. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO 
JÚNIOR -CESGRANRIO/2012). Na reação de combustão total 
do óxido de etileno (C2H2O), o volume de dióxido de carbono 
gasoso produzido, nas condições normais de temperatura e 
pressão, quando 126,0 gramas de óxido de etileno reagem com 
excesso de oxigênio, em L, é igual a 
(A) 44,8 
(B) 67,2 
(C) 112,0 
(D) 134,4 
(E) 156,8 
RESOLUÇÃO: 
A equação de combustão é: C2H2O + O2 ĺ 2 CO2 + H2O. 
Logo, a estequiometria fica: 
C2H2O --------------- 2 CO2 
1mol---------------------2mol 
42g---------------------2x22,4L 
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126g -------------------X 
X= 134,4 L 
Resposta: “D”. 
 
13. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO 
JÚNIOR-CESGRANRIO/2012). Para a reação, não balanceada: 
KClO3 + C12H22O11 ĺ KCl+CO2 + H2O, a quantidade, em 
gramas, de cloreto de potássio formada quando reagem 2,0 
mols de KClO3 é de, aproximadamente, 
(A) 74,5 
(B) 149,0 
(C) 223,5 
(D) 295,0 
(E) 366,5 
RESOLUÇÃO: 
Balanceando a equação por tentativa teremos: 
8 KClO3 + C12H22O11 ĺ 8 KCl+ 12 CO2+ 11 H2O 
Estabelecendo a estequiometria: 
8 mol KClO3 ---------------------- 8 mol KCl. 
Podemos simplificar: 
1mol ---------------------------------1mol 
1mol ---------------------------------74,5g 
2 mol ---------------------------------X 
X = 149g. 
Resposta: “B”. 
 
14. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO 
JÚNIOR-CESGRANRIO/2012). A obtenção de óxido de cálcio, 
através da reação de pirólise do carbonato de cálcio, gera, 
como subproduto, dióxido de carbono. A massa de óxido de 
cálcio, em kg, e o volume de dióxido de carbono, em L, medidos 
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nas condições normais de temperatura e pressão, produzidos 
pela pirólise de uma tonelada de carbonato com um grau de 
pureza de 50%, são, respectivamente, iguais a: 
(A) 250 e 100.000 
(B) 250 e 112.00 
(C) 280 e 112.000 
(D) 280 e 120.000 
(E) 300 e 120.000 
RESOLUÇÃO: 
A massa do reagente tem grau de pureza de 50%. Logo, a massa de 
carbonato nesta tonelada é, na verdade, de 500Kg. A reação da pirólise 
decomposição por aquecimento) é 
CaCO3 ĺ CaO + CO2 
1 mol------------1mol --------1mol 
100g---------------56g -------22,4L 
500kg---------------X-----------------Y 
Calculando separadamente cada incógnita: 
X = 280 Kg 
Y = 112.000 L 
Resposta: “C”. 
 
15. (SABESP - QUÍMICO – FCC/2012). Uma amostra de massa 
igual a 0,5742 g contendo 78,12% (em massa) de MgCO3 foi 
calcinada em temperatura adequada. A massa, em gramas, de 
CO2(g) liberada, considerando que todo o MgCO3 foi convertido 
em MgO, é igual a 
Dados: C = 12,0; O = 16,0; Mg = 24,0 
(A) 0,0214 
(B) 0,0845 
(C) 0,1173 
(D) 0,1988 
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(E) 0,2350 
RESOLUÇÃO: 
Devemos inicialmente calcular a massa de MgCO3 presente na 
amostra: 
0,5742g --------100% da massa 
X -----------------78,12% 
X = 0,4486g de MgCO3 
MgCO3 ĺ MgO + CO2 
 1 mol------1 mol---------------1mol 
 84g-------------------------------44g 
 0,4486g----------------------------Y 
Y= 0,235g 
Resposta: “E”. 
 
