2 Apostila de Química Cálculo Estequiométrico Juliana Antunes

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1.RELAÇÕES DE MASSA 
 A química possibilitou a humanidade uma 
melhora substancial em sua qualidade de vida, 
pois a partir de seus princípios foram criados 
medicamentos, combustíveis, alimentos, tecidos, 
polímeros, etc. No entanto, para que a Química 
fosse economicamente viável, tivemos que 
aprender a manuseá-la e quantifica-la. A 
quantificação nos permitiu saber exatamente o 
quanto gastar de reagentes e o quando produzir. 
Muitas vezes é preciso determinar também o 
número de átomos ou de moléculas das 
substâncias que reagem ou são produzidas. Para 
isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos 
átomos. 
 
1.1.Unidade de massa atômica (u) 
 Em 1961, na Conferência da União Internacional 
de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se 
como padrão de massas atômicas o isótopo 12 
do elemento carbono (12C), ao qual se 
convencionou atribuir o valor exato de 12 
unidades de massa atômica. 
Uma unidade de massa atômica (1 u) 
corresponde a 1/12 de massa de um átomo de 
isótopo 12 do carbono. 
 
 
 
1.2.Massa Atômica (MA) 
 Massa atômica é o número que indica quantas 
vezes a massa de um átomo de um determinado 
elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do 
átomo de 12C. 
Exemplo: O oxigênio tem massa atômica de 16u, 
portanto é mais pesado 16 vezes em relação à 
1/12 de um átomo de carbono-12. 
Observação: Os elementos químicos consistem 
em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas 
atômicas dos elementos que vemos nas tabelas 
periódicas são médias ponderadas das massas 
dos seus respectivos isótopos. 
 
1.3.Massa Molecular 
 Se conhecermos as massas atômicas dos 
átomos constituintes de uma molécula, podemos 
calcular a massa dessa molécula. A massa 
molecular (às vezes chamada de peso molecular) 
é a soma das massas atômicas (em u) dos 
átomos da molécula. Por exemplo, a massa 
molecular da água (H2O) é: 
2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O 
2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u 
 Temos de multiplicar a massa atômica de cada 
elemento pelo número de átomos desse elemento 
presente na molécula e, depois, somar as 
contribuições de todos os elementos. 
 Exemplo: 
Calcular a massa molecular: 
 
NaCl, C12H22O11, COCl2, HCL, H2SO4. 
 
1.4.Número de Avogadro 
 Amedeo Avogadro foi o primeiro cientista a 
conceber a ideia de que uma amostra de um 
elemento, com massa em gramas igual à sua 
massa atômica, apresenta sempre o mesmo 
número de átomos. Esse número foi denominado 
Número de Avogadro e seu valor é 
aproximadamente igual a 6,02 x 10
23
. 
Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 10
23
 
desta substância. 
 
1.5.Mol 
 O mol é definido como a quantidade de matéria 
de um sistema que contém 6,02 x 10
23
 unidades 
elementares. Pela definição, qualquer quantidade 
de matéria que contenha 6,02 x 10
23
 entidades é 
1 mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de 
moléculas, de íons, de prótons, de elétrons etc. 
 
 
 
58 
 
1.6.Massa Molar 
 É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x 1023 
entidades) de determinada espécie química. Sua 
unidade é g/mol. 
Exemplo: A massa atômica do carbono é 12u, 
portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja, a 
massa molar de C é 12g/mol. 
A massa molar nada mais é que a massa da 
substância por unidade de quantidade de matéria. 
Portanto: 
 , onde n=nº de mols, m=massa da 
substância, M=massa molar. 
Resolvendo: 
 
 
 
 EXERCÍCIOS: 
1. A água pesada D2O, utilizada como moderador 
em reatores nucleares, apresenta na sua 
molécula um isótopo do hidrogênio, o deutério 
(D), que contém no seu núcleo 1 nêutron. A 
massa molecular da água pesada é: 
a) 17,0 
b) 18,0 
c) 19,0 
d) 20,0 
e) 21,0 
 
2.Para a prevenção de cárie dentária recomenda-
se a adição de fluoreto à água potável ou a 
fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade de 
se acrescentar cerca de 1,8 x 10- 3 g de fluoreto 
à dieta diária. Que quantidade de íons, em mol, 
há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa molar do 
íon fluoreto = 19g/mol) 
a) 1 x 10-2 
b) 1 x 10-3 
c) 1 x 10-4 
d) 1 x 10-5 
e) 1 x 10-6 
 
3. Admitindo-se que um diamante contenha 
apenas átomos de carbono e que cada quilate 
corresponda a 200mg, determine o número de 
quilates em um diamante que contenha 2,0 x 
1022 átomos. 
a) 0,25 
b) 0,5 
c) 1,0 
d) 1,5 
e) 2 
 
4. Para atrair machos para acasalamento, muitas 
espécies fêmeas de insetos secretam compostos 
químicos chamados feromônios. 
Aproximadamente 10-12g de tal composto de 
fórmula C19H38O devem estar presentes para 
que seja eficaz. Quantas moléculas isso 
representa? (Massas molares: C= 12g/mol; H= 
1g/mol; O= 16g/mol) 
a) 2 x 109 moléculas 
b) 3 x 109 moléculas 
c) 1010 moléculas 
d) 4 x 109 moléculas 
e) 8 x 109 moléculas 
 
5. Um químico possui uma amostra de cobre. 
Qual é a massa, em gramas, dessa amostra, 
sabendo-se que ela é constituída por 3,01 x 1023 
átomos? (Massa atômica: Cu = 64) 
a) 0,32.1023g 
b)0,29.1023g 
c)1,60.1023g 
d)64,00g 
e)32,00g 
 
6. Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química e da 
Paz, faleceu aos 93 anos. Era um ferrenho 
defensor das propriedades terapêuticas da 
vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1 . 10-
2 mol dessa vitamina. (Dose diária recomendada 
de vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas 
vezes, aproximadamente, a dose ingerida por 
Pauling é maior que a recomendada? (Dados: H = 
1, C = 12, O= 16) 
a) 10 
b) 60 
c) 1,0 . 10² 
d) 1,0 . 10³ 
e) 6,0 . 10
4
 
