Reações Químicas - Parte I

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SISTEMA DE ENSINO
QUÍMICA
Reações Químicas – Parte I
Livro Eletrônico
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
Sumário
Apresentação .....................................................................................................................................................................3
Reações Químicas – Parte I ........................................................................................................................................4
1. Estequiometria e Reações Químicas ................................................................................................................4
2. Balanceamento de Equação Química ...............................................................................................................8
3. Estequiometria: Leis Ponderais ...................................................................................................................... 10
3.1. Lei de Lavoisier (Lei da Conservação de Massa) ..................................................................................11
3.2. Lei de Proust (Lei das Proporções Constantes) .................................................................................12
4. Cálculos Estequiométricos .................................................................................................................................14
4.1. Estequiometria Envolvendo uma Reação Química .............................................................................15
4.2. Estequiometria Envolvendo Excesso de Reagente ..........................................................................16
4.3. Estequiometria Envolvendo Pureza dos Reagentes ........................................................................17
4.4. Estequiometria Envolvendo Rendimento da Reação .......................................................................18
Resumo ................................................................................................................................................................................21
Mapa Mental ....................................................................................................................................................................23
Questões de Concurso ............................................................................................................................................... 24
Gabarito ..............................................................................................................................................................................38
Gabarito Comentado ...................................................................................................................................................39
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
ApresentAção
Fala, aluno(a)! Tudo bem com você? Espero que sim! Meu nome é Marina Baccarin, sou 
bacharel em Química pela UFSCar, com mestrado também pela UFSCar e doutorado em Quími-
ca Analítica pela USP com sanduíche na Manchester Metropolitan University. Trabalho com o 
ensino de Química desde a época da minha graduação e espero poder ajudá-lo(a) nessa longa 
jornada que é a preparação para concursos.
Nesta aula, iniciaremos nossos estudos a respeito de balanceamento de equações quími-
cas e estequiometria. Os tópicos abordados serão:
• Balanceamento de uma equação química;
• Leis Ponderais;
• Lei de Lavoisier;
• Lei de Proust;
• Estequiometria.
Ademais, estou à disposição para tirar dúvidas nos fóruns da plataforma do curso e desejo 
a você bons estudos!!
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
REAÇÕES QUÍMICAS – PARTE I
1. estequiometriA e reAções químicAs
A química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. Estas transformações 
podem ser de dois tipos: física ou química.
Na transformação física, uma substância sofre alterações macroscópicas (mudança de 
volume, forma etc.) e microscópicas (arranjo de átomos ou moléculas), mas não há alteração 
de sua composição. Veja alguns exemplos:
EXEMPLO:
1) A formação de gelo (mudança de estado físico).
2) Rasgar um papel (mudança de tamanho).
3) Dissolver açúcar em água (mudança da aparência).
Perceba que a composição, em todos os casos, antes e depois da transformação, conti-
nuou a mesma.
Já na transformação química (TQ) ocorre a formação de novas substâncias. Portanto, as 
substâncias iniciais, antes da transformação, têm propriedades diferentes das substâncias 
finais, após a transformação.
Veja alguns exemplos:
EXEMPLO:
1) Ferrugem do ferro.
2) Queima da madeira.
3) Adicionar um antiácido estomacal na água.
Estas transformações químicas podem ocorrer devido a ação do calor (ex.: cozimento de 
alimentos), ação de eletricidade, ação da luz (ex.: fotossíntese realizada pelas plantas), con-
tato com outra substância (ex.: ferrugem), ação mecânica (ex.: acender um fósforo), entre 
outros fatores.
Em alguns casos é possível a confirmação visual de que ocorreu uma transformação quí-
mica, por causa de algumas alterações que se observa no sistema. Veja a tabela a seguir:
Evidências de ocorrência de uma TQ Exemplos
Emissão de luz ou calor Fogueiras em festas juninas
Liberação de um gás Comprimido efervescente em água
Mudança de cor Queima de madeira
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Evidências de ocorrência de uma TQ Exemplos
Liberação de um cheiro Bolo assando em um forno de fogão
Formação de um precipitado
Reação do nitrato de chumbo (líquido) 
mais iodeto de potássio (líquido) forma 
iodeto de chumbo (sólido)
Para que você possa visualizar uma dessa evidências, observe a figura abaixo, a qual re-
presenta a reação de um fio de cobre metálico com uma solução aquosa de nitrato de prata.
Figura 1 — Reação química entre fio de cobre metálico (Erlenmeyer) e solução aquosa de nitrato de prata (béquer).
Fonte: LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. Vol. 1. 3. ed. São Paulo: Editora SM, 2016.
Observe que em A temos o fio de cobre metálico em um Erlenmeyer e a solução aquosa de 
nitrato de prata em um béquer. Em B, temos a adição da solução do béquer no Erlenmeyer. E 
em C, após um tempo, temos o registro do resultado desta reação. É possível observar que a 
solução, no início incolor, agora apresenta uma coloração azulada e tem-se o depósito de um 
material branco sobre o fio de cobre, evidenciado uma transformação química.
Ainda, em uma transformação química, também denominada de reação química, chama-
mos as substâncias iniciais de reagentes e as substâncias finais (as que foram formadas) de 
produtos. E, utilizando símbolos e códigos, podemos representar esta reação química através 
de uma equação química.
Em uma equação química teremos os reagentes e produtos separados por uma seta (→), 
a qual indica a orientação da reação. Assim, escrevemos os reagentes do ladoesquerdo da 
seta e os produtos do lado direito. Veja uma representação genérica de uma equação química:
Reagentes → Produtos
Veja alguns exemplos:
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EXEMPLO
1) Equação da reação química de ferrugem do ferro:
Ferro + oxigênio + água → óxido de ferro hidratado
Escrevendo com os símbolos e códigos dos reagentes e produtos, temos para a mesma reação 
química a seguinte representação:
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) + H2O(l) → Fe2O3.H2O(s)
2) Representação da reação química entre o cobre metálico e a solução aquosa de nitrato de 
prata, descrita anteriormente, formando nitrato de cobre (II) e prata metálica (material que foi 
depositado sobre o fio de cobre):
Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
Observe que, nos símbolos e códigos das substâncias, aparecem números pequenos 
(subscritos), os quais denominamos índice de atomicidade.
Índice de atomicidade: Indica a quantidade de átomos de cada elemento químico na fórmula 
química da substância. Ele aparece ao lado direito do símbolo do elemento, de forma 
subscrita. Quando este valor for um, não representamos.
EXEMPLO
H2O (água)
• São 2 átomos do elemento hidrogênio.
• É 1 átomo do elemento oxigênio (não representamos o número 1).
Professora, e quando tiver parênteses na fórmula química?
Boa pergunta, aluno(a)! O índice que estiver do lado de fora dos parênteses, se refere a 
todos os elementos que estiverem dentro dos parênteses. E para calcular a quantidade de áto-
mos é necessário multiplicar o índice de fora dos parênteses pelo de dentro. Veja o exemplo 
do nitrato de cobre (II):
EXEMPLO
Cu(NO3)2
• É 1 átomo do elemento cobre.
• São 2 átomos do elemento nitrogênio (2 x 1).
• São 6 átomos do elemento oxigênio (3 x 2).
Professora, o que seriam as letras subscritas entre parênteses, do lado direito das 
substâncias?
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Essas letras subscritas entre parênteses são os estados físicos dos reagentes e produtos 
ou quando a reação ocorre em meio aquoso:
• (s) = sólido
• (aq) = aquoso
• (l) = líquido
• (g) = gasoso
Ainda, temos também alguns números escritos na frente das substâncias. No exemplo da 
ferrugem do ferro, temos o número 2 na frente do Fe (ferro) e a fração 3/2 na frente do O2 (gás 
oxigênio).
Estes números são chamados de coeficientes estequiométricos.
Coeficiente estequiométrico: Indica a quantidade de cada substância e a proporção de 
moléculas e íons que estão envolvidas na reação. Ele aparece do lado esquerdo da fórmula 
química da substância. Quando este valor for um, também não representamos.
Na equação química, os coeficientes estequiométricos indicam a proporção em que as 
substâncias reagem para formar os produtos. No caso da equação da reação de cobre metá-
lico e a solução aquosa de nitrato de prata, para formar nitrato de cobre (II) e prata metálica, a 
proporção estequiométrica é 1:2:1:2.
Atenção! Para descobrir a quantidade de átomos de cada elemento químico, multiplica-se 
o coeficiente estequiométrico pelo índice de atomicidade de cada um. Veja o exemplo:
EXEMPLO
Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
• Na substância Cu tem-se 1 átomo de Cu.
• Na substância AgNO3 tem-se 2 átomos de Ag (2 x 1), 2 átomos de N (2 x 1) e 6 átomos 
de O (2 x 3).
• Na substância Cu(NO3)2 tem-se 1 átomo de Cu (1 x 1), 2 átomos de N (2 x 1) e 6 átomos 
de O (2 x 3).
• Na substância Ag tem-se 2 átomos de Ag.