16. (SABESP - QUÍMICO – FCC/2012). Na determinação de 
nitrogênio amoniacal, em uma amostra, foram realizados 
procedimentos envolvendo as seguintes reações: 
 
Ao se formar 0,6378 g de Pt(s), conclui-se que foi determinada 
uma quantidade de amônio, na amostra, em mol, de, 
aproximadamente, 
Dados: Massas molares (g/mol): H = 1,0; Pt = 195,1; Cl = 35,5 
N= 14 
(A) 1,2 × 10−3 
(B) 3,4 × 10−3 
(C) 6,5 × 10−3 
(D) 7,3 × 10−3 
(E) 9,1 × 10−3 
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RESOLUÇÃO: 
Fazendo a soma das equações devidamente balanceadas teremos: 
 
2mol NH4+ ---------- 1mol Pt 
2 mol de NH4+ -------195g 
X --------------------0,6378g 
X = 6,5 x 10-3 mol 
Resposta: “C”. 
 
17. (CELESC - TÉCNICO QUÍMICO – FEPESE/2012). Na 
preparação de 2,0 litros de solução 0,10 molar de hidróxido 
de sódio, NaOH, será necessária a utilização de uma massa de 
NaOH(s) de: 
a) 8,00 g. 
b) 16,00 g. 
c) 18,00 g. 
d) 40,00 g. 
e) 248,00 g. 
RESOLUÇÃO: 
Para calcular a massa necessária basta aplicar a fórmula de molaridade 
ou fazer regra de três simples: 
1L ---- 0,1mol 
2L --------X 
X= 0,2 mol 
 
1 mol NaOH -------------40g 
0,2 mol ----------------------Y 
Y = 0,2 x 40 = 8,0g 
Resposta: “A”. 
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18. (PCSP - PERITO CRIMINAL– VUNESP/2014). Para 
determinação de cálcio em uma amostra foi feita uma análise 
gravimétrica, partindo-se de uma massa inicial de 2,50g de 
CaCO3. Depois de terminada a análise, recuperou--se 95,0% da 
massa original em CaCO3. A massa final de CaCO3 obtida nessa 
análise foi igual a 
(A) 2,38. 
(B) 2,45. 
(C) 2,15. 
(D) 2,00. 
(E) 1,95. 
RESOLUÇÃO: 
A massa recuperada é de 95%. Portanto, basta fazer uma regra de 
três e determinar o valor. 
2,5g ---------------100% 
X--------------------95% 
X= 2,375 = 2,38g 
Resposta: “A”. 
 
19. (PCSP - PERITO CRIMINAL– VUNESP/2014). A 
transformação de carbonato de cálcio em óxido de cálcio pode 
ser representadapela equação a seguir: 
 
A massa, em gramas, correspondente a X é igual a 
(A) 88. 
(B) 72. 
(C) 56. 
(D) 100. 
(E) 144. 
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RESOLUÇÃO: 
Para resolver esta questão basta aplicar a lei de Lavoisier, conservação 
das massas: 100g = X + 44g 
Logo, X= 56g. 
Resposta: “C”. 
 
20. (SEE/RJ - PROFESSOR I DE QUIMICA – CEPERJ/2013). 
Lagoas onde são despejadas grandes quantidades de esgoto 
sofrem com a proliferação de cianobactérias. Esses 
microrganismos produzem cianotoxinas que podem envenenar 
pessoas. A ingestão de 4 mg de uma toxina de massa molar 415 
g/mol pode levar uma pessoa à morte. O número de moléculas 
dessa toxina que corresponde à dose citada corresponde, 
aproximadamente, a: 
A) 6 x 1023 
B) 3 x 1021 
C) 2 x 1020 
D) 2 x 1019 
E) 6 x 1018 
RESOLUÇÃO: 
Devemos fazer a conversão entre massa e número de moléculas, 
através do conceito de massa molar e o número de Avogadro. 
1mol de moléculas ----------6.1023 moléculas-------------415g 
 X-----------------------------------g 
X= (6.1023 . 4x10-3)/ 415 
X= 5,78.1018 
Aproximou-se o valor para 6 x 1018 
Resposta: “E”. 
 