 
7. O gás fosgênio (COCl2), utilizado como arma 
química na Primeira Guerra Mundial, ao reagir 
com água produz dióxido de carbono e ácido 
clorídrico: 
COCl2 + H2O → 2HCl + CO2 
Qual seria a massa molar do gás fosgênio 
(COCl2)? 
a)103g/mol 
b)87g/mol 
c)99g/mol 
d)110g/mol 
e)18g/mol 
 
59 
 
8. Uma pastilha contendo 500mg de ácido 
ascórbico (vitamina C) foi dissolvida em um copo 
contendo 200mLde água. Dadas as massas 
molares C 12g.mol–1 , H = 1g . mol–1 e O = 16g . 
mol–1 e a fórmula molecular da vitamina C, 
C6H8O6, a concentração da solução obtida é: 
a) 0,0042 mol · L
-1 
b) 0,0142 mol · L
-1
 
c) 2,5 mol · L
-1 
d) 0,5g · L
-1 
e) 5,0g · L
-1
 
 
9. Qual a massa, em gramas, de uma única 
molécula de açúcar comum (sacarose 
C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1) 
a)6,32x10
-23
 
b)5,68x10
-22
 
c)4,25x10
-22
 
d)6,68x10
-22
 
e)7,00x10
-22
 
 
10. O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque 
inibe certas enzimas. Uma amostra de 25g de 
atum de uma grande remessa foi analisada e 
constatou-se que continha 2,1 x 10-7 mol de 
Hg+2. Considerando-se que os alimentos com 
conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3 g por 
quilograma de alimento não podem ser 
comercializados, demonstre se a remessa de 
atum deve ou não ser confiscada. (MAHg= 200) 
 
11. Um dos possíveis meios de se remover CO2 
gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua 
contribuição para o “efeito estufa”, envolve a 
fixação do gás por organismos microscópicos 
presentes em rios, lagos e, principalmente 
oceanos. Dados publicados em 2003 na revista 
Química Nova na Escola indicam que o 
reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, 
absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a 
quantidade de CO2, expressa em mol/dia, 
absorvida pelo reservatório. 
 
 
Gabarito 
1. d 
2. c 
3. e 
4.a 
5. e 
6. b 
7. c 
8. b 
9. b 
10. 1,68 x 10-3g/Kg 
11. 1,6 x 107 mol/dia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. ESTUDO DOS GASES 
 O conhecimento das propriedades dos gases é 
de grande importância uma vez que estão muito 
presentes em nosso cotidiano. A maioria dos 
gases são compostos moleculares, com exceção 
dos gases nobres, que são formados por átomos 
isolados. 
 
1. Características gerais dos gases 
 Os gases não têm forma nem volume próprios. 
Um gás tem a forma do recipiente onde está 
contido e ocupa todo o espaço limitado pelas 
paredes do recipiente. As partículas constituintes 
de um gás encontram-se muito afastadas umas 
das outras e praticamente não ocorre interação 
entre elas. Isso explica por que os gases têm 
densidades baixas, podem ser facilmente 
comprimidos e se misturam com muita facilidade. 
Além disso, as partículas movimentam-se de 
maneira contínua e desordenada em todas as 
direções e sentidos. Chocam-se entre si e contra 
a parede do recipiente sem perder energia. 
 
2. Variáveis de estado 
dos gases 
 
2.1. Pressão 
Em um frasco 
fechado, a pressão 
exercida por um gás 
resulta dos choques 
entre as partículas 
desse gás contra as 
paredes internas do 
recipiente que o 
contém. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
60 
 
 Em 1643, Torricelli determinou 
experimentalmente que a pressão exercida pela 
atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão 
exercida por uma coluna de mercúrio de 760mm: 
 
1atm = 760mmHg = 101325Pa = 1,0bar 
 
 
2.2. Volume 
 
 O volume de uma amostra gasosa é igual ao 
volume interno do 
recipiente que a 
contém. As unidades 
de volume mais 
usadas são: 
 
1L = 1dm3 = 
1000cm3 = 1000mL 
= 0,001m3 
 
 
2.3. Temperatura 
 
 A temperatura de um gás está relacionada com 
o grau de agitação das suas moléculas. 
 Existem várias escalas termométricas, 
entretanto no estudo dos gases usa-se a escala 
absoluta ou Kelvin (K). 
 No Brasil 
as 
temperatur
as são 
medidas 
na escala 
centesimal 
ou Celsius 
(°C), 
portanto 
devemos 
converter 
os valores 
de temperatura para Kelvin: 
 
 
 TK = TC + 273 
 
 
 
 
 
 
3. Transformações gasosas 
 
3.1. Isotérmica 
 
 Mantendo-se a temperatura constante, a 
pressão e o volume de uma amostra de gás 
variam de modo inversamente proporcional, fato 
conhecido como Lei de Boyle. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Matematicamente podemos expressar essa lei 
da seguinte maneira: 
 P . V = constante 
Podemos também dizer que: 
 P1 . V1 = P2 . V2 
 
 3.2. Isobárica 
 
 À pressão constante, o volume de uma massa 
fixa de um gás varia linearmente com a 
temperatura do gás, fato conhecido como Lei de 
Charles/Gay-Lussac. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Um aumento na temperatura acarreta um 
aumento do volume ocupado pelo gás. 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 
Matematicamente: 
 V/T=constante ou V1/T1=V2/T2 
 
 
3.3. Isocórica ou Isovolumétrica 
 
 O volume constante, a pressão de uma massa 
fixa de gás é diretamente proporcional a 
temperatura absoluta do gás. 
 
 
 
 
Um aumento na temperatira acarreta um aumento 
na pressão exercida pelo gás. 
 
 
 
 
 
Matematicamente: 
 
P/T = constante ou P1/T1 =P2/T2 
 
 
3.4. Equação geral dos gases 
 
A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay- Lussac 
podem ser reunidas em uma única expressão 
conhecida como equação geral dos gases: 
 
 
 
 
4. Volume molar 
 
É o volume ocupado por 1 mol de um gás a uma 
determinada pressão e temperatura. O volume 
molar foi determinado experimentalmente 
considerando as Condições Normais de 
Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, a 
pressão de 1 atm e temperatura de 273K, o que 
corresponde a 22,4L. 
 
5. Lei de Avogadro 
 
Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas 
condições de pressão e temperatura, contêm 
igual número de moléculas. 
 
