aprofundamento-química-Estequiometria simples-31-05-2022-b71ccd1156a06172f0da40fc7dc8d058

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Química 
 
Estequiometria simples 
Teoria 
 
Estequiometria é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de 
uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes. Para resolver as questões de 
estequiometria, vamos seguir uma sequência básica: 
● Escrever a equação química mencionada no problema; 
● Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a 
proporção em mols existente entre os participantes da reação); 
● Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da 
equação, que poderá ser escrita em massa, em volume ou em mols, conforme as conveniências do 
problema. 
 
Alguns problemas vão exigir de nós a conversão entre as unidades. Por exemplo: alterar número de mols para 
quantidade de moléculas, converter mol para volume ou até mesmo para massa. Fica tranquilo, que nós 
vamos ver essas conversões e aplicações. Com exemplos e exercícios ficará bem mais fácil. 
 
Vamos analisar, agora, alguns casos de relações e perguntas sobre algumas substâncias e diferentes 
informações que os problemas costumam trazer. 
 
Relacionando massa com massa 
Você concorda com o que segue? 2 mol de NaOH reage com 1 mol de H2SO4 produzindo, concomitantemente, 
1 mol de sal e um de H2O? Se pensou que sim, está correta(o). 
 
2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) 
Calcule a massa produzida de sal ao serem neutralizados 160 g de NaOH. 
 
Resposta: via regra de três: se 80 g (2 NaOH) produzem 152 g (1 Na2SO4), 160 g de NaOH produzem x” 
 80 g ------ 152 g 
160 g ------ x g 
x = 304 g de Na2SO4 
 
Relacionando massa com volume 
 
C2H6O(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(v) 
69 g de álcool foram consumidos no deslocamento de um veículo total flex. Calcule o volume de gás 
carbônico produzido nesse processo. 
 
Resolução: via regra de três: se 46 g (1 mol de C2H6O) produzem 44,8 L (= 2 CO2) de CO2(g), 69 g produzem xL 
de CO2. 
46 ------ 44,8 
69 ------ x 
x = 67,2 L de CO2 
 
 
 
 
Química 
 
Relacionando mol com mol 
Com a mesma equação acima, indique quantos mol de H2O são produzidas se 2 CO2 também forem 
produzidos. 
 
Resolução: quando 2 mol de CO2 são produzidos, sabemos que, concomitantemente, 3 de H2O também são. 
 
Para a próxima relação, vamos lembrar da conversão de mol para número de entidades químicas (nome 
genérico para átomos, íons ou moléculas). 
Aqui, o fator de conversão será o número de Avogadro, que independe da natureza da substância e vale 6,02 
x 1023 entidades químicas/mol. Então cada mol de O2 tem 6,02 x 1023 moléculas de O2; cada mol de O tem 
6,02 x 1023 átomos de O; cada mol de NO3– tem 6,02 x 1023 íons NO3–. 
 
Exemplo: 3 mol de H2SO4 apresentam quantos mols de moléculas do ácido, quantos átomos de H e quantos 
de O? 
3 mols de H2SO4 x 6 x 1023 moléculas de H2SO4/mol = 18 x 1023 = 1,8 x 1024 moléculas de H2SO4 
Cada molécula de H2SO4, porém, apresenta dois átomos de H/molécula e 4 átomos de O/molécula. Assim, 
calculamos os átomos de O e H. 
H: 1,8 x 1024 moléculas de H2SO4 x 2 moléculas de H/molécula de H2SO4 = 3,6 x 1024 átomos de H. 
O: (4 átomos de O/molécula de H2SO4) x 1,8 x 1024 moléculas de H2SO4 = 7,2 x 1024 átomos de O. 
 
Agora, vamos ver como essa relação poderia aparecer em um problema junto à estequiometria. 
 