21. (SEE/RJ - PROFESSOR I DE QUIMICA – CEPERJ/2013). 
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Rochas contendo silicatos alcalinos podem reagir com o 
dióxido de carbono com a finalidade de produzir carbonatos 
sólidos insolúveis que poderiam ser enterrados no solo, 
minimizando a disponibilidade desse gás no ambiente e do 
ácido carbônico nos oceanos. Um método indireto pode utilizar 
as reações: 
Mg2SiO4 + 4 HCl - 2 MgCl2 + 2 H2O + SiO2 
MgCl2 + H2CO3 - MgCO3 + 2 HCl 
Nesse processo, a quantidade de silicato de magnésio (em 
toneladas) necessária para reagir completamente com 6,2 
toneladas de ácido carbônico é igual a: 
A) 7 
B) 30 
C) 80 
D) 100 
E) 140 
RESOLUÇÃO: 
Balanceando adequadamente as equações teremos a possibilidade de 
obtermos a equação global das reações. Podemos fazer isto quando 
um produto da primeira reação for reagente da segunda reação. 
 
Mg2SiO4 + 4 HCl - 2 MgCl2 + 2 H2O + SiO2 
2MgCl2 + 2H2CO3 - 2MgCO3 + 4 HCl 
------------------------------------------------------------------------------
----------- 
Mg2SiO4 + 2H2CO3 - 2 H2O + SiO2 + 2MgCO3 
 
1 mol -------------2mol 
140g---------------2x62g 
X--------------------6,2ton 
X = ton 
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Resposta “A”. 
 
22. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR- 
CESGRANRIO/2012). xFe + yO2 ĺ 2Fe2O3 
Na reação de oxidação do ferro, mostrada acima, equilibrando-
se corretamente a reação no lado esquerdo, qual o número de 
mols de oxigênio (O2) necessário para reagir completamente 
com uma amostra que contenha 16 mols de Ferro (Fe)? 
a) 16 
b) 12 
c) 8 
d) 4 
e) 3 
RESOLUÇÃO: 
Balanceando a equação teríamos: 
4Fe + 3O2 ĺ 2Fe2O3 
Portanto, basta efetuar a regra de três, mantendo a proporção molar 
entre os participantes: 
4mol Fe------------ 3mol O2 
16mol Fe-------------- X 
X= 12mol O2 
Resposta: “B”. 
 
23. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR- 
CESGRANRIO/2012). 2 HCl + CaCO3 ĺ CaCl2 + H2O + CO2 
Qual a massa, em gramas, de água que é produzida na reação 
do ácido clorídrico com 50 g de carbonato de cálcio, conforme 
o processo químico mostrado acima? 
Dados: mH = 1u; Cl = 35,5u; Ca = 40u; O= 16u; C= 12u 
a)1,0 
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b) 9,0 
c) 18,0 
d) 100,0 
e) 180,0 
RESOLUÇÃO: 
A equação já está balanceada e temos a proporção de 1 mol do 
carbonato para 1 mol da água: 
1mol CaCO3 -------------- 1 mol H2O 
100g-------------------------------18g 
50g ---------------------------------X 
X= 9g 
Resposta: “B”. 
 
24. (PM TAIAÇU - PROFESSOR DE QUÍMICA – INSITUTO 
SOLER/2013). Na determinação de íons Ba2+, por análise 
gravimétrica, é realizada a precipitação desse íons na forma de 
sulfato de bário de acordo com a equação abaixo: 
Ba2+(aq) + SO42-(aq) ĺ BaSO4(s) 
Sabendo que uma amostra, submetida a esse tipo de análise, 
produziu 0,132g de precipitado, a massa de íons bário na 
amostra foi de: 
Dados: Ba=137u; S=32u; O=16u 
a) 2,2.10-1g. 
b) 7,8.10-2g. 
c) 5,7.10-4g. 
d) 1,8.10-1g. 
RESOLUÇÃO: 
Devemos fazer uma regra de três para determinar a massa de bário 
nesta amostra. Basta relacionar com a presença do bário na 
composição do precipitado. 
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Vejamos: BaSO4 contém um mol de átomos de bário em um mol do 
composto. 
Portanto, teremos: 
1mol de Ba---------------1 mol de BaSO4 
 137g------------------------233g 
 X---------------------------0,132g 
X= 0,0776g = 7,8.10-2g 
Resposta: “B”. 
 