 
 
 
 
6.Equação de Clapeyron 
 
Para uma massa constante de um mesmo gás, 
vale sempre a relação: 
 
P x V = constante 
 T 
 
O valor da constante depende da quantidade do 
gás em mol. Para um mol de qualquer gás: 
 
P x V = R 
 T 
 
 O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol. 
Dependendo das unidades empregadas para 
indicar as outras grandezas teremos valores 
diferentes de R, como por exemplo, 
62,3mmHg.L/mol.K. Para um número de mol 
qualquer, temos: 
 
p x V = n x R x T 
 
Essa equação também é conhecida como 
equação geral dos gases ideais. 
 
7. Densidade dos gases 
 
 Densidade absoluta de um gás, em 
determinada pressão e temperatura, é o 
quociente entre a massa e o volume do gás. 
 
d = m 
 V 
 
62 
 
No entanto podemos calcular a densidade com 
auxílio da equação de Clapeyron: 
 
P x V = m x R x T ; como d = PM 
 M RT 
 
Temos: d = m = P x M  d = PM 
 V R x T RT 
 
 
Exercícios: 
 
1. Um vendedor de balões de gás na Praia de 
Boa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro de 
60L de Hélio a 5 atm de pressão, para encher os 
balões. A temperatura do ar é 3ºC e o cilindro 
está em um local bem ventilado na sombra. No 
momento em que o vendedor não conseguir mais 
encher nenhum balão, qual o volume e a pressão 
do gás Hélio restante no cilindro? 
a) V = 0 L; P = 0 atm 
b) V = 22,4 L; P = 1 atm 
c) V = 60 L; P = 1 atm 
d) V = 10 L; P = 5 atm 
e) V = 60 L e P = 0 atm 
 
2. Ao subir do fundo de um lago para a superfície, 
o volume de uma bolha triplica. Supondo que a 
temperatura da água no fundo do lago seja igual 
à temperatura na superfície, e considerando que 
a pressão exercida por uma coluna de água de 
10 m de altura corresponde, praticamente, à 
pressão de uma atmosfera, podemos concluir 
que a profundidade do lago é, aproximadamente. 
a) 2 m. 
b) 5 m. 
c) 10 m. 
d) 20 m. 
e) 30 m. 
 
3. Uma estudante está interessada em verificar as 
propriedades do hidrogênio gasoso a baixas 
temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um 
volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura 
ambiente (25°C) e 1atm de pressão, e resfriou o 
gás, à pressão constante, a uma temperatura de 
– 200°C. Que volume desse gás a estudante 
encontrou no final do experimento? 
a) 0,73 mL. 
b) 7,30 mL. 
c) 73,0 mL. 
d) 730 mL. 
e) 7300 mL. 
 
4. Imediatamente acima da superfície da Terra 
localiza-se uma região da atmosfera conhecida 
como troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os 
ventos e a chuva. A temperatura no seu topo é de 
–50oC e sua pressão é de 0,25 atm. Se um balão 
resistente a altas pressões, cheio com gás hélio 
até um volume de 10 litros, a 1,00 atm e 27oC for 
solto, qual o volume, em mL, deste balão quando 
chegar ao topo da troposfera? 
a) 40,0L 
b) 74,1L 
c) 36,3L 
d) 29,7L 
e) 52,5L 
 
5. A pressão total do ar no interior de um pneu 
era de 2,30 atm quando a temperatura do pneu 
era de 27 °C. Depois de ter rodado um certo 
tempo, mediu-se novamente sua pressão e 
verificou-se que esta era agora de 2,53 atm. 
Supondo a variação de volume do pneu 
desprezível, a nova temperatura será: 
a) 29,7 °C. 
b) 57,0 °C. 
c) 33,0 °C. 
d) 330 °C. 
e) n.d.a. 
 
6. Um cilindro de gás industrial comcapacidade 
para 100L, contém 44 Kg de gás propano a 27°C. 
Considerando que em uma semana seja 
consumido gás suficiente para que a pressão seja 
reduzida à metade e supondo que a temperatura 
permaneça constante, a pressão inicial no cilindro 
e número de mols de gás utilizado serão 
respectivamente: (Dado: C=12 g/mol, H=1 g/mol) 
a) 246 atm e 500 mols 
b) 246 atm e 22 mols 
c) 123 atm e 1000 mols 
d) 123 atm e 500 mols 
e) 123 atm e 44 mols 
 
7. A massa de oxigênio necessária para encher 
um cilindro de capacidade igual a 25 litros, sob 
pressão de 10 atm e a 25 °C é de: (Dados: massa 
molar do O2 = 32 g/mol; volume molar de gás a 1 
atm e 25 °C = 25 L/mol) 
a) 960 g. 
b) 320 g. 
c) 48 g. 
d) 32 g. 
e) 16 g. 
 
8. Um tanque, contendo gás butano a 227°C com 
capacidade de 4,10 m3, sofre um vazamento 
ocasionado por defeito em uma das válvulas de 
segurança. Procedimentos posteriores 
confirmaram uma variação de pressão na ordem 
de 1,5 atm. Admitindo-se que a temperatura do 
tanque não variou, pode-se afirmar que a massa 
perdida de butano, em kg, foi: (Dados: C = 12 u; 
H = 1 u; R = 0,082 atm x L / mol x K.) 
a) 8,7 kg. 
b) 2,9 kg. 
c) 15,0 kg. 
d) 0,33 kg. 
e) 30,3 kg. 
 
63 
 
9. Considere um balão de aniversário contendo 
2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste 
gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha 
que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um 
volume de 23 L, a 25 °C e sob a pressão de 1 
atm. O número aproximado de moléculas de 
oxigênio presentes no balão será: 
a) 6,0 · 1022 moléculas. 
b) 6,0 · 1023 moléculas. 
c) 1,2 · 1022 moléculas. 
d) 23 moléculas. 
e) 0,46 moléculas. 
 
