ESTEQUEOMETRIA PUREZA

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QUÍMICA I 
PRÉ-VESTIBULAR 407SISTEMA PRODÍGIO DE ENSINO
22 ESTEQUIOMETRIA: PUREZA E REAÇÕES CONSECUTIVAS
ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO 
REAGENTES IMPUROS
Em alguns casos envolvendo estequiometria, pode ocorrer de um 
ou mais reagentes apresentarem impurezas. As impurezas seriam 
traços de outras substâncias, e estas não participam da reação. 
Por não participarem da reação, a primeira providência a se 
tomar em um problema envolvendo reagentes impuros é calcular a 
quantidade de amostra pura, que é aquela que irá reagir. Caso esse 
passo não seja tomado, obtém-se números equivocados de produto. 
Em alguns dos casos envolvendo impurezas, tem-se como 
informação o grau de pureza do reagente, que indica a porcentagem 
de amostra que de fato reage (ou seja, que está pura).
SOLUCIONANDO PROBLEMAS 
ESTEQUIOMÉTRICOS ENVOLVENDO 
PUREZA
Para resolução de problemas envolvendo pureza, utiliza-se o 
mesmo método estudado para o caso geral. A diferente é que o 
cálculo da quantidade de amostra pura que irá reagir deve ser feito 
antes da resolução da regra de três. 
Assim, deve-se:
1. determinar a quantidade de amostra pura (quantidade que 
irá, de fato, reagir);
2. utilizar as mesmas etapas do caso geral.
Há casos onde a resolução do problema se dará de maneira 
inversa, sendo a pureza determinada ao final. 
• Quando se deseja obter a massa de produto formado 
conhecendo a pureza da amostra
Exemplo:
A partir da decomposição de 180 g de calcário (CaCO3) 
com 90% de pureza, determine a massa de CO2 produzida.
Resolução:
1. Primeiro, deve-se calcular a quantidade de CaCO3 que 
realmente reage, ou seja, a quantidade de amostra 
pura:
180 g ___ 100%
 x ___ 90 % 
x = 162 g de CaCO3 puro
Observando-se o resultado obtido, percebe-se que, das 180 
g iniciais, apenas 162 g correspondem a CaCO3, sendo a 
diferença (18 g) referente a impurezas. 
2. Agora que se conhece a quantidade de CaCO3 que 
realmente irá reagir, monta-se a regra de três, utilizando 
as etapas do caso geral:
CaCO3 → CaO + CO2
1 mol CaCO3 ___ 1 mol CO2
 100 g ___ 44 g
162 g ___ y 
y = 71,28 g de CO2
• Quando se deseja obter o grau de pureza, conhecendo-se 
a quantidade de produto formado
Exemplo:
Ao se queimar 18 g de uma amostra de carvão (C) foram 
produzidos 13,2 g de CO2. Determine a massa de amostra 
pura desse carvão.
Resolução:
1 C + 1 O2 → 1CO2
 1 mol C ___ 1 mol CO2
12 g ___ 44 g
 x ___ 13,2 g
 x = 3,6 g de C
Observe que a massa de 13,2 g foi obtida. Logo, é um dado 
confiável, ao contrário das 18 g de carvão, uma vez que 
esse valor representa a massa de carbono acrescida da 
massa das impurezas impurezas. A partir da regra de três, 
obteve-se a quantidade de carbono que realmente estava 
presente na amostra. Assim:
 18 g ___ 100%
3,6 g ___ P 
 P = 20%
ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO 
REAÇÕES CONSECUTIVAS
Nos tipos de problemas envolvendo mais de uma reação química, 
precisa-se considerar todas as etapas antes de iniciar a resolução.
Um dos métodos utilizados para se resolver um problema 
envolvendo reações consecutivas envolve as seguintes etapas:
1. montar a equação global;
2. utilizar as etapas do caso geral. 
Há casos onde a resolução do problema se dará de maneira 
inversa, sendo a pureza determinada ao final.
Exemplo:
As reações abaixo ocorrem na formação da chuva ácida:
S(s) + O 2(g) →SO2(g)
SO2(g) + ½ O2(g)→SO3(g)
SO3(g) + H2O()→H2SO4(aq)
Partindo-se de 320 g de S(s) determine o número de mols de 
ácido sulfúrico produzido.