 
25. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA – 
VUNESP/2012). O rendimento percentual de uma reação 
química é calculado por: 
(A) (rendimento teórico – rendimento real) × 100%. 
(B) (rendimento teórico + rendimento real) × 100%. 
(C) (rendimento teórico / rendimento real) × 100%. 
(D) (rendimento real – rendimento teórico) × 100%. 
(E) (rendimento real / rendimento teórico) × 100%. 
RESOLUÇÃO: 
O rendimento teórico é tudo o que se espera produzir na reação. O 
rendimento percentual (real) é quanto disto que realmente se forma. 
Calcula-se o rendimento através da razão (divisão) entre o que se 
obtém (real) e o que se espera (teórico) obter. Logo, poderíamos dizer 
que (E) (rendimento real / rendimento teórico) × 100%. 
Resposta: “E”. 
 
26. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA – 
VUNESP/2012). A massa de carbonato de sódio anidro obtida 
pela reação de desidratação completa de 2,86 g do sal deca-
hidratado, Na2CO3.10H2O, é, em gramas, aproximadamente, 
igual a 
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(A) 1,06. 
(B) 1,80. 
(C) 0,28. 
(D) 0,56. 
(E) 0,82. 
RESOLUÇÃO: 
A reação de desidratação está representada por: 
Na2CO3. 10 H2O ĺ Na2CO3 + 10 H2O 
Portanto, 1 mol de sal hidratado produz 1mol do sal anidro. 
Na2CO3.10H2O ------ Na2CO3 
1 mol-------------------------1mol 
286g--------------------------106g 
2,86g---------------------------X 
X = 1,06g 
Resposta: “A”. 
 
27. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA – 
VUNESP/2012). O volume molar de um gás nas CNTP é 22,4 
L/mol. Imagine que fosse possível uma pessoa pegar nas mãos 
as moléculas presentes em um cubo de 1,0 cm3 de gás nas CNTP 
e contá-las, uma a uma, na razão de 2 moléculas por segundo. 
Em de 1987, a população mundial atingiu a marca de 5 bilhões de 
habitantes. Caso todos esses habitantes tivessem se juntado 
naquele ano para iniciar essa contagem de moléculas de gás, 
sem parar, a tarefa só seria concluída, aproximadamente, na 
década de 
Dado: N = 6,02 x 1023/mol 
(A) 2020. 
(B) 2030. 
(C) 2050. 
(D) 2070. 
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(E) 2100. 
RESOLUÇÃO: 
Vamos calcular o número de moléculas contidas em 1 cm3. Lembrando 
que 22,4L = 22.400 cm3. 
22.400 cm3------------6,02 x 1023 moléculas 
1 cm3--------------------X 
X= 2,6875.1019 moléculas. 
 
Este número de moléculas seria contado pela população mundial. Ou 
seja: por 5 bilhões (5.000.000.000 de pessoas = 5.109 pessoas). Cada 
pessoa contaria, portanto, o seguinte número de moléculas: 
2,6875.1019 moléculas-------5.109 pessoas 
Y---------------------------------1 pessoa 
Y = 5,3755.109 moléculas por pessoa. 
 
Cada pessoa conta 2 moléculas por segundo. Então, calcularemos o 
número de moléculas contadas por ano. Portanto, considerando que 
cada ano tem 2x 2x3600sx24hx365dias = 63072000 moléculas por 
ano. 
1 ano-------------- 63072000 moléculas 
R--------------------5,3755.109 moléculas 
R= 85,22 anos. 
Como teriam iniciado em 1987 terminarão em 2072. 
Resposta: “D”. 
 