10. É possível fazer um vulcão, em miniatura, no 
laboratório, usando o dicromato de amônio 
(NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido, 
se decompõe vigorosamente, liberando, dentre 
outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se 
utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se 
forem recolhidos os gases de reação num balão 
de 2,0 L a 27 °C, a pressão total do gás, neste 
balão, em atmosferas, será igual a: (Dados: 
massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr 
= 52 u; R = 0,082 atm L K–1 mol–1) 
(NH4)2Cr2O7(s) → N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s) 
a) 0,11 
b) 1,00 
c) 1,11 
d) 1,23 
e) 12,3 
 
11. Um frasco completamente vazio tem massa 
820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A 
capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio 
se encontra nas CNTP, é: Dados: massa 
molar do O2 = 32 g/mol; volume molar dos gases 
nas CNTP = 22,4 L. 
 a) 16,8 L. 
b) 18,3 L. 
c) 33,6 L. 
d) 36,6 L. 
e) 54,1 L. 
 
12. Considere o diagrama: 
Qual o nome das transformações gasosas 
verificadas quando passamos de I para II, de II 
para III e de III para I respectivamente: 
a) isobárica, isotérmica, isocórica 
b) isocórica, isobárica, isotérmica 
c) isobárica, isocórica, isotérmica 
d) isotérmica, isobárica, isocórica 
e) isotérmica, isocórica, isobárica 
 
13. Em hospitais, o gás oxigênio (O2) é usado em 
algumas terapias do aparelho respiratório. 
Nesses casos, ele é armazenado em cilindros 
com volume de 60 L, a uma pressão de 150 atm. 
Considerando a temperatura constante, qual 
volume ocuparia o oxigênio contido em 1 cilindro, 
a uma pressão de 760 mm Hg? 
a)7000L 
b)8000L 
c)9000L 
d)10000L 
e)6000L 
 
14. Uma garrafa de 1,5L, indeformável e seca, foi 
fechada com uma tampa plástica. A pressão 
ambiente era de 1,0 atm e a temperatura de 
27°C. Em seguida, essa garrafa foi colocada ao 
sole, após certo tempo, a temperatura em seu 
interior subiu para 57°C e a tampa foi 
arremessada pelo efeito da pressão interna. Qual 
era a pressão no interior da garrafa no instante 
imediatamente anterior à expulsão da tampa? 
a)1,3atm 
b)1,5atm 
c)2,0atm 
d)1,1atm 
e)2,5atm 
 
15. Um balão meteorológico foi preenchido com 
gás hidrogênio, H2, que está a 1,5 atm e 20°C e 
ocupa 8m3. Sabendo que, nessas condições de 
pressão e temperatura, o volume molar dos gses 
é 16L, determine: a quantidade em mols de 
hidrogênio dentro do balão. 
a)200mol 
b)300mol 
c)450mol 
d)500mol 
e)550mol 
 
16. Um protótipo de carro movido a hidrogênio foi 
submetido a um teste em uma pista de provas. 
Sabe-se que o protótipo tem um tanque de 
combustível com capacidade igual a 164L e 
percorre 22 metros para cada mol de H2 
consumido. No início do teste, a pressão no 
tanque era de 600 atm e a temperatura, igual a 
300K. Sabendo que no final do teste a pressão no 
tanque era de 150 atm e a temperatura igual a 
300K, calcule a distância, em km, percorrida pelo 
protótipo. 
a)60Km 
b)62Km 
c)63Km 
d)64Km 
e)66km 
 
17. Um balão meteorológico de cor escura, no 
instante de seu lançamento, contém 100 mol de 
gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 
15 km, a pressão do gás se reduziu a 100 mm Hg 
e a temperatura, devido à irradiação solar, 
aumentou para 77 °C nestas condições, qual 
seria o volume do balão meteorológico: 
a)21700 
b)20300L 
c)22000L 
d)21320L 
e)22500L 
64 
 
 
 
 
Gabarito 
1. c 
2. d 
3. d 
4. d 
5. b 
6. a 
7. b 
8. a 
9. c 
10. d 
11. a 
12. a 
13. c 
14. d 
15. d 
16. e 
17.a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.REAÇÕES QUÍMICAS: 
 
 Uma reação química significa uma 
transformação de substâncias em outras. Os 
elementos químicos não são modificados, apenas 
as substâncias. Num processo nuclear os 
elementos são transformados em outros. Num 
processo físico nem os elementos e nem as 
substâncias são transformados. 
 As substâncias que iniciam uma reação química 
são chamadas reagentes, enquanto que aquelas 
que são obtidas são chamadas produtos da 
reação. Diz-se então que os reagentes são 
transformados nos produtos. 
 Uma equação química é a descrição global da 
reação química. Nela, constam as fórmulas das 
substâncias reagentes e dos produtos: 
 
 
Reagentes → Produtos 
 
 
 A esquerda da seta, que indica o sentido da 
transformação, estão os reagentes. Esse lado é 
chamado primeiro membro da equação. A direita 
estão os produtos, no chamado segundo membro 
da equação. 
Para escrever corretamente uma equação há dois 
pontos básicos: 
a) deve representar realmente um fato 
experimental, conhecido e bem analisado; 
b) deve obedecer à Lei de Lavoisier . 
 
 
 Nas reações químicas, é importante se prever a 
quantidade de produtos que podem ser obtidos a 
partir de uma certa quantidade de reagentes 
consumidos. Os cálculos que possibilitam prever 
essa quantidade são chamados de cálculos 
estequiométricos. A palavra estequiometria vem 
do grego stoicheia (partes mais simples) e 
metreim (medida). Essas quantidades podem ser 
expressas de diversas maneiras: massa, volume, 
quantidade de matéria (mol), número de 
moléculas. 
 Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos 
coeficientes da equação. É importante saber que, 
numa equação balanceada, os coeficientes nos 
dão a proporção em mols dos participantes da 
reação. 
 Em meados do século XVIII, cientistas 
conseguiram expressar matematicamente certas 
regularidades que ocorrem nas reações químicas, 
baseando-se em leis de combinações químicas 
que foram divididas em ponderais ( relacionam àsmassas dos participantes da reação). 
 