Neste exemplo, observe que a quantidade de átomos nos reagentes é igual nos produtos, 
portanto, podemos dizer que a reação acima está balanceada corretamente.
Em uma equação química, os coeficientes estequiométricos indicam a quantidade de ma-
téria, ou seja, quantidade de mol. Assim, no exemplo anterior, tem-se 1 mol de Cu reagindo com 
2 mols de AgNO3, formando 1 mol de Cu(NO3)2 e 2 mols de Ag.
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2. BAlAnceAmento de equAção químicA
Em uma equação química, a quantidade de átomos dos elementos nos reagentes deve ser 
igual a quantidade de átomos dos elementos presentes nos produtos. Para isso, podemos uti-
lizar os coeficientes estequiométricos para balancear as equações químicas.
Em geral, convencionalmente, utilizamos os menores números inteiros possíveis para rea-
lizar o balanceamento, mas em muitos livros, também, encontramos frações como coeficien-
tes estequiométricos. Assim, podemos representar de maneira genérica a seguinte equação 
balanceada:
a A + b B→ c C + d D
Em que A, B, C, D são as substâncias envolvidas na reação e a, b, c, d são os coeficientes 
estequiométricos da reação, que torna esta equação balanceada.
Balanceamento de uma equação química: consiste em igualar a quantidade de átomos dos 
dois lados da equação (reagentes e produtos), por meio do acerto/ajuste dos coeficientes 
estequiométricos.
Existem diferentes métodos de realizar o balanceamento de uma equação. Irei apresentar 
para você, caro(a) aluno(a), o mais utilizado, chamado de método das tentativas.
Geralmente, começamos ajustando os coeficientes dos elementos que aparecem menos 
vezes, tanto nos reagentes como nos produtos. Vamos ver um exemplo a seguir:
EXEMPLO
Equação de oxidação do sulfeto de ferro (II):
FeS2(g) + O2(g) → Fe3O4(s) + SO2(g)
Veja que a equação não está balanceada, temos 1 átomo de ferro nos reagentes e 3 átomos 
de ferro nos produtos. Temos 2 átomos de enxofre nos reagentes e 1 átomo de enxofre nos 
produtos. Temos 2 átomos de oxigênio nos reagentes e 6 átomos de oxigênio nos produtos.
Assim, vamos começar balanceando o ferro:
3 FeS2(g) + O2(g) → Fe3O4(s) + SO2(g)
Agora, vamos balancear o enxofre:
3 FeS2(g) + O2(g) → Fe3O4(s) + 6 SO2(g)
Perceba que, ao colocar o coeficiente 3 na frente do FeS2, a quantidade de átomos de enxofre 
passou de 2 para 6. Por isso, colocamos o coeficiente 6 na frente da substância SO2.
Falta, agora, acertar a quantidade de átomos de oxigênio:
3 FeS2(g) + 8 O2(g) → Fe3O4(s) + 6 SO2(g)
Pronto!! A equação está balanceada.
Aluno(a), veja uma consideração! Perceba que eu apenas alterei os coeficientes estequiométri-
cos!! Em um balanceamento, eu jamais altero as fórmulas das substâncias envolvidas na reação.
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DICA
Em muitos balanceamentos, inicia-se primeiro o ajuste dos 
coeficientes dos átomos de elementos metálicos, depois dos 
elementos ametais, dos átomos de carbono, dos átomos de 
hidrogênio e, por fim, dos átomos de oxigênio. Para isso, existe 
o mnemônico da palavra MACHO:
Metais
Ametais
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio001. (CONSULPLAN/CENTRO UNIVERSITÁRIO UNIFACIG/2020) Considere a reação entre 
sulfeto de sódio e peróxido de hidrogênio que produz sulfato de sódio e água.
Na2S + H2O2 → Na2SO4 + H2O
Assinale, a seguir, a soma dos menores coeficientes inteiros desta reação.
a) 7.
b) 9.
c) 10.
d) 12.
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Temos que os átomos de Na e S 
já estão balanceados, então, balancearemos os átomos de hidrogênio e oxigênio:
Na2S + 4H2O2 → Na2SO4 + 4H2O
Assim, tem-se 8 átomos de hidrogênio e 8 átomos de oxigênio de cada lado.
Somando os coeficientes, tem-se:
1 + 4 + 1 + 4 = 10
Letra c.
002. (CPCON/PREFEITURA MUNICIPAL DE CUITÉ/PB/2019) Um tipo de extintor de espuma 
química possui bicarbonato de sódio e uma solução de ácido sulfúrico em compartimentos 
separados, que quando reagem produzem espuma e CO2 conforme a reação abaixo:
X NaHCO3 + Y H2SO4 → Z Na2SO4(aq) + W H2O(l) + K CO2(g)
Os valores de X, Y, Z, W e K, respectivamente, que tornam a reação CORRETAMENTE ba-
lanceada são:
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a) 1, 1, 2, 1 e 2.
b) 2, 2, 1, 2 e 1.
c) 2, 1, 1, 2, e 2.
d) 3, 2, 1, 2 e 2.
e) 3, 1, 1, 1 e 2.
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Iremos começar pelos 
átomos de Na:
2 NaHCO3 + Y H2SO4 → 1 Na2SO4(aq) + W H2O(l) + K CO2(g)
Átomos de S:
2 NaHCO3 + 1 H2SO4 → 1 Na2SO4(aq) + W H2O(l) + K CO2(g)
Átomos de C:
2 NaHCO3 + 1 H2SO4 → 1 Na2SO4(aq) + W H2O(l) + 2 CO2(g)
Átomos de H:
2 NaHCO3 + 1 H2SO4 → 1 Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g)
E, com estes coeficientes, os átomos de oxigênio ficam balanceados.
Letra c.
003. (CESPE/CBM/AL/SOLDADO COMBATENTE/2017) Com relação a reações químicas e a 
substâncias, julgue o item subsequente.
Nas reações químicas, os átomos se reorganizam para formar os produtos.
Em uma transformação química, as substâncias finais são diferentes das iniciais. Temos que 
nos reagentes ocorre a quebra das ligações entre os átomos dos compostos e estes átomos 
se rearranjam formando novas ligações entre eles. Consequentemente, formam-se novas 
substâncias, chamadas de produto.
Certo.
3. estequiometriA: leis ponderAis
Agora, iremos ver uma análise mais quantitativa das reações químicas. Para isso, iremos 
estudar as leis propostas pelos cientistas Lavoisier e Proust.
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3.1. lei de lAvoisier (lei dA conservAção de mAssA)
O francês Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) propôs, depois de uma série de experi-
mentos, que em um sistema fechado, após a ocorrência de uma reação química, a massa 
permanecia constante. Veja um exemplo a seguir:
A reação entre o estanho e oxigênio formando óxido de estanho, tem a massa total dos rea-
gentes igual à dos produtos.
Sn(s) + O2(g) → SnO2
118g + 32g → 150g
Lei da Conservação de Massas: em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual 
à soma das massas dos produtos.
Para ilustrar, observe a figura abaixo, a qual representa uma vela acesa, em cima de uma 
balança, e uma campânula cobrindo-a por completo.
Fonte: LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. Vol. 1. 3. ed. São Paulo: Editora SM, 2016.
Observe que conforme ocorre a combustão, isto é, a queima da vela, parte do gás oxigênio 
presente neste sistema é consumido e a vela acaba-se apagando espontaneamente. Porém, 
na balança a massa dos produtos, após a reação, continua sendo a mesma dos reagentes 
(antes da reação ocorrer).
Professora, e se fosse um sistema aberto?
Boa pergunta, aluno(a)! Em reações envolvendo substâncias gasosas, poderíamos ter uma 
diminuição da massa, após a ocorrência da reação. E neste cenário, não se conservaria a quan-
tidade de massa.
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Por exemplo, quando adicionamos um comprimido efervescente em um copo com água 
aberto temos que, após a reação, parte do gás produzido sai do copo para atmosfera. Como 
resultado, a massa final dos produtos é menor que a massa dos reagentes.
Também poderíamos analisar uma situação de ferrugem. Uma barra de ferro exposta a 
umidade do ar atmosférico. Temos, portanto, um sistema aberto. A reação do ferro com o 
oxigênio leva a formação de ferrugem. Como consequência, uma massa alaranjada, vai se 
depositando sobre a barra de ferro. Logo, neste caso, após a reação, tem-se que a massa dos 
produtos é maior que a massa dos reagentes.
3.2. lei de proust (lei dAs proporções constAntes)
O francês Joseph-Louis Proust (1754-1826) propôs, após analisar várias substâncias quan-
tativamente, que compostos se combinam em uma relação de massa definida, para formar 
uma determinada substância.
Vamos ver um exemplo: reação de cobre com enxofre, formando sulfeto cúprico:
Experimento 1:
Fonte: LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. Vol. 1. 3. ed. São Paulo: Editora SM, 2016.
Experimento 2:
Fonte: LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. Vol. 1. 3. ed. São Paulo: Editora SM, 2016.