 
28. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). A 
porcentagem em massa de ferro, no cloreto ferroso, é, 
aproximadamente, 
(A) 44%. 
(B) 34%. 
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(C) 55%. 
(D) 60%. 
Dados: Massa molar (g/mol): Fe = 56; Cl = 35,5; 
RESOLUÇÃO: 
A fórmula do cloreto ferroso é FeCl2. Logo, teremos a seguinte relação 
em massa: 
1 mol de FeCl2-----------1 mol de Fe 
127g-------------------------56g 
100g-------------------------X 
X= 44,09% 
Resposta: “A”. 
 
29. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). 
Para demonstrar o funcionamento do dispositivo de segurança 
conhecido como airbag, um professor realizou uma reação 
química e encheu de gás um balão de aniversário com 
capacidade de 2 litros. A reação química testada foi a seguinte: 
NaHCO3(s) + HCl(aq) ĺ H2O(l) + CO2(g) + NaCl(aq) 
Para encher o balão em sua capacidade máxima, nas CATP, foi 
necessário reagir com o ácido uma quantidade mínima de 
bicarbonato, em gramas, de 
(A) 6,7. 
(B) 8,8. 
(C) 10,5. 
(D) 13,4. 
Dados: Massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; O = 16; Na = 
23; Cl= 35,5. Volume molar de um gás nas CATP: 25 L/mol 
RESOLUÇÃO: 
Pela equação o gás produzido irá encher o balão. E este gás é produzido 
a partir do bicarbonato de sódio na seguinte proporção molar: 
NaHCO3 (s)-------- CO2 (g) 
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1mol-------------------1mol 
84g----------------------25L 
X---------------------------2L 
X= 6,72g 
Resposta: “A”. 
 
30. (UFMT - DOCENTE QUÍMICA- IFMT/2012). Reações de 
combustão são reações químicas que envolvem a oxidação 
completa de um combustível. A maior parte dos combustíveis 
fósseis são hidrocarbonetos. Na combustão completa de um 
alcano com 3 átomos de carbono na cadeia, partindo de 0,88 kg 
de cada um dos reagentes, que massa do reagente em excesso 
permanece no final da reação? 
[A] 836 g de oxigênio 
[B] 2958 g de propano 
[C] 242g de oxigênio 
[D] 638 g de propano 
Dados: 
Massas atômicas do C = 12, O = 16 e H = 1 
RESOLUÇÃO: 
O alcano com 3 carbonos só pode ser o propano (C3H8). A reação de 
combustão é C3H8 + 5 O2 ĺ 3 CO2 + 4 H2O. Se o enunciado informa 
que partiu-se de massas iguais dos reagentes provavelmente um deles 
estará em excesso. Vejamos: 
1 C3H8 + 5 O2 
1mol--------5mol 
44g----------5. 32g 
A massa necessária de Oxigênio é maior para a proporção 
estequiométrica (160g para cada 44g de C3H8). Logo, C3H8 está em 
excesso. Mas poderíamos calcular quanto as massas de cada reagente 
representa em mol. Vejamos: 
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1mol C3H8-----44g 
x-------------------880g 
X= 20mol 
Para este valor precisaríamos de 100 mol de O2. 
 
Cálculo do número de mol de O2: 
1mol de O2--------32g 
Y---------------------880g 
Y= 27,5 mol de O2. 
Para este valor precisamos de 5,5mol de C3H8 (o que equivale a 242g). 
Então, pode-se fazer o cálculo de diversas maneiras. Vou calcular da 
maneira tradicional: 
1 C3H8 + 5 O2 
1mol--------5mol 
44g----------5.32g 
R--------------880g 
R= 242 
Excesso de propano= 880g – 242 = 638g 
Resposta: “D”. 
 