4. Balanceamento de equações Químicas: 
 
 
Oxidação: 
 
 
Redução: 
 
 
65 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.1 Método da Tentantiva 
 
Os coeficientes são obtidos por tentativas: 
Sugere-se a seguinte ordem de prioridade: 
1º) Metais e ametais 
2º) Hidrogênio 
3º) Oxigênio 
 
4.2 Método de Oxirredução 
 
1º) Calcular o nox de todos os elementos. 
2º) Identificar aqueles que sofrem variação de 
nox: 
Aumento do nox: oxidação. 
Diminuição do nox: redução. 
Agente oxidante: substância do átomo que sofre 
redução. 
Agente redutor: substância do átomo que sofre 
oxidação. 
3º) Calcular a variação total do nos(▲) dos 
elementos que sofrem variação de nox: 
▲=(variação do nox) (atomicidade) 
OBS: utilizar preferencialmente a atomicidade que 
irá fornecer o maior valor de ▲. 
4º) Tomar o ▲ da oxidação como coeficiente do 
agente oxidante e vice-versa. 
5º) Terminar o balanceamento pelo método da 
tentativa. 
 
 
Vejamos na prática como aplicar esses passos, 
por meio do seguinte exemplo: 
Reação entre uma solução aquosa de 
permanganato de potássio e ácido clorídrico: 
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
*1º passo: Determinar os números de 
oxidação: 
Esse passo é importante porque normalmente 
não conseguimos visualizar rapidamente quais 
são as espécies que sofrem oxidação e redução. 
+1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2 
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
*2º passo: Determinação da variação da 
oxidação e da redução: 
 
Observe que o manganês (Mn) sofre redução e o 
cloro (Cl) sofre oxidação. 
MnCl2 = ∆Nox = 5 
Cl2 = ∆Nox = 2 
No caso do cloro, podemos notar que o HCl 
originou 3 compostos (KCl, MnCl2, e Cl2), mas o 
que nos interessa é o Cl2, pois é o seu Nox que 
sofreu variação. Cada cloro que forma Cl2 perde 1 
elétron; como são necessários 2 cloros para 
formar cada Cl2, são perdidos então dois elétrons. 
3º passo: Inversão dos valores de ∆: 
Nesse passo, os valores de ∆ são trocados entre 
as espécies citadas, tornando-se os coeficientes 
delas: 
MnCl2 = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente de Cl2 
Cl2 = ∆Nox = 2→ 2 será o coeficiente de MnCl2 
KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O 
Nesse momento já é possível conhecer dois 
coeficientes da equação. 
Observação: normalmente, na maioria das 
reações, essa inversão de valores é efetuada no 
1º membro. Mas, como regra geral, isso deve ser 
feito no membro que tiver maior número de 
átomos que sofrem oxirredução. Se esse critério 
não puder ser observado, invertemos os valores 
no membro que tiver maior número de espécies 
químicas. Foi isso o que foi realizado aqui, pois o 
2º membro possui mais substâncias. 
4º passo: Balanceamento por tentativa: 
KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O 
 Visto que no segundo membro há dois 
átomos de manganês, conforme 
mostrado pelo coeficiente, no primeiro 
também deverá haver. Portanto, temos: 
66 
 
2 KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O 
 Com isso, a quantidade de potássio (K) 
no 1º membro ficou de 2, que será o 
mesmo coeficiente para esse átomo no 
segundo membro: 
2 KMnO4 + HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O 
 A quantidade de cloros (Cl) no 2º membro 
é de 16 no total, por isso o coeficiente 
do HCl do 1º membro será: 
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 
H2O 
 O número de hidrogênios do 1º membro é 
16, por isso o coeficiente da água 
(H2O) do 2º membro será igual a 8, pois 
a multiplicação do índice do hidrogênio 
(2) por 8 é igual a 16: 
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 
H2O 
 Para conferir se a equação está 
corretamente balanceada podemos ver 
dois critérios: 
1º) Verificar se a quantidade de cada átomo nos 
dois membros está igual: 
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 
H2O 
 
K =2 K =2 
Mn = 2 Mn = 2 
Cl = 16 Cl = 16 
H = 16 H = 16 
O = 8 O = 8 
2º) Ver se o número total de elétrons perdidos é 
igual ao número total de elétrons recebidos: 
 
 
 
 
5. Leis Ponderais 
 
5.1. Lei da conservação da massa ou Lei de 
Lavoisier: 
Em um sistema, a massa total dos reagentes é 
igual à massa total dos produtos. Essa lei 
também pode ser enunciada pela famosa frase: 
"Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo 
se transforma". 
Exemplo: 
 
 
 
5.2. Lei das proporções definidas ou Lei de 
Proust: 
Toda substância apresenta uma proporção 
constante em massa, na sua composição, e a 
proporção na qual as substâncias reagem e se 
formam é constante. Com a Lei de Proust 
podemos prever as quantidades das substâncias 
que participarão de uma reação química. 
 
A + B ? AB 
2g 5g 7g 
4g 10g 14g 
 
 
5.3. Lei ou hipótese de Avogadro: 
 
 “Volumes iguais de gases diferentes possuem o 
mesmo número de moléculas, desde que 
mantidos nas mesmas condições de temperatura 
e pressão”. 
 Para melhor entender a Lei de Gay-Lussac, o 
italiano Amedeo Avogadro introduziu o conceito 
de moléculas, explicando por que a relação dos 
volumes é dada por números inteiros. 
 
6. TIPOS DE CÁLCULOS 
ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
Os dados do problema podem vir expressos das 
mais diversas maneiras: quantidade de matéria 
(mol), massa, número de moléculas, volume, 
etc.Em todos esses tipos de cálculo 
estequiométrico vamos nos basear nos 
coeficientes da equação que, como vimos, dão a 
proporção em mols dos componentes da reação. 
 
1ª regra: Escreva corretamente a equação 
química mencionada no problema (caso ela não 
tenha sido fornecida); 
 
2ª regra: As reações devem ser balanceadas 
corretamente (tentativa ou oxi-redução), 
lembrando que os coeficientes indicam as 
proporções em mols dos reagentes e produtos; 
 
67 
 
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de 
reagentes, fazer a correção dos valores, 
trabalhando somente com a parte pura que 
efetivamente irá reagir; 
 
4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em 
excesso – e isso percebemos quando são citados 
dados relativos a mais de um reagente – 
devemos verificar qual deles está correto. O 
outro, que está em excesso, deve ser descartado 
para efeito de cálculos. 
 
5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de 
três, os dados e a pergunta do problema, 
escrevendo corretamente as informações em 
massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. 
 