Observe que do experimento 1 para o experimento para o 2, nós dobramos a quantidade 
de ambos os reagentes e, como resultado, obteve-se o dobro de massa dos produtos. Ou seja, 
ao dobrar a massa dos reagentes, dobrou-se a massa do produto obtido. Esta constatação é 
conhecida como a lei das proporções constantes.
Veja outro exemplo a respeito da reação de formação da água:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(v)
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H O2 H2O
Proporção 1 8 9
Experimento 1 10g 80g 90g
Experimento 2 20g 160g 180g
Experimento 3 5g 40g 45g
 Note que a proporção, em massa, dos elementos que compõe a molécula de água é fixa, 
isto é, a composição da água será sempre formada por 1 parte de hidrogênio e 8 partes de 
oxigênio. Em outras palavras, a massa do oxigênio sempre é 8 vezes maior que a massa do 
hidrogênio.
Lei das Proporções Constantes: em uma determinada substância composta, 
independentemente de sua forma de obtenção, natural ou produzida artificialmente, sempre 
será formada pela mesma proporção de seus elementos químicos, em massa.
Aluno(a), vamos ver agora como podemos aplicar a Lei de Proust nos exercícios:
• Determinação da composição percentual de uma substância
Sabendo que 20,0g de cobre reagindo com 10,12g de enxofre formam 30,12g de sulfeto 
cúprico, determine o percentual de cobre e de enxofre nessa substância.
Resolução: 
1º) Para realizar o cálculo, considere que a massa do produto é de 100 g, desta forma a 
massa de cada elemento será correspondente à porcentagem em massa do elemento;
2º) Montamos uma regra de três simples, para achar a massa totalde cada elemento.
Temos, então:
20,0g de cobre ---- 30,12g de sulfeto cúprico
X ---- 100g de sulfeto cúprico
X = 66,4g de cobre
10,12g de enxofre ---- 30,12g de sulfeto cúprico
X ---- 100g de sulfeto cúprico
X = 33,6g de enxofre
Logo, a porcentagem de cobre é 66,4% e de enxofre é 33,6%.
• Determinação da massa de uma substância
Sabendo que 10,0g de gás hidrogênio reagem com 80,0g de gás oxigênio para formar 90,0g 
de água, calcule a massa de gás hidrogênio necessária para reagir com 40,0g de gás oxigênio.
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Resolução: Montamos uma regra de três simples, para achar a massa necessária:
10,0g de H2 ---- 80,0g de O2
X ---- 40,0g de O2
X = 5g de H2
Logo, são necessários 5g de H2 para reagir com 40g de gás oxigênio.
004. (FACET/PREFEITURA MUNICIPAL DE SOBRADO/PB/2015) Em reações químicas, po-
de-se calcular a massa do produto a partir da massa dos reagentes para isso deve-se aplicar 
as leis químicas de:
a) Lavoisier e Proust.
b) Lavoisier e Dalton.
c) Dalton e Proust.
d) Proust e Richter.
e) Dalton e Richter.
Como vimos em aula, as leis ponderais: Lei de Lavoisier (Lei da Conservação de Massas) 
e Lei de Proust (Lei das Proporções Constantes) nos permite verificar se a equação química 
está balanceada.
Letra a.
4. cálculos estequiométricos
Agora, que vimos as leis de Lavoisier e Proust, vamos estudar a estequiometria das re-
ações, ou seja, os cálculos que envolvem as proporções entre as substâncias participantes 
de uma reação química. Você verá que podemos calcular a quantidade de mol, de massa, de 
volume, de número de átomos, de número de moléculas, de número de íons etc. de reagentes 
e produtos de uma equação química.
DICA
Fazendo uma analogia para este tópico: estequiometria das rea-
ções, podemos imaginar a receita de um bolo. Se aumentamos 
a quantidade de um dos ingredientes, temos que aumentar a 
dos demais reagentes? Ou não é necessário? Qual que é a pro-
porção dos ingredientes? Para poder responder essas e outras 
dúvidas, podemos realizar alguns cálculos. Beleza, aluno(a)?!
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
Estequiometria: calcular a quantidade de uma substância em relação a quantidade de 
outra substância que estão envolvidas em uma reação química.
Para a resolução desses cálculos iremos utilizar regra de três simples e aplicar os seguin-
tes passos:
4.1. estequiometriA envolvendo umA reAção químicA
Nesse tipo de estequiometria, geralmente, conhecemos a quantidade de uma das espécies 
químicas e precisamos calcular a dos demais participantes da reação. A seguir, veja um exer-
cício resolvido.
005. (IDECAN/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR DO DISTRITO FEDERAL/2016) A soma da 
massa dos reagentes é igual à soma da massa dos produtos; na natureza nada se perde, nada 
se ganha, tudo se transforma. Estas afirmações literais referem-se a leis ponderais, ou seja, 
aquelas que ponderam sobre certas situações cotidianas. Levando isso em conta e, sabendo 
que estas leis seguem certo padrão, calcule a quantidade (em massa) de gás carbônico (CO2) 
formado a partir da decomposição de 140 g de ácido carbônico.
a) 2,25g.
b) 40,65g.
c) 44g.
d) 99,35g.
Temos que a reação de decomposição do ácido carbônico é representado pela seguin-
te equação:
H2CO3 → CO2 + H2O
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Para calcular a massa, precisamos dos valores da massa molar do H2CO3 e CO2:
H2CO3 = 1 × 2 + 12 + 3 × 16 = 62 g/mol
CO2 = 12 + 2 × 16 = 44 g/mol
Temos as seguintes relações:
H2CO3 ------ CO2
1 mol ------ 1 mol
62g ------ 44g
140g ----- X
X = (140 × 44)/62
X = 99,35g de CO2
Nesta questão, observe que calculamos a massa de CO2 a partir da massa de H2CO3 e das 
respectivas proporções existente entre elas na equação química.
Letra d.
4.2. estequiometriA envolvendo excesso de reAgente
Em algumas reações, pode se ter a quantidade em excesso de uma das substâncias rea-
gindo com as demais. Por exemplo, imagine o gás de cozinha sendo utilizado para cozinhar os 
alimentos. Quando acendemos a boca do fogão, temos o início da combustão do gás propano 
e butano, ambos reagindo com o oxigênio. Quando o gás acabar, mesmo tendo oxigênio para 
reagir, a boca deixará de acender. Podemos, então, dizer que o gás butano e propano são rea-
gentes limitantes e o gás oxigênio é um reagente em excesso.
Perceba, aluno(a), que o reagente limitante, limita a reação, ou seja, ele que determina a 
quantidade de produto que será obtida. E o que estiver em excesso, do outro reagente, não 
participa da reação. A seguir, veja um exercício resolvido.
006. (CESGRANRIO/UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO/2019) Em 
uma unidade industrial, é feita a seguinte reação química:
FeS + 2 HC𝓁 → FeC𝓁2 + H2S
Nessa unidade, adicionaram-se 440kg de FeS e 146kg de HC𝓁.
Admitindo-se que o reagente limitante foi totalmente consumido, a massa de reagente em ex-
cesso, em kg, que não participou da reação é igual a:
Dados
Massas molares: FeS = 88 g/mol;
HC𝓁 = 36,5 g/mol;
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a) 176.
b) 219.
c) 264.
d) 352.
e) 365.
• 
Temos a seguinte relação:
FeS ---- 2 HC𝓁
1 mol ---- 2 mol
88g ---- 2 × 36,5g
X ---- 146.000g
X = 176.000g = 176kg de FeS
Temos, então, que são necessários 176kg de FeS para reagir como 146kg de HCl. Portanto, 
o FeS é o agente em excesso e o HCl é o agente limitante.
Para calcular a massa em excesso temos:
440 – 176 = 264kg de FeS
Letra c.
4.3. estequiometriA envolvendo purezA dos reAgentes
Em algumas reações, as substâncias envolvidas podem conter impurezas, ou seja, não 
está na sua forma pura. Na natureza, podemos obter o minério de ferro, do qual, a partir de 
algumas reações, obtemos a substância ferro.
Nesse contexto, imagine uma amostra de minério de ferro de massa igual a 100 g, dos 
quais 70% dessa massa é ferro. Qual é a massa de ferro nesta amostra?
Podemos montar uma regra de três simples:
100g ----- 100%
X ---- 70%
X = 70g de ferro.
Podemos dizer, que esta porcentagem de 70% é o grau de pureza da amostra.
007. (UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ/2018) No processo de obten-
ção de ferro a partir da hematita, Fe2O3(s), considere a equação não balanceada:
Fe2O3(s) + C(s) → Fe(s) + CO(g)
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Utilizando-se 4,8t de minério e admitindo-se um rendimento de 70% na reação, a quantidade de 
ferro produzida será de:
Dados: Fe = 56; O= 16; C= 12 (valores expressos em g/mol)
a) 2352 kg.
b) 3,36 t.
c) 1176 kg.
d) 3360 t.
e) 2,3 kg.