 
Relacionando massa com número de entidades (átomos, íons ou moléculas) 
Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa de 4,8 g de carbono puro? 
(Massa atômica: C = 12) 
 
Resolução: 
C + O2 → CO2 
12 g de C ------ 6,02 x 1023 moléculas de CO2 
4,8 g de C ------ X moléculas de CO2 
X = 2,4 x 1023 moléculas de CO2 
 
Para a próxima relação, vamos lembrar da conversão de mol para volume (para gases nas condições normais 
de temperatura e pressão). 
 
Quais são as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)? 
Para a IUPAC, as condições normais de temperatura e pressão são: 0 °C e 1 atm. Então quer dizer que qualquer 
gás que se encontrar nessas condições estará nas CNTP, professor? Sim, meu querido aluno-descomplica. 
Além disso, é válido destacar que os gases que estão fora das CNTP não irão participar das regras expostas 
aqui. Dessa forma, não iremos analisar gases em temperaturas diferentes de 0 °C ou em pressões diferentes 
de 1 atm por agora. 
Aqui, o fator de conversão usado é o volume molar. Ele tem o valor de 22,4 L/mol (ou seja, cada mol equivale 
a 22,4 L de gás). Para passar de mol para volume, devemos multiplicar o número de mol, em mol, por esse 
fator; e, para converter de volume para mol, devemos dividir o volume, em litros, pelo volume molar. 
 
 
 
 
 
Química 
 
Exemplo: 
5 O2 nas CNTP = 5 mol x 22,4 L/mol = 112 L de O2 
6 H2 nas CNTP = 6 mol x 22,4 L/mol = 134,4 L de H2 
 
Repare que o fator de conversão é fixo e não depende da natureza da substância, diferentemente da massa 
molar, que dependia da substância. 
 
Relacionando massa com volume 
Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de temperatura e pressão, utilizando de 
290 g de gás butano (massas atômicas: C = 12; O = 16; H = 1). 
 
Resolução: 
 
C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) 
 
Lembrando a definição de condições normais de temperatura e pressão (P = 1 atm; T = 0 °C): 1 mol de 
qualquer gás na CNTP ocupa 22,4 L. 
 
 58 g de C4H10 ------ 4 x 22,4 L de CO2 
290 g de C4H10 ------ X 
X = 448 L de CO2 (nas CNTP) 
 
 
 
 
 
Química 
 
Exercícios de vestibulares 
 
 
1. (UFPR, 2015) A reação de termita, esquematizada, é uma importante reação fortemente exotérmica, 
explorada nas mais diversas aplicações, desde experimentos didáticos à utilização como solda em 
grandes peças metálicas. 
𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 2 𝐴𝑙(𝑠) → 𝐴𝑙2𝑂3(𝑠) + 𝐹𝑒(𝑠) 
Ao misturar os reagentes dessa reação, qual a massa necessária de alumínio para reagir 16 𝑔 de 𝐹𝑒2𝑂3? 
 
 
2. (UFBA-Ba) Hidreto de sódio reage com água, dando hidrogênio, segundo a reação: 
 
NaH + H2O → NaOH + H2 
 
Para obter 10 mols de H2, são necessários quantos mols de água? 
a) 40 mols 
b) 20 mols 
c) 10 mols 
d) 15 mols 
e) 2 mols 
 
 
 
3. (UEPG, 2012) Dadas as equações abaixo, após o seu balanceamento, assinale o que for correto. 
I. 𝐻2 + 𝑂2 → 𝐻2𝑂 
II. 𝐶𝑎𝐶𝑂3 →𝛥 𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂2 
III. 𝑃 + 𝑂2 → 𝑃2𝑂5 
(01) Nas equações (I) e (III), são consumidos 2 mols de O2. 
(02) 4 mols de P reagem na formação de 2 mols de P2O5. 
(04) 3 mols de CO2 são liberados na decomposição de 2 mols de CaCO3. 
(08) 1 mol de H2O se forma para cada mol de H2 reagente. 
(16) Na equação (I), os reagentes encontram-se na razão 1:1. 
Soma: ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
4. (Enem, 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também 
pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. 
Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido 
decompõe-se, conforme a equação a seguir: 
 