Lembre-se de que não podemos esquecer a 
relação: 1 mol = (x) g = 2,4 L (CNTP) = 6,02 . 10²³ 
 
6ª regra: Se o problema citar o rendimento da 
reação, devemos proceder à correção dos valores 
obtidos. 
 
 Quando são dadas as quantidades de dois 
reagentes é importante lembrar que as 
substâncias não reagem na proporção que 
queremos, mas na proporção que a equação nos 
obriga. 
 Quando o problema dá as quantidades de dois 
participantes, provavelmente uma deles está em 
excesso, pois em caso contrário, bastaria dar a 
quantidade de um deles e a quantidade do outro 
seria calculada. Para fazer o cálculo 
estequiométrico, baseamo-nos no reagente que 
não está em excesso (denominado reagente 
limitante). 
 
Neste caso vamos seguir as etapas: 
 
1. Considere um dos reagentes o limitante e 
determine o quanto de produto seria 
formado. 
2. Repita o procedimento com o outro 
reagente. 
3. A menor quantidade de produto 
encontrada corresponde ao reagente 
limitante e indica a quantidade de produto 
formada. 
 
 
6.1. Cálculos envolvendo volume de 
substâncias gasosas: 
 
 No caso de substâncias gasosas é possível 
ainda estabelecer relações entre volumes, tanto 
para reagentes como entre eles e os produtos da 
reação. 
O raciocínio é bastantesimples e envolve a Lei 
de Avogadro : 
"O volume ocupado por um gás, sob pressão e 
temperatura constantes, é diretamente 
proporcional ao seu nº de moléculas”. ( Ver 
estudo dos gases). 
 
6.2. Cálculos envolvendo rendimento da 
reação 
 
 Nos exemplos anteriores consideramos que as 
reações são completas, isto é, as quantidades 
colocadas para reagir produzem, de acordo com 
a estequiometria, as quantidades máximas 
possíveis dos produtos. Por exemplo, quando 2 
mols de H2 reagem com 1 mol de O2 encontra-se 
no final 2 mols de H20. 
 Considere agora a possibilidade de a 
quantidade do produto ser inferior à quantidade 
dada pela estequiometria. Ao se produzir menos 
do que o esperado diz-se que a reação não teve 
rendimento total, ou seja, 100%. Para saber o 
rendimento de uma reação deve-se raciocinar 
tanto sobre os produtos como sobre os 
reagentes. No primeiro caso o rendimento é dado 
por: 
 
r = quantidade real da substância x 100 
 quantidade teórica da substância 
 
 Raciocine agora em relação aos reagentes. 
Suponha que a quantidade do produto seja fixada 
em um dado problema e que a reação tem um 
rendimento determinado. Como calcular as 
quantidades dos reagentes? Faça o seguinte: 
a) calcule a quantidade (ou quantidades) do 
reagente como se a reação tivesse rendimento 
total (100%); b) após o cálculo, divida o valor 
achado pelo rendimento, achando assim a massa 
do reagente que deve ser empregada na reação. 
 
6.3. Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de 
algum dos reagentes: 
 
De acordo com a lei de Proust, as substâncias 
reagem em proporções fixas e definidas. Por 
exemplo, 2 mols de H2 reagem sempre com 1 mol 
de O2 para formar 2 mols de H2O. Se colocarmos 
mais de 2 mols de H2 em relação a 1 mol de O2, a 
reação ocorre formando 2 mols de H2O e restará 
H2 porque ele estava em excesso. Diz-se então 
que houve excesso de H2 ou ainda que o O2 é o 
reagente limitante, porque ele determinou quanto 
de H2 foi capaz de reagir. É claro que o O2 reagiu 
completamente. 
 
 
Exercícios: 
 
1. Quantas moléculas existem em 88g de dióxido 
de carbono? (C=12; O=16 cte de Avogadro=6,02 
x 1023) 
a)2,1x1024 
68 
 
b)1,5x1024 
c)1,2x1024 
d)1,2x1023 
e)1,5x1025 
 
2. A equação química: 2 Mg(OH)2 + x HCl -
MgCl2 + 4 H2O fica estequiometricamente 
correta se x for igual a: 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 5 
 
3. A quantos gramas correspondem 3 .10
24
 
átomos de alumínio? 
 a)100g 
b)130g 
c)110g 
d)0135g 
e)150g 
 
4. De acordo com a Lei de Lavoisier,quando 
fizermos reagir completamente, em ambiente 
fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de enxofre, a 
massa, em gramas, de sulfeto de ferro obtido 
será de: Dados:Fe=56u; S=32u 
a) 2,76 
 b) 2,24 
c) 1,76 
d) 1,28 
e) 0,48 
5. Qual é a massa correspondente a 5 mols de 
alumínio? (Al = 27) 
a)140g 
b)135g 
c)130g 
d)145g 
e)125g 
 
6. (Enem)Na reação dada pela equação A + B → 
C, a razão entre as massas de A e B é 0,4. Se 8g 
de A forem adicionados a 25g de B, após a 
reação, verificar-se-á: 
a) a formação de 20g de C, havendo excesso de 
13g de B. 
b) um excesso de 5g de B e consumo total da 
massa de A colocada. 
c) o consumo total das massas de A e B 
colocadas. 
d) a formação de 18g de C, havendo excesso de 
5g de A. 
e) um excesso de 4,8g de A e consumo total da 
massa de B colocada. 
 