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Iremos começar pelos 
átomos de Fe:
Fe2O3(s) + C(s) → 2 Fe(s) + CO(g)
Átomos de O:
Fe2O3(s) + C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g)
Átomos de C:
Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g)
Vamos calcular a massa molar do Fe2O3 e do Fe:
Fe2O3 = 2 × 56 + 3 × 16 = 160g/mol
Fe = 56g/mol
E, temos a relação:
Fe2O3 ------ 2 Fe
1 mol ------ 2 mol
160g ------ 2 × 56g
4.800.000g ------ X
X = 3.360.000g de Fe
Considerando 70% do grau de pureza, temos:
3.360.000 g ------ 100%
X ------ 70%
X = 2.352.000 g = 2.352kg de ferro
Letra a.
4.4. estequiometriA envolvendo rendimento dA reAção
Em muitas reações, a quantidade de produto que se espera obter é menor do que a pre-
vista. Isso porque, muitas vezes, existem impurezas nas amostras dos reagentes ou porque 
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ocorrem reações paralelas originando produtos diferentes do esperado ou, ainda, reagentes 
podem ser perdidos no momento da mistura, entre outros fatores.
Nesse contexto, temos que uma reação pode não ter 100% de rendimento, isto é, 100% do 
produto desejado. Assim, para calcular o rendimento de uma reação podemos dividir a quan-
tidade real do produto que foi obtida pela quantidade do produto que seria esperada. O valor 
encontrado é multiplicado por 100%. Ou seja:
Em que, RR (rendimento real) é a massa do produto obtida e RT (rendimento teórico) é a 
massa do produto desejada, prevista teoricamente.
A seguir, veja uma questão resolvida para ver como este assunto pode ser cobrado nos 
concursos.
008. (IFMT/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MATO 
GROSSO/2018) O fosfato de cálcio pode ser empregado como biomaterial para a reposição e 
regeneração do tecido ósseo, pois apresenta algumas características, tais como: semelhança 
com a fase mineral de ossos; dentes e tecidos calcificados; excelente biocompatibilidade; bio-
atividade; ausência de toxicidade local ou sistêmica; ausência de resposta a corpo estranho ou 
inflamações (GOMES, E. A. et. Al. Cerâmicas, São Paulo, v. 58, p. 448-452, 2012).
Uma das formas de obtenção do fosfato de cálcio pode ser através da reação:
CaCO3(aq) + Mg3(PO4)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + MgCO3(aq)
Considerando que a reação tem um rendimento de 80%, qual a massa de fosfato de cálcio, em 
gramas, será obtida quando são utilizados 450 g de carbonato de cálcio (70% de pureza)?
Dados: Ca = 40 g/mol; C = 12 g/mol-¹; O = 16 g/mol-¹; Mg = 24 g/mol-¹; P = 31 g/mol-¹; Ca = 
40 g/mol-¹.
a) 372,0.
b) 325,5.
c) 297,6.
d) 260,4.
e) 450,0.
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Iremos começar pelos 
átomos de Mg:
CaCO3(aq) + Mg3(PO4)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 3 MgCO3(aq)
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Átomos de Ca:
3 CaCO3(aq) + Mg3(PO4)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 3 MgCO3(aq)
E com estes coeficientes, os demais átomos dos outros elementos já estão balanceados.
Temos a seguinte relação, a respeito da pureza do CaCO3:
450 g ----- 100%
X – 70%
X – = 315g
E, temos que a massa molar de CaCO3 e Ca3(PO4)2:
CaCO3 = 40 + 12 + 3 × 16 = 100 g/mol
Ca3(PO4)2 = 3 × 40 + 2 × 31 + 8 × 16 = 310 g/mol
3 CaCO3 ---- Ca3(PO4)2
3 mol ---- 1 mol
3 × 100g ---- 310g
315g ---- Y
Y = (310 × 315)/300
Y = 325,50g
Porém, como o rendimento é de 80%, temos:
325,5g ---- 100%
Z ---- 80%
Z = 260,4g
Letra d.
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RESUMO
Caro(a) aluno(a), chegamos ao fim da nossa aula. Porém, antes que possamos nos despe-
dir, vamos revisar os principais conceitos estudados com um breve resumo.
• Equação Química – em uma transformação química, também denominada de reação 
química, chamamos as substâncias iniciais de reagentes e as substâncias finais (as que 
foram formadas) de produtos. E, utilizando símbolos e códigos, podemos representar 
esta reação química através de uma equação química. Representação genérica de uma 
equação química:
Reagentes → Produtos
• Informações em uma Equação Química:
−	 Índice de atomicidade – indica a quantidade de átomos de cada elemento químico 
na fórmula química da substância. Ele aparece ao lado direito do símbolo do ele-
mento, de forma subscrita. Quando este valor for um, não representamos.
−	 Coeficiente estequiométrico – indica a quantidade de cada substância e a propor-
ção de moléculas e íons que estão envolvidas na reação. Ele aparece do lado es-
querdo da fórmula química da substância. Quando este valor for um, também não 
representamos.
• Balanceamento de uma Equação Química – consiste em igualar a quantidade de áto-
mos dos dois lados da equação (reagentes e produtos), por meio do acerto/ajuste dos 
coeficientes estequiométricos.
• Estequiometria: Leis Ponderais
−	 Lei da Conservação de Massas (Lei de Lavoisier) – em um sistema fechado, a mas-
sa total dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.
−	 Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust) – em uma determinada substância 
composta, independentemente de sua forma de obtenção, natural ou produzida arti-
ficialmente, sempre será formada pela mesma proporção de seus elementos quími-
cos, em massa.
• Estequiometria – calcular a quantidade de uma substância em relação a quantidade de 
outra substância, que estão envolvidas em uma reação química.
Passo a passo para resolver um exercício de estequiometria:
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• Rendimento de uma Reação – é a quantidade real do produto obtida, dividida pela quan-
tidade do produto que teoricamente seria obtida. O valor encontrado é multiplicado por 
100%. Ou seja:
Em que, RR (rendimento real) é a massa do produto obtida e RT (rendimento teórico) é a 
massa do produto desejada, prevista teoricamente.
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QUESTÕES DE CONCURSO
001. (IDECAN/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR DO DISTRITO FEDERAL/2016) Observe a 
reação (não balanceada) a seguir e assinale a alternativa que corresponde à soma dos coefi-
cientes estequiométricos dos sais.
CrCl3 + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + NaCl + H2O
a) 6.
b) 10.
c) 16.
d) 31.
002. (IDECAN/PREFEITURA MUNICIPAL DE VILHENA/RO/2013) Cinco toneladas de certo 
minério, depois de devidamente processado, forneceram 3,4 toneladas de óxido de alumínio. 
Esta massa de óxido foi devidamente processada e forneceu 900 quilogramas de alumínio 
metálico. (Considere as massas moleculares: Alumínio = 27g/mol; Oxigênio = 16g/mol.) Assi-
nale a alternativa que indica, em relação ao minério inicial, respectivamente, a percentagem de 
alumínio metálico e o número de mols de óxido de alumínio.
a) 1,8%; 334 mols.
b) 18%; 3334 mols.
c) 1,8%; 3334 mols.
d) 18%; 33334 mols.
e) 1,8%; 33334 mols.
003. (IDECAN/PREFEITURA MUNICIPAL DE SÃO GONÇALO DO RIO ABAIXO/MG/2009) Sa-
bendo-se que o propano (C3H8) é um dos componentes do gás de cozinha (GLP), determine 
a quantidade de dióxido de carbono que será liberada pela reação, quando consumir 8 kg de 
propano: (Dados: massa atômica, C = 12g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol)
a) 8 kg.
b) 16 kg.
c) 24 kg.
d) 44 kg.
e) 44 g.
004. (INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA FLUMINENSE/2018) 
A combustão do etanol é representada pela seguinte equação não balanceada: C2H5OH + O2 → 
CO2 + H2O. Sendo a massa molar do carbono igual a 12 g/mol, a do hidrogênio igual a 1 g/mol 
e a do oxigênio igual a 16 g/mol, então a quantidade, em gramas, de etanol misturada com 192 
g de gás oxigênio necessária para uma queima completa é igual a:
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
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a) 92.
b) 120.
c) 138.
d) 184.
e) 210.
005. (FURB/PREFEITURA MUNICIPAL DE TIMBÓ/SC/2019) A partir da combustão completa 
do propano, qual a massa de dióxido de carbono, em gramas, que pode ser obtida a partir da 
combustão completa de 30 gramas de propano? (Dados massa molar g/mol: H=1/O=16/C=12).
a) 30g.
b) 60g.
c) 90g.
d) 40g.
e) 150g.
006. (FGV/POLÍCIA CIVIL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO/2021) Fontes de calor são fun-
damentais nas mais diversas atividades em laboratório. Considerando que não haja nenhum 
gás combustível disponível, o perito pode valer-se dos conhecimentos de química para substi-
tuir o bico de Bunsen e seguir com as análises.