5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3H2SO4(aq) → 5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio 
necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de 
hidrogênio é igual a 
a) 2,0 . 100 mol 
b) 2,0 . 10-3 mol 
c) 8,0 . 10-1 mol 
d) 8,0 . 10-4 mol 
e) 5,0 . 10-3 mol 
 
 
5. (FASM, 2017) De 1000 litros de um efluente contendo 𝑁𝑂3− em uma concentração de 4.10–3 mol/L. A 
remoção de nitrogênio é um processo importante no tratamento de efluentes líquidos industriais. Em 
processos convencionais de tratamento, uma das etapas de remoção de nitrogênio é a desnitrificação, 
cuja equação global está representada a seguir: 
6 𝑁𝑂3
− + 5 𝐶𝐻3𝑂𝐻 → 3 𝑁2 + 5 𝐶𝑂2 + 7 𝐻2𝑂 + 6 𝑂𝐻
− 
a) Determineo número de oxidação do nitrogênio nas espécies envolvidas na desnitrificação. 
b) Considere que o volume molar dos gases nas CNTP é igual a 22,4 𝐿 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1. Calcule o volume de 
gás nitrogênio, medido nas CNTP, produzido na desnitrificação 
 
 
6. (Unifesp, 2017) O cloreto de alumínio anidro, 𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠), tem grande importância para a indústria química, 
pois é empregado como catalisador em diversas reações orgânicas. Esse composto pode ser obtido 
pela reação química entre cloro gasoso, 𝐶𝑙2(𝑔), e alumínio metálico, 𝐴𝑙(𝑠). 
Dados: 𝐴𝑙 = 27;  𝐶𝑙 = 35,5. 
a) Indique como variam os números de oxidação do cloro e do alumínio nessa reação e qual desses 
reagentes atua como agente redutor. 
b) Escreva a equação balanceada dessa reação química e calcule a massa de cloreto de alumínio 
anidro que é obtida pela reação completa de 540 𝑔 de alumínio com cloro em excesso. Apresente 
os cálculos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
7. (Uerj, 2016) Para diferenciar os hidrocarbonetos etano e eteno em uma mistura gasosa, utiliza-se uma 
reação com bromo molecular: o etano não reage com esse composto, enquanto o eteno reage de 
acordo com a seguinte equação química: 
 
 
 
Considere um cilindro de capacidade igual a 10 L, contendo apenas esses hidrocarbonetos em uma 
mistura com massa igual a 200 g. Ao se adicionar bromo em excesso à mistura, todo o eteno reagiu, 
formando 940 g de 1,2 dibromoetano. 
A concentração inicial de etano, em mol/L, no interior do cilindro, corresponde a: 
a) 0,1 
b) 0,2 
c) 0,3 
d) 0,4 
 
 
 
8. (UFSC, 2011) Os astronautas da nave Apollo 13, durante o voo espacial, enfrentaram um sério 
imprevisto na viagem de retorno à Terra. Os filtros de hidróxido de lítio que eram utilizados para retirar 
o excesso de gás carbônico do ar da nave ficaram saturados após alguns dias. Este incidente levou a 
NASA a resolver este problema para futuras viagens espaciais, desenvolvendo uma técnica na qual 
utilizava a água da urina dos astronautas na reação com o óxido de lítio para formar o hidróxido de lítio. 
Este, por sua vez, era utilizado na absorção do gás carbônico do ar da nave levando à formação de 
carbonato de lítio e água. A quantidade de óxido de lítio, para futuras viagens, foi estimada com base 
na produção diária de 1,8 kg de água de urina por astronauta. 
 