Resolução:
1. Encontrar a equação global somando-se as três equações, e 
“cortar” as substâncias iguais que aparecem em lados opostos, 
respeitando as devidas quantidades em mol.
PRÉ-VESTIBULAR408
QUÍMICA I 22 ESTEQUIOMETRIA: PUREZA E REAÇÕES CONSECUTIVAS
SISTEMA PRODÍGIO DE ENSINO
( )­(s) 2 gS   O  SO+ → 2(g)
SO 2(g)2 )g(  ½ O  SO+ → 3(g)
SO ( ) ( ) ( )
( )
3 g 2 2l 4 aq
2 2s ( )2 g l 4 a) ( )q(
   H O   H SO
S    3 / 2 O H O  H SO
+
+ +
→
2. Observando a equação global obtida, pode-se perceber que a 
mesma se encontra balanceada. Logo, pode-se passar para a 
resolução conforme as etapas para o caso geral:
Dados: massa molar S = 32 g/mol
1 mol S ___ 1 mol H2SO4
32 g ___ 1 mol 
320 g ___ n 
n = 10 mols de H2SO4
Porém, uma outra maneira de solucionar problemas 
estequiométricos envolvendo reações consecutivas é, após o 
balanceamento, garantir que toda substância que é produzida 
em uma etapa e utilizada na etapa seguinte apresenta o mesmo 
coeficiente estequiométrico. Dessa forma, elimina-se a necessidade 
de fazer a equação global antes de resolver o problema.
01. A floculação é uma das fases do tratamento de águas de 
abastecimento público e consiste na adição de óxido de cálcio 
e sulfato de alumínio à água. As reações correspondentes são 
as que seguem:
CaO + H2O → Ca(OH)2
3Ca(OH)2 + A2(SO4)3 → 2A(OH)3 + 3CaSO4
Se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, 
cada 28 g de óxido de cálcio originarão de sulfato de cálcio:
Dados: Massas molares: Ca = 40 g/mol; O = 16 g/mol; 
H = 1 g/mol; A = 27 g/mol; S = 32 g/mol.
a) 204 g b) 68 g c) 28 g d) 56 g e) 84 g 
Resolução: B
CaO + H2O → Ca(OH)2
3 Ca(OH)2 + A2(SO4)3 → 2 A(OH)3 + 3 CaSO4
Como o Ca(OH)2 produzido na primeira etapa está sendo 
utilizado na segunda etapa como reagente com coeficiente 
igual a 3, deve-se multiplicar a primeira reação por 3. Fazendo 
isso, garante-se que o que está sendo produzido na primeira 
reação está sendo utilizado na segunda. Importante frisar 
que todas as substâncias, reagentes e produtos, devem 
ser multiplicados igualmente, de maneira a conservar a 
proporção estequiométrica:
3 CaO + 3 H2O → 3 Ca(OH)2 (x3)
3 Ca(OH)2 + A2(SO4)3 → 2 A(OH)3 + 3 CaSO4
O problema fornece um dado sobre o óxido de cálcio e pergunta 
a quantidade de sulfato de cálcio, CaSO4, formada. Assim, tem-
se que:
3 mol CaO ___ 3 mol CaSO4
Sabendo que a massa molar do CaO é igual a 56 g/mol e 
a massa de CaSO4 é igual a 136 g/mol, e simplificando as 
proporções em mol, fica-se com:
1 mol CaO ___ 1 mol CaSO4
56 g ____ 136 g
 28 g ____ m → m = 68 g
EXERCÍCIO RESOLVIDO
PROTREINO
EXERCÍCIOS
01. Colocou-se para reagir 100 g de carbonato de cálcio, segundo 
a reação a seguir:
CaCO3 → CaO + CO2
Determine a pureza da amostra, sabendo que apenas 45 g de 
carbonato reagiram completamente.
02.
S + O
2 → SO2
2 SO
2 + O2 → 2 SO3
SO
3 + H2O → H2SO4
Calcule a massa de enxofre, em quilogramas, necessária para 
produzir uma tonelada de ácido sulfúrico. 
03. 