Por exemplo, pode-se produzir 448cm³ de H2 nas CNTP reagindo alumínio (peso molecular de 
27g) com excesso de uma solução aquosa de HCl, desde que seja usada a seguinte quantida-
de de átomos de alumínio:
a) 0,36 x 10²¹.
b) 3,60 x 10²¹.
c) 6,04 x 10²¹.
d) 8,02 x 10²¹.
e) 8,02 x 10²³.
007. (FGV/CBM AM/2º TENENTE/BOMBEIRO MILITAR/2022) A nitroglicerina é uma molé-
cula altamente instável que explode se aquecida ou submetida a fortes impactos. Nesse pro-
cesso são produzidas nuvens de gases, que se expandem rapidamente, além de intenso calor. 
A reação química (não balanceada) para esse fenômeno é descrita a seguir.
C3H5N3O9(l) → N2(g) + CO2(g) + H2O(g) + O2(g)
A soma dos menores inteiros que balanceiam corretamente essa equação é igual a:
a) 5.
b) 12.
c) 21.
d) 16.
e) 33.
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QUÍMICA
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008. (CESPE/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR DO TOCANTINS/2021) Uma mistura de car-
bonato de sódio decaidratado e bicarbonato de sódio foi colocada em um cadinho e levada a 
uma mufla a 350 °C por 3 h, tendo ocorrido as seguintes reações.
Na2CO3 . 10 H2O(s) → Na2CO3 (s) + 10H2O(v)
2NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O(v) + CO2 (g)
Finalizado o processo, restou unicamente carbonato de sódio no cadinho, verificando-se uma 
perda total de massa de 6,70 g.
Sabendo que M(H) = 1 g/mol, M(C) = 12 g/mol, M(O) = 16 g/mol e M(Na) = 23 g/mol, e supondo 
que a quantidade de CO2 seco desprendido do cadinho seja igual a 2,20 g, assinale a opção que 
indica a quantidade, em gramas, de Na2CO3.10H2O existente na mistura inicial.
a) 3,10 g.
b) 3,60 g.
c) 4,50 g.
d) 5,72 g.
009. (VUNESP/PREFEITURA MUNICIPAL DE CERQUILHO/SP/2019) A demanda bioquímica 
de oxigênio (DBO) é um fator indicativo do consumo de gás oxigênio durante oxidação da ma-
téria orgânica em condições aeróbicas. A reação de oxidação da glicose é dada pela expres-
são C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O. As massas molares em g/mol são C = 12; H = 1 e O = 16. A 
massa de gás oxigênio O2 necessária para oxidar 2,0 miligramas de glicose é igual a:
a) 0,94.
b) 1,07.
c) 1,87.
d) 2,13.
e) 12,80.
010. (CESGRANRIO/UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO/2019) 
Com excesso de Ba(OH)2, reagindo segundo a equação abaixo.
2HX(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaX2(s) + 2H2O(𝓁)
Foram obtidos 15,00 g do produto BaX2 que foram quantitativamente reagidos com exata-
mente 59,00 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 1,00 mol L-¹, como mostrado na 
equação abaixo.
H2SO4(aq) + BaX2(s) → BaSO4(aq) + 2HX(aq)
A partir dos dados do experimento, calculou-se a massa molar de HX, em g mol-¹, e concluiu-se 
que era de:
Dado
M(Ba) = Fe137 g/mol-1
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
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a) 46.
b) 60.
c) 74.
d) 88.
e) 101.
011. (CESGRANRIO/UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO/2019) 
O íon chumbo pode ser determinado por gravimetria, na forma de cromato de chumbo (Pb-
CrO4(s)), usando agente de precipitação homogênea. Isso é alcançado pela adição de excesso 
de cloreto de cromo (III), que produz o íon cromato ao ser oxidado pelo bromato (BrO3-), tam-
bém adicionado em excesso. A sequência resumida de reações é indicada abaixo:
5Cr3+
(aq) + Bro-
3(aq) + 11H2O(𝓁)→ 5CrO4
 2-
(aq) + 22H+
(aq) + 3/2 Br 2(aq)
Pb2+
(aq) + CrO4
 2-
(aq) → PbCrO4(aq)
Uma alíquota de 60,000 g de resíduo foi totalmente dissolvida e submetida ao procedimento 
analítico gravimétrico em questão. A massa de 12,542 g de precipitado (após secagem até 
massa constante) foi obtida.
A percentagem (m/m) de chumbo presente na amostra foi de:
Dados
M(Pb) = 207,2 g/mol-1
M(PbCrO4) = 323,2 g/mol-1
a) 7,8%.
b) 10,7%.
c) 13,4%.
d) 17,6%.
e) 24,7%.
012. (CESGRANRIO/UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO/2019) Áci-
do sulfúrico em excesso foi adicionado a uma amostra de 150 g de alumínio metálico impuro, 
verificando-se a formação de 10 g de H2, após a completa reação do alumínio.
Admitindo-se que as impurezas presentes não reagiram com o ácido, o grau de pureza do alu-
mínio é igual a:
Dados
Massas molares: A𝓁 = 27 g/mol;
H =1 g/mol;
S = 32 g/mol;
O = 16 g/mol;
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
a) 50%.
b) 60%.
c) 70%.
d) 80%.
e) 90%.
013. (FADCT/PREFEITURA MUNICIPAL DE IBEMA/PR/2018) Durante o processo de geração 
de resíduo por um laboratório, onde se observa todos os passos para a coleta e o transporte 
de um resíduo líquido químico gerado, utilizamos o ácido sulfúrico que foi neutralizado com o 
hidróxido de Sódio. O reagente formado foi um sal de cor branco-amarelada que foi facilmente 
separado e seco. Pesou-se e verificou-se um peso igual a 284 g de sulfato de sódio que pode 
ser reciclável em indústrias de produção de vidro. Qual a quantidade de base que foi utilizada 
no processo?
Dado: H=1; S=32; O=16; Na=23.
a) 160 g de NaOH.
b) 95,46 g de NaOH.
c) 160 g de OH.
d) 40 g de NaSO4.
014. (VUNESP/PREFEITURA MUNICIPAL DE CERQUILHO/SP/2019) O sulfato de alumínio 
pode ser obtido a partir da reação representada na equação não balanceada:
Al2O3(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2O(l)
Quando o balanceamento da equação é feito usando-se o coeficiente 1 para Al2O3, os coefi-
cientes para o H2SO4 e para H2O são, correta e respectivamente:
a) 1 e 2.
b) 2 e 2.
c) 2 e 3.
d) 3 e 2.
e) 3 e 3.
015. (INSTITUTO AOCP/UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA/2019) Para a seguinte rea-
ção química, qual é a soma dos menores coeficientes inteiros possíveis após o balanceamento 
da reação?
Fe3O4(s)+ CO(g) → FeO(s) + CO2(g)
a) 4.
b) 21.
c) 10.
d) 12.
e) 6.
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QUÍMICA
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016. (IBADE/SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO E ESPORTE DO ACRE/2019) Uma 
amostra comercial de Hidróxido de potássio (KOH) apresenta teor de 85% (p/p). Portanto, 
300g dessa amostra contém massa de KOH igual a:
a) 22,5 g
b) 45 g
c) 8,5 g
d) 850 g
e) 255 g
017. (IBADE/SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO E ESPORTE DO ACRE/2019) O pro-
duto conhecido como Álcool 70º INPM (Instituto Nacional de Pesos e Medidas) possui ação 
desinfetante. Considerando que o grau INPM é expresso em % p/p e que ele é uma mistura 
hidroalcóolica, a massa de água contida em 2000 g de Álcool 70º GL é igual a:
a) 60 g
b) 300 g
c) 600 g
d) 1000 g
e) 20 g
018. (CEV UECE/PREFEITURA MUNICIPAL DE SOBRAL/CE/2019) Dados que podem ser 
usados nesta questão:
ELEMENTO QUÍMICO NÚMERO ATÔMICO MASSA ATÔMICA
H 1 1,0
C 6 12,0
N 7 14,0
0 8 16,0
NA 11 23,0
Mg 12 24,3
A𝓁 13 27,0
S 16 32,0
C𝓁 17 35,5
K 19 39,0
Ca 20 40,0
Cr 24 52,0
Mn 25 54,9
Ag 45 107,9
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QUÍMICA
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Em uma Estação de Tratamento de Água (ETA), uma das etapas é a coagulação, que é uma 
mistura rápida de forma a possibilitar a distribuição uniforme do coagulante, possibilitando que 
todas as partículas tenham contato. A coagulação depende do pH e da temperatura da água 
coagulada. A reação de sulfato de alumínio com a alcalinidade natural das águas é a seguinte:
Aℓ2(SO4)3
.18H2O + Ca(HCO3)2 → Aℓ(OH)3 + CaSO4 + CO2 + H2O
Ajustando-se à equação química acima, é correto dizer que a quantidade, em Kg, de hidróxido 
de alumínio que é produzido quando se usa 3,33 toneladas de sulfato de alumínio octadeca 
hidratado é:
a) 14.216.
b) 780.
c) 580.
d) 7.800.