31. (UFMT - DOCENTE QUÍMICA- IFMT/2012). A reação química 
entre o óxido de cálcio e o cloreto de amônio leva à formação 
de NH3, de acordo com: CaO(s) + 2 NH4Cl(s) ĺ 2 NH3(g) + 
H2O(g) + CaCl2(s) 
Considere a reação entre 112 g de CaO e 220 g de NH4Cl e 
calcule: 
I- A massa de amônia obtida na reação, se o rendimento for 
100%. 
II- O rendimento percentual dessa reação, se a massa de NH3 
obtida for 60g. 
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Marque a alternativa que apresenta corretamente os resultados 
obtidos em I e II, respectivamente. 
[A] 68 g e 88 % 
[B] 78 g e 86 % 
[C] 77 g e 86 % 
[D] 58 g e 95 % 
Dados: CaO = 56 g.mol-1; NH4Cl = 53,5 g.mol-1; NH3 = 17 
g.mol-1; H2O = 18 g.mol-1 e CaCl2 = 111 g.mol-1 
RESOLUÇÃO: 
De acordo com a reação, teremos a seguinte proporção molar: 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) ĺ 2 NH3(g) 
1 mol------2mol--------------2mol 
56g---------2x53,5g----------2x17g 
Se o enunciado fornece a massa de dois reagentes é provável que um 
deles esteja em excesso. Precisamos determinar quem está em 
excesso. 
Vamos transformar as massas em mol: 
1mol de CaO-----56g 
x----------------------112g 
X= 2mol (e isto requer 4 mol de NH4Cl). 
 
1mol de NH4Cl----------53,5g 
Y----------------------------220,0g 
Y= 4,11 mol (está em excesso). 
 
Logo, usaremos apenas a massa de CaO. 
CaO(s) ĺ 2 NH3(g) 
1 mol---------2mol 
56g-----------2x17g 
112g----------R 
R = 68g (para 100% de rendimento). 
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Se a massa produzida fosse apenas 60g o rendimento seria: 
68g---------100% 
60g----------Z 
Z= 88,23% 
Resposta: “A”. 
 
32. (EBSERH – TÉCNICO EM QUÍMICA – AOCP/2013). Para a 
seguinte reação, tem-se: 200 g de ácido sulfúrico e 170 g de 
hidróxido de sódio. 
H2SO4 +2 NaOH ĺ Na2SO4 + 2H2O 
Com base nisso, qual alternativa a seguir e verdadeira? 
(Dados: massa atômica: H=1; O=16; Na=23; S=32) 
(A) O hidróxido de sódio e o reagente limitante. 
(B) Será produzido aproximadamente 73,5 g de Na2SO4 . 
(C) O hidróxido de sódio tem 6,7 g em excesso, 
aproximadamente. 
(D) Será produzido 76,5 g de água, aproximadamente. 
(E) O hidróxido de sódio tem 88 g, aproximadamente, em 
excesso. 
RESOLUÇÃO: 
Vamos estabelecer a relação molar entre os participantes e verificar se 
algum reagente está em excesso: 
H2SO4 +2 NaOHĺ Na2SO4 + 2H2O 
1mol-------2mol 
98g---------2x40g 
Vamos transformar as massas das substâncias em mol, para verificar 
quem está em excesso: 
1mol H2SO4------98g 
x-------------200g 
X= 2,04mol (este valor requer 4,08mol de NaOH) 
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1mol NaOH-----40g 
Y------------------170g 
Y = 4,25 mol. (Logo, está em excesso). O ácido é o reagente limitante. 
Vamos calcular oexcesso da base: 
H2SO4 +2 NaOHĺ Na2SO4 + 2H2O 
1mol-------2mol 
98g---------2x40g 
200g---------R 
R= 163,26g reagem 
Excesso: 170,0 – 163,26 = 6,73g 
Resposta: “C”. 
 
33. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– 
VUNESP/2012). Considerando 1 mol de cada um dos compostos 
indicados nas alternativas apresentadas, indique o que requer 
maior massa de oxigênio, O, para sua combustão completa. 
(A) Etano, CH3 –CH3 . 
(B) Etanol, CH3 –CH2 OH. 
C) 1,2-etanodiol, CH2 (OH)-CH2 (OH). 
(D) Etanal, CH3 -CHO. 
(E) Ácido etanoico, CH3 -COOH. 
RESOLUÇÃO: 
Não é necessário balancear todas as equações. Basta pensar: para 
consumir mais Oxigênio o composto deve apresentar mais carbonos, 
mais hidrogênios e menos Oxigênio em sua formula. Logo, por esta 
linha de raciocínio seria o etano. Observe que os compostos que têm 
mais carbonos também têm mais átomos de Oxigênio (diminuindo o 
consumo deste). 
Resposta: “A”. 
 