2 HC
(aq) 
+ CaCO
3(s) → CaC2(s) + H2O(v) + CO2(g)
Determine a massa da amostra impura de carbonato de cálcio, 
considerando uma pureza de 75%, necessária para reagir 
completamente com 14,6 g de ácido clorídrico. 
04. 
CaO + H
2
O → Ca(OH)
2
3 Ca(OH)
2 + A2(SO4)3 → 2 A(OH)3 + 3 CaSO4
Determine a massa de sulfato de cálcio formada a partir do 
consumo completo de 28 g de óxido de cálcio.
05.
2 Ca
3
(PO
4
)
2 +6 SiO2 +10 C → P4 +6 CaSiO3 +10 CO
Calcule a massa de fósforo produzida a partir de 31 g de fosfato de 
cálcio com 80% de pureza.
PROPOSTOS
EXERCÍCIOS
01. (MACKENZIE) A reação de ustulação da pirita (FeS2) pode ser 
representada pela equação a seguir:
22(s) 2(g) 3(s) 2(g)4 FeS 11O Fe O 8 SO+ → +
Considerando que o processo de ustulação ocorra nas CNTP, é 
correto afirmar que o volume de SO2 produzido na reação de 600 g 
de pirita que apresente 50% de pureza é de
Dados: 1 2massa molar(g mo )FeS 120
−⋅ = 
a) 56,0 L
b) 112,0 L
c) 168,0L
d) 224,0 L
e) 280,0 L
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22 ESTEQUIOMETRIA: PUREZA E REAÇÕES CONSECUTIVAS
409
QUÍMICA I
SISTEMA PRODÍGIO DE ENSINO
02. (UFRGS) Nas tecnologias de energias renováveis, estudos têm 
sido realizados com tintas fotovoltaicas contendo nanopartículas 
de dióxido de titânio, TiO2. Essas tintas são capazes de transformar 
a energia luminosa em energia elétrica.
O dióxido de titânio natural pode ser obtido da ilmenita, um óxido 
natural de ferro e titânio minerado a partir das areias depraia. A 
reação de obtenção do dióxido de titânio, a partir da ilmenita, é 
representada pela reação abaixo já ajustada.
3 2 3 2 22FeTiO 4HC C 2FeC 2TiO 2H O+ + → + +  
A massa de dióxido de titânio que pode ser obtida, a partir de uma 
tonelada de areia bruta com 5% de ilmenita, é, aproximadamente,
(Dados: 12TiO 80g mol
−= ⋅ e 13FeTiO 152g mol
−= ⋅ ) 
a) 16 kg
b) 26,3 kg
c) 52,6 kg
d) 105,2 kg
e) 210,4 kg
03. (MACKENZIE) A calcita é um mineral encontrado na forma de 
cristais e em uma grande variedade de formas, como também nas 
estalactites e estalagmites. É o principal constituinte dos calcários e 
mármores, ocorrendo também em conchas e rochas sedimentares. 
Pelo fato de ser composta por CaCO3, a calcita reage facilmente com 
HC, formando cloreto de cálcio, gás carbônico e água.
Considerando que uma amostra de 10 g de calcita, extraída de 
uma caverna, ao reagir com quantidade suficiente de HC produziu 
1,792 L de gás carbônico, medido nas CNTP, é correto afirmar que, 
essa amostra apresentava um teor de CaCO3 da ordem de
Dado: massa molar (g/mol) CaCO3 = 100 
a) 75% b) 80% c) 85% d) 90% e) 95% 
04. (ENEM) Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre 
são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência 
da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação 
desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva 
ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como 
dessulfurização, conforme mostrado na equação (1).
3(s) 2(g) 3(s) 2(g)CaCO SO CaSO CO (1)+ → +
Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o 
auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, 
como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse 
porque o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, 
é utilizado para fins agrícolas. 
3(s) 2(g) 4(s)2 CaSO O 2 CaSO (2)+ →
As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre 
e cálcio são iguais a 12 g/mol, 16 g/mo, 32 g / mol e 40g / mol, 
respectivamente.
BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman. 2002 (adaptado).
Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de 
gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de 
a) 64 b) 108 c) 122 d) 136 e) 245
05. (UERJ) Durante a Segunda Guerra Mundial, um cientista 
dissolveu duas medalhas de ouro para evitar que fossem 
confiscadas 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:
2(s) 3(aq) (aq) 4(aq) ( ) 2(g)Au 3 HNO 4 HC HAuC 3 H O 3 NO+ + → + + 
Recuperação:
23(aq) 4(aq) ( ) 4(aq) (aq) (s)3 NaHSO 2 HAuC 3 H O 3 NaHSO 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
06. (MACKENZIE) A produção industrial do ácido sulfúrico é 
realizada a partir do enxofre, extraído de jazidas localizadas 
normalmente em zonas vulcânicas. O enxofre extraído é queimado 
ao ar atmosférico produzindo o anidrido sulfuroso (etapa I). Após 
essa reação, o anidrido sulfuroso é oxidado a anidrido sulfúrico, em 
alta temperatura e presença de um catalisador adequado (etapa II). 
Em seguida, o anidrido sulfúrico é borbulhado em água, formando 
o ácido sulfúrico (etapa III). As reações referentes a cada uma das 
etapas do processo encontram-se abaixo equacionadas:
Etapa I: 2(s) 2(g) (g)S O SO+ →
Etapa II: 2(g) 2(g) 3(g)2 SO O 2 SO+ →
Etapa III: 2 23(g) ( ) 4( )SO H O H SO+ → 
Desse modo, ao serem extraídos 200,0 kg de enxofre com 80% de 
pureza de uma jazida, considerando-se que o rendimento global 
do processo seja de 90%, a massa máxima de ácido sulfúrico que 
pode ser produzida será de
Dados: massas molares (g/mol): H = 1, O = 16 e S = 32. 
a) 612,5 kg. 
b) 551,2 kg. 
c) 490,0 kg. 
d) 441,0 kg. 
e) 200,0 kg. 
07. (ENEM) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria 
utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante 
utilizado nesse processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de 
um minério denominado esfalerita (ZnS), de pureza 75%. Considere 
que a conversão do minério em zinco metálico tem rendimento de 
80% nesta sequência de equações químicas:
2 2
2
2 ZnS 3 O 2 ZnO 2 SO
ZnO CO Zn CO
+ → +
+ → +
Considere as massas molares: ZnS (97g/mol); O2 (32g/mol); ZnO (81 
g/mol); SO2 (64g/mol); CO (28g/mol); CO2 (44g/mol) e Zn (65g/mol). 
Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em 
quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfalerita? 
f) 25 g) 33 h) 40 i) 50 j) 54
08. (MACKENZIE) 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 coeficientes 
estequiométricos encontram-se já ajustados:
(s) 2(g) (s) 2(g)
(s) (g) (s) 2(g)
3PbS 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
PRÉ-VESTIBULAR410
QUÍMICA I 22 ESTEQUIOMETRIA: PUREZA E REAÇÕES CONSECUTIVAS
SISTEMA PRODÍGIO DE ENSINO
09. (PUCSP) Uma amostra de 2,00 g formada por uma liga metálica 
contendo os metais cobre e prata foi completamente dissolvida 
em ácido nítrico concentrado. À solução aquosa resultante foi 
adicionada solução aquosa de NaC em excesso. O precipitado 
formado foi filtrado e após seco, obteve-se 1,44 g de sólido.
A partir desse experimento pode-se concluir que o teor de prata na 
liga metálica é de 
a) 34 % b) 43 % c) 54 % d) 67 % e) 72 %
10. (ENEM) Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de 
ácido sulfúrico (H2SO4) foram derramadas pelo navio Bahamas no 
litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental 
de um desastre desse tipo, é preciso neutralizar a acidez resultante. 
Para isso pode-se, por exemplo, lançar calcário, minério rico em 
carbonato de cálcio (CaCO3), na região atingida.
A equação química que representa a neutralização do H2SO4 por 
CaCO3, com a proporção aproximada entre as massas dessas 
substâncias é:
Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser 
empreendido para enfrentar tal situação, estimando a quantidade 
de caminhões necessária para carregar o material neutralizante. 