7. A soma dos menores coeficientes inteiros que 
balanceiam a equação: 
Cl2 + NH3 N2H4 + NH4Cl é: 
a) 4 
b) 15 
c) 21 
d) 8 
e) 6 
8. (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro é 
tratado com um banho de “licor de cromo”, 
preparado através da reação representada pela 
equação: 
Na2SO4 
Depois de balanceada com os menores 
coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta: x y 
a) 3, 2 b) 2, 3 c) 2, 2 d) 3, 3 e) 2, 1 
9. A composição em volume do ar atmosférico é 
de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio e 1% de 
argônio. A massa em grama de argônio (Ar=40) 
em 224L de ar (CNTP) será: 
a)0,082 
b)40 
c)2,24 
d)1 
e)4 
 
10. (Enem)Uma mistura contém 24 g de carbono 
e 8g de hidrogênio e se transforma 
completamente em metano. Qual é a composição 
centesimal do metano? 
a) 13% de C e 36% de H 
b) 6,5% de C e 3,5% de H 
c) 25% de C e 75% de H 
d) 75% de C e 25% de H 
e) 80% de C e 20% de H 
 
11. Sabe-se que 6g de carbono reagem 
exatamente com 2g de hidrogênio. Se colocarmos 
15g de carbono para reagir com 6 g de 
hidrogênio, qual a massa de metano a ser 
formada? 
a) 21 g 
b) 32 g 
c) 8 g 
d) 9 g 
e) 20g 
 
12. As águas poluídas do Rio Tietê liberam, entre 
outros poluentes, o gás sulfídrico. Um dos 
maiores problemas causados por esse gás é o 
ataque corrosivo aos fios de cobre das 
instalações elétricas 
existentes junto a esse rio. O gás sulfídrico é mais 
denso do que o ar e, assim, concentra-se mais 
próximo do solo. Considerando a massa molar 
média do ar igual a 28,9, a densidade de H2S em 
reação ao ar, nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, será aproximadamente; 
a)1,6 
 b)2,2 
c)2,3 
d)1,5 
e)1,2 
 
13. Considerando a reação N2 + 3H2 
2NH3 Quantos litros de amônia são obtidos a 
69 
 
partir de 3L de nitrogênio. Considere todos os 
gases nas CNTP 
a)8L 
b)9L 
c)12L 
d)6L 
e)7L 
 
14. Dada a equação química Na2CO3 + HCl 
NaCl + CO2 + H2O A massa de carbonato de 
sódio que reage completamente com 0,25 mol de 
HCl é: 
a)13,00g 
b)13,5g 
c)14,25g 
d)13,25g 
e)14,00g 
 
15. Ao mergulharmos uma placa de prata 
metálica em uma solução de ácido nítrico 
ocorrerá a seguinte reação: Ag + HNO3 
AgNO3 + NO + H2O Ajustando a equação 
química acima, pode-se calcular que a massa de 
água produzida, quando é consumido 1 mol de 
prata, é, em gramas: 
a)10 
b)12 
c)16 
c)13 
d)14 
e)15 
 
16. O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do 
tipo cola e possível causador da osteoporose, 
pode ser formado a partir da equação: 
Ca3(PO4)2 + H2SO4 H3PO4 + CaSO4 
Partindo-se de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se 
quantidade suficiente de H2SO4, qual, em 
gramas, a massa aproximada de H3PO4 obtida? 
a)39,2g 
b)46,6g 
c)22,3g 
d)29,3g 
e)34,5g 
 
17. Carbonato de sódio reage com água de cal 
formando carbonato de cálcio, material pouco 
solúvel em água. Na reação de 106Kg de 
carbonato de sódio com excesso de água de cal a 
massa de carbonato de cálcio produzida é igual a: 
a)120Kg 
b)90KB 
c)100Kg 
d)110KG 
e)105Kg 
 
18. O efeito altamente tóxico do cianeto, ao ser 
ingerido por via oral, deve-se à sua reação com o 
ácido clorídrico, um veneno fatal em quantidades 
superiores a 0,062g. A massa mínima, em 
gramas, de cianeto de potássio capaz de produzir 
a quantidade de ácido cianídrico no valor citado 
acima é igual a: 
a)0,21 
b)0,36 
c)0,32 
d)0,15 
e)0,09 
19. (Enem)Combustível e importante reagente na 
obtenção de amônia e compostos orgânicos 
saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela 
reação: NaH(s) + H2O(l)- 
Quantos litros do gás, nas condições ambiente, 
podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0g de 
hidreto de sódio? Dados: Volume molar, nas 
CNTP= 24,5L/mol Massa molar do NaH = 
24g/mol 
a) 61,2 
b) 49,0 
c) 44,8 
d) 36,8 
e) 33,6 
 
20. O CO2 produzido pela decomposição térmica 
de 320g de carbonato de cálcioteve seu volume 
medido a 27°C e 0,8atm. O valor, em litros, 
encontrado foi: (R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1) 
a)100L 
b)96,46L 
c)92,23L 
d)94,56L 
e)98,88L 
 
21. Numa estação espacial, emprega-se óxido de 
lítio para remover o CO2 no processo de 
renovação do ar de respiração, seguindo a 
equação Li2O + CO2 Li2CO3 Sabendo-se 
que são utilizadas unidades de absorção 
contendo 1,8Kg de Li2O, o volume máximo de 
CO2, medidos na CNTP, que cada uma delas 
pode absorver, é: 
a)1322L 
b)1330L 
c)1344L 
d)1320L 
e)1340L 
 
22. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. 
Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio 
que reage com um dos eletrodos de carbono 
utilizados no processo. A equação não 
balanceada que representa o processo global é: 
Al2O3 + C --
quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, 
são produzidos esse processo? 
a) 3 e 2 
b) 1 e 4 
c) 2 e 3 
e) 3 e 4 
d) 2 e 1 
23. Num recipiente foram colocados 15,0g de 
ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3, 
70 
 
formada após um deles ter sido completamente 
consumido? (Fe = 56; O = 16) 
a) 19,8g 
b) 16,0g 
c) 9,6g 
d) 9,9g 
e) 10,2g 
 
24. (Enem)A soma dos coeficientes da equação 
abaixo é igual a 
Br2 + KOH - 
a) 13 
b) 20 
c) 19 
d) 15 
e) 18 
25. (Enem) Duas das reações que ocorrem na 
produção do ferro são representadas por: 2C + 
O2 2CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 O 
monóxido de carbono formado na primeira reação 
é consumido na segunda. Considerando apenas 
essas duas etapas do processo, calcule a massa 
aproximada, em Kg, de carvão consumido na 
produção de 1t de ferro (Fe = 56) 
a)318Kg 
b)321Kg 
c)319Kg 
d)320Kg 
e)317Kg 
 
26. Em 2,8Kg de óxido de cálcio, também 
conhecido com cal virgem, foi adicionada água, 
formando hidróxido de cálcio, usado para pintar 
uma parede. Após a sua aplicação, transformou-
se numa camada dura, pela reação química com 
gás carbônico existente no ar, formando 
carbonato de cálcio. A massa de sal obtida é, 
aproximadamente, igual a: 
a)5Kg 
b)7Kg 
c)8Kg 
d)4Kg 
e)6Kg 
 