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34. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– 
VUNESP/2012). A massa máxima de hidrogênio gasoso, H2(g), 
que pode ser obtida pela adição de 1,15 g de sódio metálico a 
1.000 g de água liquida é, em gramas, igual a: 
(A) 0,025. 
(B) 0,050. 
(C) 0,100. 
(D) 2,50. 
(E) 5,00. 
RESOLUÇÃO: 
A reação que ocorre é: Na(s) + H2O(l) ĺ NaOH(aq) + ½ H2(g). Logo, 
teremos a seguinte relação molar: 
1mol Na-------------½ mol H2(g) 
23g-------------------½x 2g 
1,15g --------------------X 
X= 0,05g 
Resposta: “B”. 
 
35. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– 
VUNESP/2012). A obtenção do metal estanho ocorre a partir do 
minério cassiterita, por aquecimento, conforme a seguinte 
reação: 
SnO2 + 2C ĺ Sn + 2CO 
Dado: Sn= 118,7 C=12 O=16 
Considerando que o teor de estanho nesse minério é, em média, 
de 64%, em massa, para obter 1,0 t do metal, é necessário 
processar uma quantidade de minério, em toneladas de, 
aproximadamente, 
(A) 0,8. 
(B) 1,3. 
(C) 2,0. 
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(D) 2,3. 
(E) 2,5. 
RESOLUÇÃO: 
Lembrando que 1ton = 1000Kg = 1.000.000g = 106g. 
A estequiometria entre o minério e o metal é: 
1mol de SnO2----------1mol de Sn 
150,7g--------------------118,7g 
X----------------------------106g. 
X= 1,27. 106g. 
 
Mas, esta massa representa quanto se deve ter do estanho no mineral. 
Porém, apenas 64% da massa do minério apresenta estanho. Logo, 
precisamos pesar uma quantidade maior do minério para compensar a 
massa das impurezas. 
Portanto, faremos uma regra inversa: 
1,27. 106g---------- 64% 
P----------------------100% 
P= 1,98 106g = 1,98 ton 
Resposta: “C”. 
 
36. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– 
VUNESP/2012). O calcário biodetritico, formado 
principalmente por CaCO3 e CaMg(CO3)2, é comumente 
encontrado na forma de conchas de moluscos, esqueletos de 
corais e restos de algas calcárias. Atualmente, tem sido 
pesquisado para preparação da cal virgem. Uma das reações 
desse processo está representada a seguir. 
CaCO3 (s) ĺ CaO (s) + CO2(g) 
Supondo que esse processo tenha 95% de rendimento, para 
obter 100 kg de cal virgem, é necessária uma massa, em kg, de 
CaCO3 de, aproximadamente, 
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(A) 189. 
(B) 342. 
(C) 484. 
(D) 610. 
(E) 867. 
RESOLUÇÃO: 
A estequiometria entre o carbonato e a cal virgem é: 
1mol de CaCO3----------1mol de CaO 
100g--------------------56g 
X-------------------------100kg. 
X= 178,57kg. 
 
Mas, esta massa representa quanto se deve obteria com rendimento 
de 100%. Porém, há uma perda, pois, o enunciado informa rendimento 
de 95%. Logo deveremos pesar uma massa maior do calcário para 
compensar a perda. 
Portanto, faremos uma regra inversa: 
178,57kg---------- 95% 
P----------------------100% 
P= 188kg = 188 Kg. 
Comentário do autor: Houve uma boa aproximação, por parte da 
banca, para se admitir 189kg. 
Resposta: “A”. 
 
Grande abraço. 
Excelente estudo. Estou à disposição. 
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