Para transportar certo calcário que tem 80% de CaCO3, esse 
número de caminhões, cada um com carga de 30 toneladas, seria 
próximo de 
a) 100. b) 200. c) 300. d) 400. e) 500. 
11. (MACKENZIE) 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 fim, 
o manganês metálico, de acordo com as equações abaixo:
2(s) (s) 2(g) (s) 2(g)
(s) (s) (s) 2(g)
1MnO C O MnO CO
2
2 MnO C 2 Mn CO
+ + → +
+ → +
Considerando as informações anteriores, como também as duas 
etapas do processo, afirma-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
12. (UFRGS) A fermentação alcoólica é um processo biológico 
no qual açúcares como a sacarose, conforme reação abaixo, são 
convertidos em energia celular, com produção de etanol e dióxido 
de carbono como resíduos metabólicos.
12 22 11 2 3 2 2C H OH O 4 CH CH OH 4 CO+ → +
A quantidade, em g, de açúcar necessária para preparar 1L de 
aguardente, contendo 46% em massa de etanol, é aproximadamente
Dados: C = 12; H = 1; O = 16 
a) 46
b) 171
c) 342
d) 855
e) 1710
13. (PUCPR) Ustulação é a queima de sulfetos, compostos 
normalmente metálicos, ocorrendo em fornos especiais com 
passagem contínua de corrente de ar quente. A ustulação de 
um sulfeto, cujo ânion provém de um metal de baixa reatividade 
química, dá origem ao respectivo metal, com desprendimento de 
gás. É um processo utilizado para a obtenção de metais como 
chumbo, cobre e prata, por exemplo. Uma importante ustulação é 
a envolvida na produção do ácido sulfúrico concentrado através da 
queima de minérios de enxofre, na presença de corrente de ar, com 
a presença da pirita (FeS2(s)). A seguir, temos as etapas envolvidas 
na reação química não balanceada.
Analisando o texto e a reação, assinale a alternativa CORRETA.
22(s) 2(g) 3(s) 2(g)
2(g) 2(g) 3(g)
2 23(g) ( ) 4( )
FeS O Fe O SO
SO O SO
SO H O H SO
+ → +
+ →
+ →
 
Dados: Fe = 56; S = 32. 
a) O íon ferro, presente na pirita, possui subnível mais energético 3d4. 
b) O trióxido de enxofre, presente na reação e também na chuva 
ácida, pode ser denominado de anidrido sulfuroso. 
c) O ácido sulfúrico possui caráter covalente, sendo totalmente 
insolúvel em água. 
d) Considerando-se os metais nobres mencionados no texto, 
seria impossível armazenar um artefato confeccionado com o 
metal prata em uma solução de ácido sulfúrico. 
e) Utilizando-se 1 kg de pirita, será obtido 1388,33 gg de ácido 
sulfúrico, com um rendimento de 85%. 
14. (UCS)  O óxido de titânio (IV) é um dos principais pigmentos de 
coloração branca utilizado pelas indústrias de tintas. Esse pigmento 
apresenta alta durabilidade, além de oferecer alta retenção do 
brilho, aliada a uma boa dispersão. Por isso, é importante que 
haja um método eficiente que seja capaz de quantificar esse óxido 
em tintas, de modo a assegurar a qualidade das mesmas. Um 
dos métodos utilizados para realizar essa quantificação consiste 
em reagir o TiO2, presente na amostra de tinta, com trifluoreto de 
bromo, de acordo com a equação química representada abaixo.
3 TiO2(s) + 4 BrF3(l) → 3 TiF4(s) + 2 Br(l) + 3 O2(g)
Nessa reação, o gás oxigênio formado pode ser facilmente recolhido 
e sua massa determinada. Supondo que nessa determinação, 2,38 
g de uma amostra de tinta libere 0,14 g de O2, pode-se concluir que 
o percentual de TiO2 na amostra é de aproximadamente
Dados: Ti = 48; O = 16.
a) 0,14. b) 0,42. c) 2,38. d) 7,14. e) 14,70.
15. (ENEM PPL) Na busca por ouro, os garimpeiros se confundem 
facilmente entre o ouro verdadeiro e o chamado ouro de tolo, que 
tem em sua composição 90% de um minério chamado pirita (FeS2), 
Apesar do engano, a pirita não é descartada, pois é utilizada na 
produção do ácido sulfúrico, que ocorre com rendimento global de 
90% conforme as equações químicas apresentadas.