De acordo com as informações do texto acima, assinale a(s) proposição(ões) correta(s). 
(01) Cada astronauta deve produzir aproximadamente 4,8 kg de hidróxido de lítio por dia. 
(02) Um dos produtos formados pela reação do gás carbônico com o hidróxido de lítio é o 𝐿𝑖2𝐶𝑂3. 
(04) Pelos cálculos da NASA, cada astronauta eliminaria, por dia, aproximadamente 3,6 kg de gás 
carbônico na nave espacial. 
(08) A equação química balanceada que representa a formação do hidróxido de lítio na nave espacial 
é: 𝐿𝑖𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐿𝑖(𝑂𝐻)2. 
(16) A NASA cometeu um grave engano em escolher o óxido de lítio, pois ele é um óxido ácido. 
Soma: ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
Gabarito 
 
1. Massas molares dos elementos envolvidos: 
Fe = 56 g/mol; Al = 27 g/mol; O = 16 g/mol 
 
Então a massa molar do Fe2O3 é = 2.56 + 3.16 = 160 g/mol 
 
E a massa molar do Al é = 27 g/mol 
 
Fe2O3 + 2 Al → Al2O3 + Fe 
 
160 g --- 54 g 
16 g --- x 
 
160.x = 16.54 
 
x = 864 ÷ 160 
 
x = 5,4 g de Al 
 
2. C 
NaH + H2O -> NaOH + H2 
 1 mol -------------- 1 mol 
 X --------------- 10 mol 
 X = 10 mol de H2O 
 
3. 02 + 08 = 10. 
Nas equações (I) e (III), teremos o seguinte consumo de gás oxigênio para a formação de um mol de 
produto: 
I. 𝐻2 +
1
2
 𝑂2 → 𝐻2𝑂 
III. 2 𝑃 +
5
2
 𝑂2 → 𝑃2𝑂5 
 
4 mols de P reagem na formação de 2 mols de P2O5: 4 𝑃 + 10 𝑂2 → 2 𝑃2𝑂5. 
2 mols de CO2 são liberados na decomposição de 2 mols de CaCO3: 
2 𝐶𝑎𝐶𝑂3 →𝛥 2 𝐶𝑎𝑂 + 2 𝐶𝑂2 
 
1 mol de H2O se forma para cada mol de H2 reagente. 
1 𝐻2 +
1
2
 𝑂2 → 𝐻2𝑂 
 
Na equação (I), os reagentes encontram-se na razão 2:1. 
I. 2 𝐻2 + 1 𝑂2 → 2 𝐻2𝑂 
 
4. D 
A primeira coisa a se fazer é calcular o número de mols de H2O2 (peróxido de hidrogênio) presente em 
20ml de uma solução cuja concentração é de 0,1mol/L. 
 
Para isso, basta multiplicarmos 0,02L (20mL) por 0,1mol/L: 
0,02 x 0,1 = 0,002 mol de H2O2. 
 
Agora basta analisar a estequiometria da reação e ver que, para cada 5mols de H2O2, são necessários 
2mols de KMnO4 e fazer uma regra de três para obter a resposta. 
5 mols H2O2 ----- 2 mols KMnO4 
0,002 mols H2O2 ----- X mols KMnO4 
X = 0,0008 ou 8,0×10-4 mol de KMnO4 
 
 
 
 
Química 
 
5. 
a) Determinação do número de oxidação do nitrogênio: 
6 𝑁𝑂3
− + 5 𝐶𝐻3𝑂𝐻 → 3 𝑁2 + 5 𝐶𝑂2 + 7 𝐻2𝑂 + 6 𝑂𝐻
− 
𝑁𝑂3
− ⇒ 𝑁⏟+5𝑂⏟−2𝑂⏟−2𝑂⏟−2=−1
− ⇒ 𝑁𝑜𝑥(𝑁) = +5. 
𝑁2 ⇒ 𝑁 ≡ 𝑁 ⇒ 𝑁𝑜𝑥(𝑁) = 0. 
 
b) Cálculo do volume de gás nitrogênio, medido nas CNTP: 
[𝑁𝑂3
−] = 4 × 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿𝑉 = 1000 𝐿 
 1 𝐿 ------ 4 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑂3
− 
1000 𝐿 ------ 4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑂3
− 
 