019. (FURB/PREFEITURA MUNICIPAL DE TIMBÓ/SC/2019) Nitrogênio gasoso e hidrogênio ga-
soso combinam-se sob condições apropriadas para formar o composto amônia. A partir da reação, 
quantos mols de moléculas de H2 são consumidos quando 1,38 mol de moléculas de N2 reage?
a) 1,38
b) 2,76.
c) 2,07.
d) 3.
e) 4,14.
020. (CESPE/PREFEITURA MUNICIPAL DE SÃO CRISTÓVÃO/SE/2019) O aumento da con-
centração de CO2 na atmosfera terrestre devido à queima de combustíveis fósseis tem sido 
apontado como um provável fator que contribui para o aquecimento global. Por esse motivo, 
a substituição dos combustíveis fósseis por fontes de energia mais limpas e renováveis tem 
sido estimulada em todo o mundo. Acerca desse assunto, julgue o item a seguir.
A menor soma de coeficientes estequiométricos inteiros que permitem balancear corretamen-
te a equação química da reação de combustão completa de um combustível com fórmula 
molecular C8H18 é 61.
021. (AOCP/UNIVERSIDADE FEDERAL DO RECÔNCAVO DA BAHIA/2019) Os coeficientes 
estequiométricos para a seguinte reação, em ordem dos reagentes para os produtos, são, res-
pectivamente:
Fe2(SO4)3 + NaOH → Fe(OH)3 + Na2SO4
a) 2 – 6 – 2 – 3.
b) 1 – 3 – 1 – 3.
c) 1 – 6 – 2 – 6.
d) 1 – 6 – 2 – 3.
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QUÍMICA
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022. (VUNESP/POLÍCIA MILITAR DO ESTADO DE SÃO PAULO/2019) A combustão completa 
do eicosano, um dos componentes da parafina utilizada para formar velas, é representada pela 
seguinte equação, não balanceada:
___ C20H42+ ___ O2 → ___ CO2 + ___H2O
Nessa equação, quando o coeficiente estequiométrico do eicosano for 2, o do oxigênio será:
a) 40.
b) 61.
c) 72.
d) 84.
e) 90.
023. (IBADE/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE RONDÔ-
NIA/2019) Considerando a reação mostrada abaixo, quantos mols de ácido clorídrico são ne-
cessários para reagir com 10 mols de zinco.
Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2
a) 40.
b) 2.
c) 5.
d) 10.
e) 20.
024. (CESPE/SECRETARIA DE ESTADO DA EDUCAÇÃO DE ALAGOAS/2017) A equação a 
seguir sintetiza a reação de combustão entre o salitre, o enxofre e o carvão, substâncias pre-
sentes na pólvora.
4KNO3(s) + 7C(s) + S(s) →
3CO2(g) + 3CO(g) + 2N2(g) + K2CO3(s) + K2S(s)
Acerca desse assunto, julgue o próximo item.
A equação apresentada desobedece ao princípio de Lavoisier, uma vez que a massa dos pro-
dutos é menor que a massa dos reagentes devido à presença de gases de baixa densidade 
formados pela reação.
025. (CCV/UFC/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/2017) Determine a soma dos menores coefi-
cientes estequiométricos inteiros capazes de balancear a seguinte equação:
H2O2 + N2H4 → HNO3 + H2O
a) 16.
b) 17.
c) 18.
d) 19.
e) 20.
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QUÍMICA
Marina Baccarin
026. (UTFPR/UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ/2018) O dióxido de en-
xofre lançado na atmosfera pode provocar sérios prejuízos ambientais. Para minimizar esses 
efeitos, pode-se realizar o tratamento das emissões de chaminés que liberam SO2 com uma 
pasta úmida de calcário, em presença de um oxidante. Essa pasta de calcário, em contato com 
o SO2, produz a reação abaixo já ajustada.
SO2(g) + 1/2OO2(g) + CaCo3(s)→ CaSO4(s) +CO2(g) 
Considere que a chaminé de uma determinada indústria emite 160 kg de SO2 ao dia. Assinale 
a alternativa que apresenta a massa diária de carbonato de cálcio necessária para consumir 
essa quantidade de SO2.
Massas molares (g.mol-¹): C = 12; O = 16, S = 32, Ca = 40.
a) 40 kg.
b) 50 kg.
c) 100 kg.
d) 150 kg.
e) 250 kg.
027. (ESPCEX/2018/ADAPTADA) A reação de combustão completa do etanol (C2H5OH) pro-
duz gás carbônico (CO2) e água (H2O). Dada a tabela abaixo, de calores de formação das es-
pécies químicas, e considerando a reação de combustão completa desse álcool, julgue o item 
em certo (C) ou errado (E)
Composto ΔHf
0 (kJ.mol-1) (25 ºC, 1atm)
C2H5OH(I) -278
CO2(g) -394
H2O(I) -286
O coeficiente estequiométrico da água, após o balanceamento da equação, é 2.
028. (ESPCEX/2017/ADAPTADA) Algumas viaturas militares administrativas possuem motores 
à combustão que utilizam como combustível a gasolina. A queima (combustão) de combustíveis 
como a gasolina, nos motores à combustão, fornece a energia essencial para o funcionamento 
dessas viaturas militares. Considerando uma gasolina na condição padrão (250C e 1 atm), com-
posta apenas por n-octano (C8H18) e que a sua combustão seja completa (formação exclusiva 
de CO2 e H2O gasosos como produtos), julgue o item em certo (C) ou errado (E).
Dados:
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
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Entalpias de formação (ΔHf
0) Composto
H2OH(g) CO2(g) C8 H18(ℓ) C H O
-242 kJ/mol -394 kJ/mol -250 kJ/mol 12u 1u 16u
Na combustão completa de 1 mol de gasolina, são liberados 16 mols de gás carbônico (CO2).
029. (ESPCEX/2017) A emissão de gases derivados do enxofre, como o dióxido de enxofre 
(SO2), pode ocasionar uma série de problemas ambientais e a destruição de materiais como 
rochas e monumentos à base de calcita (carbonato de cálcio). Essa destruição ocasiona rea-
ções com a emissão de outros gases, como o gás carbônico (CO2), potencializando o efeito 
poluente. Considerando as equações das reações sucessivas a 27 °C e 1 atm, admitindo-se os 
gases como ideais e as reações completas, o volume de CO2 produzido a partir da utilização 
de 2 toneladas de SO2 como reagente é, aproximadamente
Dados:
• Massas Atômicas: S = 32 u; O = 16 u; H = 1 u; C = 12 u; Ca = 40 u
• Constante dos gases ideais: R = 0,082 atm·L· mol-1·K-1
• Volume molar nas condições em que ocorreu a reação (270 e 1 atm) = 24,6 L/mol
• SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) (equação I)
• SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l) (equação II)
• H2SO4(l) + CaCO3(s) → CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g) (equação III)
a) 4,35 · 106 L de CO2.
b) 2,25 · 106 L de CO2.
c) 4,75 · 104 L de CO2.
d) 5,09 · 103 L de CO2.
e) 7,69 · 105 L de CO2.
030. (ESPCEX/2018) Considere que a reação de cobre metálico com ácido nítrico diluído pro-
duz, nas CNTP, um volume gasoso de 181,6 L de óxido de nitrogênio II (NO), água e nitrato de 
cobre II. Nesse caso, a soma dos coeficientes estequiométricos da equação corretamente 
balanceada dessa reação completa e a massa de cobre consumida são, respectivamente,
Dados: massa atômica de cobre 64 u; volume molar nas CNTP: 22,7 L
a) 18 e 1222 g.
b) 20 e 768 g.
c) 16 e 154 g.
d) 20 e 650 g.
e) 18 e 402 g.
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QUÍMICA
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031. (ESPCEX/2020) O oxalato de cálcio é oxidado por permanganato de potássio em meio 
ácido. A equação não balanceada dessa reação é representada a seguir:
CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + K2SO4 + MnO2 + H2O + CO2
A soma dos coeficientes da equação da reação corretamente balanceada (menores números 
inteiros) e o volume de CO2 liberado quando se faz reagir 384 g de oxalato de cálcio por reação 
completa, na condição ambiente (25ºC e 1 atm), são, respectivamente
Dados:
• volume molar nas condições ambiente de temperatura e pressão (25 ºC e 1 atm): 24,5 
L · mol-1;
• constante universal dos gases R=0,082 L · atm · mol-1 · K-1.
a) 25 e 168 L.
b) 22 e 202 L.
c) 25 e 147 L.
d) 25 e 344 L.
e) 22 e 98 L.
032. (FUNDEP/DEPARTAMENTO MUNICIPAL DE ÁGUA E ESGOTO DO MUNICÍPIO DE 
UBERLÂNDIA/MG/2019) A Aspirina, como é conhecida o ácido acetilsalicílico (C9H8O4), é um 
fármaco que apresenta propriedades antitérmicas, anti-inflamatórias e analgésicas. Esse fár-
maco pode ser sintetizado pela reação entre o ácido salicílico (C7H6O3) e o anidrido acético 
(C9H8O4), catalisada por um ácido.