Considere as massas molares: 2FeS (120 g mol), 2O (32 g mol), 
2 3Fe O (160 g mol), 2SO (64 g mol), 3SO (80 g mol), 
2H O (18 g mol), 2 4H SO (98 g mol).
2 2 2 3 2
2 2 3
3 2 2 4
4 FeS 11O 2 Fe O 8 SO
2 SO O 2 SO
SO H O H SO
+ → +
+ →
+ →
Qual é o valor mais próximo da massa de ácido sulfúrico, em 
quilograma, que será produzida a partir de 2,0 kg de ouro de tolo? 
a) 0,33 b) 0,41 c) 2,6 d) 2,9 e) 3,3
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22 ESTEQUIOMETRIA: PUREZA E REAÇÕES CONSECUTIVAS
411
QUÍMICA I
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16. (Enem)  O ferro pode ser obtido a partir da hematita, minério 
rico em óxido de ferro, pela reação com carvão e oxigênio. A tabela 
a seguir apresenta dados da análise de minério de ferro (hematita) 
obtido de várias regiões da Serra de Carajás.
Minério da
região
Teor de enxofre 
(S)/% em massa
Teor de ferro (Fe)/% 
em massa
Teor de sílica 
(SiO2)/% em massa
1 0,019 63,5 0,97
2 0,020 68,1 0,47
3 0,003 67,6 0,61
Fonte: ABREU, S. F. Recursos minerais do Brasil. Vol. 2. São Paulo: Edusp, 1973
No processo de produção do ferro, a sílica é removida do minério 
por reação com calcário (CaCO3). Sabe-se, teoricamente (cálculo 
estequiométrico), que são necessários 100g de calcário para reagir 
com 60g de sílica. 
Dessa forma, pode-se prever que, para a remoção de toda a sílica 
presente em 200 toneladas do minério na região 1, a massa de 
calcário necessária é, aproximadamente, em toneladas, igual a: 
a) 1,9. b) 3,2. c) 5,1. d) 6,4. e) 8,0.
17. (PUCPR) O airbag é um equipamento de segurança na forma 
de bolsas infláveis que protege os ocupantes de veículos em caso 
de acidente e tem como princípio fundamental reações químicas. 
Esse dispositivo é constituído de pastilhas contendo azida de sódio 
e nitrato de potássio, que são acionadas quando a unidade de 
controle eletrônico envia um sinal elétrico para o ignitor do gerador 
de gás. A reação de decomposição da azida de sódio (NaN3) ocorre 
a 300 ºC e é instantânea, mais rápida que um piscar de olhos, cerca 
de 20 milésimos de segundo, e desencadeia a formação de sódio 
metálico e nitrogênio molecular, que rapidamente inflam o balão do 
airbag. O nitrogênio formado na reação é um gás inerte, não traz 
nenhum dano à saúde, mas o sódio metálico é indesejável. Como 
é muito reativo, acaba se combinando com o nitrato de potássio, 
formando mais nitrogênio gasoso e óxidos de sódio e potássio, 
segundo as reações a seguir:
3 2NaN Na N→ +
3 2 2 2Na KNO K O Na O N+ → + +
Considerando uma pastilha de 150 g de azida de sódio com 90% 
de pureza, o volume aproximado de gás nitrogênio produzido nas 
condições ambientes é de:
Dados: Volume molar de gás nas condições ambientes = 25 /mol 
e massa molar do NaN3 = 65g/mol 
a) 60  b) 75  c) 79  d) 83  e) 90 
18. (PUCCAMP) Muitos resíduos industriais podem ser utilizados 
novamente no processo produtivo. Por exemplo, resíduos de mármore 
possuem um potencial de uso nos processos de fabricação de aços, 
devido à sua composição química, como mostra os resultados da 
análise desse material.
Constituinte CaCO3 MgCO3 SiO2
% em massa 59,7 37,2 2,5
Nesses processos, o CaCO3 calcinado produz o CaO, usado para a 
dessulfuração do ferro gusa.