6 𝑁𝑂3
− + 5 𝐶𝐻3𝑂𝐻 → 3 𝑁2 + 5 𝐶𝑂2 + 7 𝐻2𝑂 + 6 𝑂𝐻
− 
6 𝑚𝑜𝑙 ------ 3 × 22,4 𝐿 
4 𝑚𝑜𝑙 ------ 𝑉𝑁2𝑉𝑁2 = 44,8 𝐿 
 
6. 
a) Variação do número de oxidação do cloro: de 0 para −1. 
Variação do número de oxidação do alumínio: de 0 para +3. 
2 𝐴𝑙(𝑠) + 3 𝐶𝑙2(𝑔) → 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠)2 𝐴𝑙
0 → 2 𝐴𝑙3+ + 6 𝑒−   (𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜)3 𝐶𝑙2 + 6 𝑒
− → 6 𝐶𝑙−   (𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜) 
Agente redutor: 𝐴𝑙(𝑠) 
 
b) Equação balanceada dessa reação química: 
2 𝐴𝑙(𝑠) + 3 𝐶𝑙2(𝑔) → 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) ou 1 𝐴𝑙(𝑠) +
3
2
 𝐶𝑙2(𝑔) → 1 𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) 
 
Cálculo da massa de cloreto de alumínio: 
𝐴𝑙 = 27;  𝐴𝑙𝐶𝑙3 = 133,52 
𝐴𝑙(𝑠) + 3 𝐶𝑙2(𝑔) → 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) 
2 × 27 𝑔 ------ 2 × 133,5 𝑔 
540 𝑔 ------ 𝑚𝐴𝑙𝐶𝑙3 
𝑚𝐴𝑙𝐶𝑙3 =
540 𝑔 × 2 × 133,5 𝑔
2 × 27 𝑔
 
𝑚𝐴𝑙𝐶𝑙3 = 2670 𝑔 
 
7. B 
C2H4 + Br2 → C2H4Br2 
1mol -----------------188 g 
N -------------------- 940 g 
neteno = 5 mol 
meteno = 5 . 28 = 140 g 
minicial = meteno + metano 
200 = 140 + metano 
metano = 60 / 30 = 2 mol 
[etano] = 2 / 10 = 0,2 mol / L 
 
 
8. 01 + 02 = 03 
Análise das proposições: 
(01) Correta: cada astronauta deve produzir aproximadamente 4,8 kg de hidróxido de lítio por dia: 
 𝐿𝑖2𝑂 + 𝐻2𝑂 → 2 𝐿𝑖𝑂𝐻 
18 g -------- 2 x 24 g 
18 kg -------- 48 kg 
1,8 kg -------- 4,8 kg 
 
(02) Correta: um dos produtos formados pela reação do gás carbônico com o hidróxido de lítio é o 𝐿𝑖2𝐶𝑂3 
(𝐶𝑂2 + 2 𝐿𝑖𝑂𝐻 → 𝐿𝑖2𝐶𝑂3 + 𝐻2𝑂) 
 
 
 
 
Química 
 
 
(04) Incorreta: pelos cálculos da NASA, cada astronauta eliminaria, por dia, aproximadamente 4,4kg de 
gás carbônico na nave espacial: 
𝐶𝑂2 + 2 𝐿𝑖𝑂𝐻 → 𝐿𝑖2𝐶𝑂3 + 𝐻2𝑂 
44 g -------- 2 x 24 g 
 m -------- 4,8 kg 
 m = 4,4 kg 
 
(08) Incorreta: a equação química balanceada, que representa a formação do hidróxido de lítio na nave 
espacial, é: 𝐿𝑖2𝑂 + 𝐻2𝑂 → 2 𝐿𝑖𝑂𝐻 
 
(16) Incorreta: o óxido de lítio é um óxido básico ou alcalino.