A equação a seguir representa o processo de síntese da aspirina.
C7H6O3 + C4H6O3 -------- H
+--------> C9H8O4 + CH3COOH
Considere, hipoteticamente, que 3 g de ácido salicílico foram misturados com 6 mL de uma 
solução de anidrido acético cuja densidade e grau de pureza são 1,2 g/mL e 80% m/m, res-
pectivamente.
Se o rendimento da reação química é 100%, qual a massa aproximada de aspirina produzida 
em gramas?
a) 2.
b) 4.
c) 8.
d) 16.
033. (IDCAP/SAAE DE IBIRAÇU/ES/TÉCNICO QUÍMICO/2020) Faça o balanceamento da 
equação química abaixo que representa a combustão do propano:
C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
O balanceamento da equação é dado pelos coeficientes estequiométricos, nesta ordem:
a) 3; 2; 5; 4.
b) 1; 5; 3; 4.
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
c) 2; 5; 3; 1.
d) 7; 2; 4; 4.
e) 1; 3; 5; 1.
034. (NUBES/PREFEITURA MUNICIPAL DE PAPANDUVA/SC/2016) Utilizando a reação a se-
guir, já balanceada e partindo de 350g de SiCl4, produzindo 70g de SiO2 , assinale a alternativa 
que corresponde ao rendimento da reação. (Massas Atômicas: Si - 28; O - 16 e Cl - 35,5):
SiCI4 + 2H + 2CO2 → SiO2 + 4HCI + 2CO
a) 90,88%.
b) 55,50%.
c) 40,50%.
d) 56,63%.
035. (IBFC/SECRETARIA DE ESTADO DE PLANEJAMENTO E GESTÃO DE MINAS GE-
RAIS/2014) Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) estudou as reações de combustão e cal-
cinação de materiais, constatando que, muitas vezes, o produto final tinha maior massa que 
o produto antes da combustão. Percebendo a participação dos gases da atmosfera nesses 
processos químicos, isto o levou a formular a lei que atualmente leva seu nome. Assinale a 
alternativa que apresenta corretamente o que postula essa lei.
a) A energia cinética dos gases é constante em um processo químico.
b) A massa é conservada durante uma reação química.
c) Ocorre a expansão dos gases quando submetidos a altas temperaturas.
d) A energia térmica total presente em uma reação química é constante.
036. (CS/UFG/IF GOIANO/ASSISTENTE DE LABORATÓRIO/2017) Observe a reação:
Na + H2O → NaOH + H2
No balanceamento dessa reação, tem-se molécula(s) de sódio e de água que resulta(m) em 
hidróxido de sódio e hidrogênio molecular na respectiva proporção de:
a) 1:1:1:2.
b) 2:2:2:1.
c) 1:1:2:2.
d) 2:1:2:1.
037. (CS/UFG/IF GOIANO/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/2017) Observe a reação.
Fe2O3 + CO → Fe + CO2
Considerando esta reação não balanceada, quantos gramas de óxido de ferro (Fe2O3) são ne-
cessários para a produção de 4 mols de ferro (Fe) em uma reação balanceada?
Dados: Massa molecular (Fe2O3) = 160 g/mol; massa molecular (Fe) = 56 g/mol
a) 160 gramas.
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QUÍMICA
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b) 320 gramas.
c) 480 gramas.
d) 640 gramas.
038. (UTFPR/UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ/2018) O hipoclorito de 
sódio, conhecido popularmente como água sanitária, tem propriedades bactericida e alvejante. 
Para sua fabricação, reage-se gás cloro com soda cáustica:
Cl2(g) + 2 NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)
A massa de NaOH(aq) necessária para obter 298 kg de hipoclorito de sódio é:
Dados: H = 1; O = 16; Na = 23; Cl = 35,5 (valores expressos em g/mol)
a) 160 kg.
b) 40 kg.
c) 320 kg.
d) 120 kg.
e) 80 kg.
039. (CESPE/CBM-DF/ASPIRANTE/2016) Dez mil litros de uma solução aquosa de ácido sul-
fúrico (H2SO4) vazaram de um caminhão-tanque e o corpo de bombeiros foi acionado para 
neutralizar o ácido com CaO. Considerando a situação hipotética descrita no texto e sabendo 
que a solução apresentava densidade igual a 1,89 g/mL e concentração igual a 98% massa/
massa, julgue o item que se segue:
A quantidade de matéria de H2SO4 derramada é superior a 190.000 mol.
040. (ESPCEX/2019/ADAPTADA) Devido ao intenso calor liberado, reações de termita são 
bastante utilizadas em aplicações militares como granadas incendiárias ou em atividades ci-
vis como solda de trilhos de trem. A reação de termita mais comum é a aluminotérmica, que 
utiliza como reagentes o alumínio metálico e o óxido de ferro III.
A reação de termita aluminotérmica pode ser representada pela equação química não 
balanceada:
Al(s) + Fe2O3(s) → Fe(s) + Al2O3(s) + Calor
Acerca desse processo, julgue o item em certo (C) ou errado (E).
Após correto balanceamento, o coeficiente do reagente alumínio na equação química é 2.
041. (PUC-MG) Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a água nos 
pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves danos pulmonares, levando, 
finalmente, à morte: por causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação química 
dessa reação é:
COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
Se uma pessoa inalar 198 mg de fosgênio, a massa de ácido clorídrico, em gramas, que se 
forma nos pulmões, é igual a:
a) 1,09. 10-1.
b) 1,46. 10-1.
c) 2,92. 10-1.
d) 3,65. 10-2.
e) 7,30. 10-2.
042. (INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MATO GROS-
SO/2015) A ureia, de fórmula geral OC(NH2)2, é largamente empregada como fertilizante e é 
obtida pela reação do CO2 e NH23, como mostra a equação abaixo:
CO2(g) + 2HN3(g) → CO(NH2)2(s) + H2O(g) 
Partindo de 510 toneladas de amônia e sabendo que a taxa de conversão é 90%, quantas tone-
ladas de ureia serão produzidas?
Dados: Massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16
a) 800.
b) 810.
c) 850.
d) 900.
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
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GABARITO
1. b
2. d
3. c
4. a
5. c
6. d
7. e
8. d
9. d
10. b
11. c
12. b
13. a
14. e
15. e
16. e
17. c
18. b
19. e
20. C
21. d
22. b
23. e
24. E
25. C
26. e
27. E
28. E
29. e
30. b
31. c
32. b
33. b
34. d
35. b
36. b
37. b
38. c
39. E
40. C
41. b
42. b
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
GABARITO COMENTADO
001. (IDECAN/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR DO DISTRITO FEDERAL/2016) Observe a 
reação (não balanceada) a seguir e assinale a alternativa que corresponde à soma dos coefi-
cientes estequiométricos dos sais.
CrCl3 + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + NaCl + H2O
a) 6.
b) 10.
c) 16.
d) 31.
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Para isso, iremos começar pelos 
átomos de Cl:
2 CrCl3 + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + 6 NaCl + H2O
Átomos de Na:
2 CrCl3 + 10 NaOH + H2O2 → 2 Na2CrO4 + 6 NaCl + H2O
Átomos de H:
2 CrCl3 + 10 NaOH + 3 H2O2 → 2 Na2CrO4 + 6 NaCl + 8 H2O
E, com estes coeficientes, os átomos de oxigênio ficam balanceados.
Somando os coeficientes dos sais (CrCl3, Na2CrO4 e NaCl), tem-se:
2 + 6 + 2 = 10
Letra b.
002. (IDECAN/PREFEITURA MUNICIPAL DE VILHENA/RO/2013) Cinco toneladas de certo 
minério, depois de devidamente processado, forneceram 3,4 toneladas de óxido de alumínio. 
Esta massa de óxido foi devidamente processada e forneceu 900 quilogramas de alumínio 
metálico. (Considere as massas moleculares: Alumínio = 27g/mol; Oxigênio = 16g/mol.) Assi-
nale a alternativa que indica, em relação ao minério inicial, respectivamente, a percentagem de 
alumínio metálico e o número de mols de óxido de alumínio.
a) 1,8%; 334 mols.
b) 18%; 3334 mols.
c) 1,8%; 3334 mols.
d) 18%; 33334 mols.
e) 1,8%; 33334 mols.
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
Temos a seguinte relação:
Minério ---- óxido de alumínio ---- alumínio metálico
5t ---- 3,4t ---- 900kg
Vamos montar uma regra de três simples:
5t do minério ---- 100%
0,9t de alumínio metálico ---- X
X = 18%
Agora, vamos calcular a quantidade de número de mols de óxido de alumínio. Para isso, preci-
samos determinar a massa molar do óxido de alumínio (Al2O3):
M = 2 × 27 + 3 × 16 = 102g/mol
Temos, então, a seguinte relação:
102g ------ 1 mol
3,4 × 106 g ------ X
X = 33.333,3 mol = 33.334 mol
Letra d.