A massa, em kg, de CaO produzida quando se utiliza 1,0 kg de 
resíduos de mármore é de, aproximadamente,
Dados: Massas molares: C = 12; O = 16; Ca = 40. 
a) 0,2.
b) 0,4.
c) 0,1.
d) 0,3.
e) 0,5.
19. (ENEM PPL) No Brasil, os postos de combustíveis 
comercializavam uma gasolina com cerca de 22% de álcool anidro. 
Na queima de 1 litro desse combustível são liberados cerce de 2 kg 
de CO2 na atmosfera. O plantio de árvores pode atenuar os efeitos 
dessa emissão de CO2. A quantidade de carbono fixada por uma 
árvore corresponde a aproximadamente 50% de sua biomassa 
seca, e para cada 12 g de carbono fixados, 44g de CO2 são retirados 
da atmosfera. No Brasil, o plantio de eucalipto (Eucalyptus grandis) 
é bem difundido, sendo que após 11 anos essa árvore pode ter a 
massa de 106 kg, dos quais 29 kg são água.
Um única árvore de Eucalyptus grandis, com as características 
descritas, é capaz de fixar a quantidade de CO2 liberada na queima 
de um volume dessa gasolina mais próximo de 
a) 19 L
b) 39 L
c) 71 L
d) 97 L
e) 141 L
20. (ENEM PPL) O cobre, muito utilizado em fios da rede elétrica 
e com considerável valor de mercado, pode ser encontrado na 
natureza na forma de calcocita, Cu2S(s), de massa molar 159 
g/mol. Por meio da reação 2 2 2Cu S(s) O (g) 2Cu(s) SO (g),+ → + é 
possível obtê-lo na forma metálica. 
A quantidade de matéria de cobre metálico produzida a partir de 
uma tonelada de calcocita com 7,95% (m/m) de pureza é 
a) s1,0 · 103 mol.
b) 5,0 · 102 mol.
c) 1,0 · 100 mol.
d) 5,0 · 10-1 mol.
e) 4,0 · 10-3 mol.
APROFUNDAMENTO
EXERCÍCIOS DE
01. (UERJ) Em um processo industrial, a salmoura, uma solução 
aquosa com alta concentração de cloreto de sódio, é purificada para 
posteriormente ser submetida à eletrólise com eletrodos inertes. 
Nesse processo, ilustrado abaixo, formam-se três produtos de maior 
valoragregado: os gases H2 e Cl2 e o composto iônico NaOH. 
2 NaC + 2 H2O  2 NaOH + Cl2 + H2
Determine o número de mols da substância Cl2 produzida a partir 
de 360 kg de salmoura que contém 65%, em massa, de cloreto de 
sódio. Admita uma eficiência de 80% no processo.
Dados: Na = 23; C = 35,5. 
PRÉ-VESTIBULAR412
QUÍMICA I 22 ESTEQUIOMETRIA: PUREZA E REAÇÕES CONSECUTIVAS
SISTEMA PRODÍGIO DE ENSINO
02. (UNESP) A regeneração do ácido sulfúrico (H2SO4) em geral 
não é economicamente vantajosa, mas é uma imposição das leis 
ambientais. Nessa regeneração, normalmente se utiliza o ácido 
proveniente de sínteses orgânicas, que está diluído e contaminado.
(Mariana de Mattos V. M. Souza. Processos inorgânicos, 2012. Adaptado.)
O processo de regeneração é feito em três etapas principais:
Etapa I
2 24(aq, diluído) 2(g) (g) 2(g)
1H SO SO H O O ; H 202 kJ mol
2
→ + + ∆ = +
Etapa II
2(g) 2(g) 3(g)
1SO O SO ; H 99 kJ mol
2
+ → ∆ = −
Etapa III
2 23(g) (g) 4( )SO H O H SO ; reação exotérmica+ → 
Calcule a massa mínima de SO3(g) que deve reagir completamente 
com água para obtenção de 98 g de H2SO4(l) na etapa III.