27. (Enem) Na sequência de reações 
Na2O + H2O  2NaOH 
H3PO4 + 3NaOH  Na3PO4 + 3H2O 
Se partirmos de 10 mols de Na2O, obteremos: 
a)9mols 
b)10mols 
c)11mols 
d)12mols 
e)8mols 
 
O sulfato de cálcio (CaSO4) é matéria-prima do 
giz e pode ser obtido pela reação entre soluções 
aquosas de cloreto de cálcio e de sulfato de sódio 
(conforme reação abaixo). Sabendo disso, calcule 
a massa de sulfato de cálcio obtida pela reação 
de 2 mols de cloreto de cálcio com excesso de 
sulfato de sódio, considerando-se que o 
rendimento da reação é igual a 75 %. 
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq)  CaSO4(s) + 2 
NaCl(aq) 
a) 56 g. 
b) 136 g. 
c) 272 g. 
d) 204 g. 
e) 102 g. 
 
28. A combustão do gás metano, CH4, dá como 
produtos CO2 e H2O, ambos na fase gasosa. Se 
1L de metano for queimado na presença de 10L 
de O2, qual o volume final da mistura resultante? 
a)11L 
b)12l 
c)13L 
d)10L 
e)9L 
29. Uma amostra de calcita, contendo 80% de 
carbonato de cálcio, sofre decomposição quando 
submetida a aquecimento, segundo a equação: 
CaCO3  CaO + CO2 
Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a 
partir da queima de 800g de calcita? 
a)359,3g 
b)356,5g 
c)358,4g 
d)360,2g 
e)361,8g 
 
30. (Enem) Oitenta gramas de calcário (grau de 
pureza é de 90% em CaCO3) reagem com ácido 
sulfúrico segundo a equação química: CaCO3+ 
H2SO4  CaSO4+ H2O+ CO2 
Qual o volume de gás carbônico formado nas 
CNTP, na reação acima? 
a) 16,3L 
b) 17,92L 
c) 1,61L 
d) 16,13L 
e) 2,4L 
 
31. Deseja-se obter 180L de dióxido de carbono, 
medidos nas condições normais ,pela calcinação 
de um calcário de 90% de pureza. Qual é a 
massa necessária de calcário? 
a)900,0g 
b)803,57g 
c)798,56g 
d)793,32g 
e)810,23g 
 
32. (ACAFE) Calcule a massa de CaCO3 com 
80% de pureza, necessária para produzir 1,2 L de 
CO2 nas CNTP, no processo: Dados: Ca = 40; C 
= 12; O = 16 
 CaCO3  CaO + CO2 
a) 125g 
b) 80g 
c) 40g 
71 
 
d) 50g 
e) 62,5g 
 
33. O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela 
decomposição térmica do nitrato de amônio. Se 
de 4,0g do sal obtivermos 2,0g do gás hilariante, 
podemos prever que a pureza do sal é da ordem 
de: 
a)90,9% 
b)87,3% 
c)80,6% 
d)78,9% 
e)101,3% 
 
34. (Enem)Num processo de obtenção de ferro a 
partir da hematita (Fe2O3), considere a equação: 
Fe2O3 + C  Fe + CO Utilizando-se 4,8t de 
minério e admitindo um rendimento de 80% da 
reação, a quantidade de ferro produzida será de: 
a)2,322t 
b)1,688t 
c)3,675t 
d)3,212t 
e)2,688t 
 
35. (Enem)Em um tubo, 16,8g de bicarbonato de 
sódio são decompostos, pela ação do 
calor, em carbonato de sódio sólido, gás 
carbônico, em litros, obtidos nas CNTP, supondo 
o rendimento da reação igual a 90%, é igual a: 
a)2,00 
b)2,1 
c)2,02 
d)2,3 
e)2,4 
 
36. 32,70g de zinco metálico reagem com uma 
solução concentrada de hidróxido de sódio, 
produzindo 64,53g de zincato de sódio 
(Na2ZnO2). Qual é o rendimento dessa reação? 
a)88% 
b)92% 
c)86% 
d)90% 
e)95% 
 
38.(Enem)Atualmente, sistemas de purificação de 
emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei 
em um número cada vez maior de países. O 
controle das emissões de dióxido de enxofre 
gasoso, provenientes da queima de carvão que 
contém enxofre, pode ser feito pela reação desse 
gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio 
em água, sendo formado um produto não poluidor 
do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido 
de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como 
as massas de algumas das substâncias 
envolvidas nessas reações, podem ser assim 
representadas: 
S (32g) + O2 (32g)  SO2 (64g) 
SO2(64g) + Ca(OH)2(74g)  produto não 
poluidor 
Dessa forma, para absorver todo o dióxido de 
enxofre produzido pela queima de uma tonelada 
de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente 
a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio 
de, aproximadamente: 
a) 23 kg. 
b) 43 kg. 
c) 64 kg. 
d) 74 kg. 
e) 138 kg 
 
39. (Enem 2006) Para se obter 1,5 kg do dióxido 
de urânio puro, matéria-prima para a produção de 
combustível nuclear, é necessário extrair-se e 
tratar-se 1,0 tonelada de minério. Assim, o 
rendimento (dado em % em massa) do 
tratamento do minério até chegar ao dióxido de 
urânio puro é de 
a) 0,10 %. 
b) 0,15 %. 
c) 0,20 %. 
d) 1,5 %. 
e) 2,0% 
 
Gabarito: 
1.c 2.d 3.d 4.c 5.b 6.b 7.d 8.a 9.e 10.d 
11.e 12.e 13.d 14.d 15.b 16.a 17.c 18.d 
19.a 20.b 21.c 22.e 23.b 24.e 25.b 26.a 
27.b 28.d 29.a 30.c 31.d 32.b 33.e 34.a 
35.e 36.c 37.d 38.a 39.e 
 
 
 
Bibliografia 
 
FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2°edição. 
São Paulo: Moderna, 1996. Volume único. 
 
LISBOA,J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo: 
Editora SM, 2010. Volume 1. 
 
PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na 
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo: 
Moderna, 2010. Volume 1. 
 
USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5° 
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único. 
 
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/areal 
egal/outros/6.pdf