003. (IDECAN/PREFEITURA MUNICIPAL DE SÃO GONÇALO DO RIO ABAIXO/MG/2009) Sa-
bendo-se que o propano (C3H8) é um dos componentes do gás de cozinha (GLP), determine 
a quantidade de dióxido de carbono que será liberada pela reação, quando consumir 8 kg de 
propano: (Dados: massa atômica, C = 12g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol)
a) 8 kg.
b) 16 kg.
c) 24 kg.
d) 44 kg.
e) 44 g.
Temos que a reação de combustão completa do propano é representada pela seguinte equação:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Para calcular a massa, precisamos dos valores da massa molar do C3H8 e CO2:
C3H8 = 3 × 12 + 8 × 1 = 44 g/mol
CO2 = 12 + 2 × 16 = 44 g/mol
Temos as seguintes relações:
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
C3H8 ------ CO2
1 mol ------ 3 mol
44g ------ 3 × 44g
8000 g ----- X
X = (3 × 44 × 8000)/44
X = 24.000g= 24kg
Letra c.
004. (INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA FLUMINENSE/2018) 
A combustão do etanol é representada pela seguinte equação não balanceada: C2H5OH + O2 → 
CO2 + H2O. Sendo a massa molar do carbono igual a 12 g/mol, a do hidrogênio igual a 1 g/mol 
e a do oxigênio igual a 16 g/mol, então a quantidade, em gramas, de etanol misturada com 192 
g de gás oxigênio necessária para uma queima completa é igual a:
a) 92.
b) 120.
c) 138.
d) 184.
e) 210.
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Iremos começar pelos 
átomos de C:
C2H5OH + O2 → 2 CO2 + H2O
Átomos de H:
C2H5OH + O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Átomos de O:
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Vamos calcular a massa molar do SO2 e do CaCO3:
O2 = 2 × 16 = 32 g/mol
C2H5OH = 2 × 12 + 6 × 1 + 16 = 46 g/mol
E, temos a relação:
C2H5OH ------ 3 O2
1 mol ------ 3 mol
46g ------ 3 × 32g
X – 192g
X = (46 × 192)/96
X = 92g de etanol
Letra a.
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
005. (FURB/PREFEITURA MUNICIPAL DE TIMBÓ/SC/2019) A partir da combustão completa 
do propano, qual a massa de dióxido de carbono, em gramas, que pode ser obtida a partir da 
combustão completa de 30 gramas de propano? (Dados massa molar g/mol: H=1/O=16/C=12).
a) 30g.
b) 60g.
c) 90g.
d) 40g.
e) 150g.
Temos que a reação de combustão completa do propano C3H8 é representada por:
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Vamos começar pelos 
átomos de C:
C3H8 + O2 → 3 CO2 + H2O
Átomos de H:
C3H8 + O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Átomos de O:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Vamos calcular a massa molar do C3H8 e do CO2:
C3H8 = 3 × 12 + 8 × 1 = 44 g/mol
CO2 = 12 + 2 × 16 = 44 g/mol
E, temos a seguinte relação:
C3H8 ----- 3 CO2
1 mol ----- 3 mol
44g ----- 3 × 44g
30g ----- X
X = 90g de CO2
Letra c.
006. (FGV/POLÍCIA CIVIL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO/2021) Fontes de calor são fun-
damentais nas mais diversas atividades em laboratório. Considerando que não haja nenhum 
gás combustível disponível, o perito pode valer-se dos conhecimentos de química para substi-
tuir o bico de Bunsen e seguir com as análises.
Por exemplo, pode-se produzir 448cm³ de H2 nas CNTP reagindo alumínio (peso molecular de 
27g) com excesso de uma solução aquosa de HCl, desde que seja usada a seguinte quantida-
de de átomos de alumínio:
a) 0,36 x 10²¹.
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
b) 3,60 x 10²¹.
c) 6,04 x 10²¹.
d) 8,02 x 10²¹.
e) 8,02 x 10²³.
Temos que a reação entre o HCl e o Al é expressa por:
Al + 3HCl → 3/2 H2 + AlCl3
Primeiro, vamos montar uma regra de três simples para saber quantos mol de H2 tem em 448 
cm3. Lembre-se que convertendo em L, temos 448 cm3 = 448 × 10-3 L e que nas CNTP o volume 
molar é 22,4 L/mol.
1 mol de H2 ---- 22,4 L
X ---- 448 × 10-3 L
X = 0,02 mol de H2
Agora, levando em consideração as proporções de cada substância na equação da reação 
química, vamos calcular a quantidade de mol de Al que reagem com 0,02 de H2:
3/2 mol de H2 ---- 1 mol de Al
0,02 mol de H2 ---- X
X = 0,02/1,5
X = 0,013 mol de Al
Por fim, podemos calcular a quantidade de átomos de alumínio:
6,02 x 1023 átomos de Al ---- 1 mol
X – 0,013 mol
X = (6,02 x 1023 × 0,013)/1
X = 8,03 × 1021 átomos de Al
Letra d.
007. (FGV/CBM AM/2º TENENTE/BOMBEIRO MILITAR/2022) A nitroglicerina é uma molé-
cula altamente instável que explode se aquecida ou submetida a fortes impactos. Nesse pro-
cesso são produzidas nuvens de gases, que se expandem rapidamente, além de intenso calor. 
A reação química (não balanceada) para esse fenômeno é descrita a seguir.
C3H5N3O9(l) → N2(g) + CO2(g) + H2O(g) + O2(g)
A soma dos menores inteiros que balanceiam corretamente essa equação é igual a:
a) 5.
b) 12.
c) 21.
d) 16.
e) 33.
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
Vamos realizar o balanceamento pelo método das tentativas. Iremos começar pelos 
átomos de N:
4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + CO2(g) + H2O(g) + O2(g)
Átomos de C:
4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + H2O(g) + O2(g)
Átomos de H:
4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g)
E, com estes coeficientes, os átomos de oxigênio ficam balanceados.
Somando os coeficientes, tem-se:
4 + 6 + 12 + 10 + 1 = 33
Letra e.
008. (CESPE/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR DO TOCANTINS/2021) Uma mistura de car-
bonato de sódio decaidratado e bicarbonato de sódio foi colocada em um cadinho e levada a 
uma mufla a 350 °C por 3 h, tendo ocorrido as seguintes reações.
Na2CO3 . 10 H2O(s) → Na2CO3 (s) + 10H2O(v)
2NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O(v) + CO2 (g)
Finalizado o processo, restou unicamente carbonato de sódio no cadinho, verificando-se uma 
perda total de massa de 6,70 g.
Sabendo que M(H) = 1 g/mol, M(C) = 12 g/mol, M(O) = 16 g/mol e M(Na) = 23 g/mol, e supondo 
que a quantidade de CO2 seco desprendido do cadinho seja igual a 2,20 g, assinale a opção que 
indica a quantidade, em gramas, de Na2CO3.10H2O existente na mistura inicial.
a) 3,10 g.
b) 3,60 g.
c) 4,50 g.
d) 5,72 g.
Temos a seguinte relação:
2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(v) + CO2(g)
2 mol --------- 1mol ------ 1mol ----- 1mol
Vamos montar regras de três simples:
2 NaHCO3(s) ----- CO2(g)
2 × 84 ----- 44g
X – 2,20g
X = 8,4g de NaHCO3
H2O(v) ----- CO2(g)
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Reações Químicas – Parte I
QUÍMICA
Marina Baccarin
18 ----- 44g
Y ----- 2,20g
Y = 0,9g de H2O
Na2CO3 ----- CO2(g)
106 ----- 44g
Z ----- 2,20g
Y = 5,3g de Na2CO3
Analisando os valores de massa dos produtos da segunda equação, temos que foram perdidos:
2,2 + 0,9 = 3,10 g de massa
Se a perda total de massa é de 6,70g, temos:
6,70 – 3,10 = 3,60 g de água foram perdidos na primeira equação.
Assim, temos a seguinte relação:
Na2CO3.10H2O(s) → Na2CO3(s) + 10 H2O(v)
1 mol ---------------------------- 10 mol
286g ------------------------- 10 × 18g
W -------------------------- 3,60g
W = (286 × 3,60)/180
W = 5,72g de Na2CO3.10H2O
Letra d.
009. (VUNESP/PREFEITURA MUNICIPAL DE CERQUILHO/SP/2019) A demanda bioquímica 
de oxigênio (DBO) é um fator indicativo do consumo de gás oxigênio durante oxidação da ma-
téria orgânica em condições aeróbicas. A reação de oxidação da glicose é dada pela expres-
são C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O. As massas molares em g/mol são C = 12; H = 1 e O = 16. A 
massa de gás oxigênio O2 necessária para oxidar 2,0 miligramas de glicose é igual a:
a) 0,94.
b) 1,07.
c) 1,87.
d) 2,13.
e) 12,80.
Sabendo que a massa molar de glicose é 180 g/mol e que a de oxigênio é 32g/mol, temos a 
seguinte relação:
C6H12O6 --- 6 O2
1 mol --- 6 mol
180 g --- 6 × 32g
2,0 × 10-3 g --- X
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