Dados: H 1; S 32; O 16.= = = 
03. (UNESP) A hidrazina, substância com fórmula molecular N2,H4, é um 
líquido bastante reativo na forma pura. Na forma de seu monoidrato, 
N2,H4 · H2O, a hidrazina é bem menos reativa que na forma pura e, por 
isso, de manipulação mais fácil. Devido às suas propriedades físicas 
e químicas, além de sua utilização em vários processos industriais, a 
hidrazina também é utilizada como combustível de foguetes e naves 
espaciais, e em células de combustível. 
A atuação da hidrazina como propelente de foguetes envolve a 
seguinte sequência de reações, iniciada com o emprego de um 
catalisador adequado, que rapidamente eleva a temperatura do 
sistema acima de 800°C:
2 4 3 2( ) (g) (g)
2 4 3 2( ) (g) (g) (g)2
3 N H 4 NH N
N H 4 NH 3 N 8 H
→ +
+ → +


Dados:
Massas molares, em g. mol–1: N = 14,0; H = 1,0
Volume molar (CNTP) = 22,4 L
Calcule a massa de H2 e o volume total dos gases formados, 
medido nas CNTP, gerados pela decomposição estequiométrica de 
1,0 g de N2H4() 
04. (UNESP) A malaquita é um mineral cuja composição é dada 
pela fórmula Cu2(OH)2CO3. Por aquecimento a seco, a malaquita 
produz óxido de cobre (II), um sólido preto, além de água e dióxido 
de carbono, ambos no estado gasoso.
O óxido de cobre (II), por sua vez, reage com solução aquosa de ácido 
sulfúrico, originando uma solução aquosa azul de sulfato de cobre (II). 
Por evaporação da água, formam-se cristais azuis de CuSO4·5H2O. 
Escreva a equação química do aquecimento a seco da malaquita 
produzindo óxido de cobre(II), água e dióxido de carbono e, em 
seguida, a equação química da reação do óxido de cobre(II) com a 
solução aquosa de ácido sulfúrico. Admitindo rendimento de 100%, 
calcule a massa de sulfato de cobre penta-hidratado obtida a partir 
de 22,1 g de malaquita.
Dados: Cu 63,5; O 16; H 1; C 12; S 32.= = = = = 
05. (FUVEST) A hortênsia (Hydrangea macrophylla) produz flores 
azuis quando cultivada em solo de pH<5. Quando o pH do solo é 
maior do que 5, as flores tornam-se rosadas. 
Um jardineiro recebeu uma encomenda de hortênsias rosadas. Ele 
dispõe de um jardim plano, com as formas e dimensões descritas 
na figura abaixo, e cujo solo apresenta pH = 4. Para obter um solo 
adequado à produção de flores rosadas, o jardineiro deverá adicionar 
uniformemente 300 g de calcário dolomítico por m² de terreno.
a) Calcule a massa, em quilogramas, de calcário dolomítico 
necessária para a correção do solo do jardim.
O calcário dolomítico é uma mistura de carbonato de cálcio e 
carbonato de magnésio. Ao adquirir um pacote desse produto, 
o jardineiro observou que, no rótulo, sua composição estava 
expressa na forma das porcentagens, em massa, dos óxidos 
de cálcio e de magnésio que poderiam ser obtidos a partir dos 
correspondentes carbonatos contidos no calcário dolomítico.
b) Calcule a porcentagem, em massa, de carbonato de magnésio 
presente no calcário dolomítico adquirido pelo jardineiro.
 
GABARITO
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01. B
02. B
03. B
04. C
05. C
06. D
07. C
08. C
09. C
10. D
11. D
12. D
13. E
14. E
15. C
16. B
17. D
18. D
19. C
20. A
 EXERCÍCIOS DE APROFUNDAMENTO
01. n = 1600 mols
02. m = 80 g
03. mH2 = 0,125 g
Vtotal = 2,10 L
04.
 
2 2 3 2 2
2 2 23(s) (s) (g) 2(g)
Cu (OH) CO CuO H O CO
Balanceando :
Cu (OH) CO 2CuO 1H O 1CO
∆
∆
→ + +
→ + +
Equação química da reação do óxido de cobre (II) com a solução aquosa de ácido sulfúrico:
2 2(s) 4(aq) 4(aq) ( )CuO H SO CuSO H O+ → + 
m = 49,9 g
05. 
a) m = 3000 g = 3 kg
b) P = 42% 
ANOTAÇÕES