Lista de Estequiometria 2015

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Estequiometria 
PROF. PAULO SÉRGIO-QUÍMICA 
 
O cálculo estequiométrico, ou cálculo das medidas 
apropriadas, é o cerne da Química quantitativa. 
 Lavoisier (1743-1794), o pai da Química 
moderna, foi capaz de associar todos os 
conhecimentos qualitativos da sua época à exatidão 
da matemática. 
 Para tanto, desenvolveu vários equipamentos de 
medição, entre eles a balança analítica de 
laboratório, permitindo ao químico medir ou 
calcular as massas dos reagentes e produtos 
envolvidos em uma reação química. 
 Atualmente, o cálculo estequiométrico é 
utilizado em várias atividades, tais como: pela 
indústria que deseja saber quanto de matéria-prima 
(reagentes) deve utilizar para obter uma 
determinada quantidade de produtos, pelo médico 
que quer calcular quanto de determinada 
substância deve ministrar para cada paciente, entre 
inúmeras outras. 
 
Cálculo estequiométrico 
 
Estequiometria é a parte da Química que envolve os 
cálculos das quantidades de reagentes e produtos 
nas reações químicas. 
 A palavra estequiometria é de origem grega e 
significa medida de uma substância. 
 Estéquio: do grego stoikheion (elemento ou 
substância); metria: do grego metron (medida). 
 O cálculo estequiométrico não pode ser 
dispensado por nenhum processo químico 
(laboratório ou indústria), porque é através de sua 
aplicação, envolvendo as leis ponderais e 
volumétricas, que se sabe: 
 • o rendimento de processos industriais; 
 
 • o grau de pureza de uma amostra. 
 
Relações básicas para o 
cálculo estequiométrico 
 
 
 
1 mol de átomos corresponde à massa 
atômicaexpressa em gramas, um número igual a 
6,02 . 1023 
átomos, que se forem de um gás e estiverem nas 
CNTP ocuparão um volume de 22,4L., 
 
1 mol de moléculas ⇒ (MA) ⇒ 6,02 . 1023 moléculas 
⇒ 22,4 L 
1 mol de moléculas corresponde à massa atômica 
expressa em gramas, um número igual a 6,02 . 1023 
moléculas, que se forem de um gás e estiverem nas 
CNTP ocuparão um volume de 22,4L., 
 
IMPORTANTE! 
Para efetuarmos o cálculo estequiométrico, vamos 
obedecer a seguinte sequência: 
 
• escrever a equação envolvida; 
 
• acertar os coeficientes da equação (ou equações) 
– (uma equação química só estará corretamente 
escrita após o acerto dos coeficientes, sendo que, 
após o acerto, apresenta significado quantitativo); 
 
 • relacionar os coeficientes com mols. Tendo, 
 assim, uma proporção inicial em mols; 
 
• estabelecer entre o dado e a pergunta do 
problema uma regra de três, que deve obedecer 
aos coeficientes da equação química. Podendo ser 
estabelecida a partir da proporção em mols, em 
função da massa, em volume, em número de 
moléculas, entre outros, conforme dados do 
problema. 
 
Exemplo: 
Podemos citar a reação de combustão do álcool 
etílico: 
C2H6O + O2 → CO2 + H2O 
balanceando a equação, ficamos com: 
 
1C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
1mol ------- 3 mols --- 2 mols ---3 mols 
 
Estabelecida a proporção em mols, podemos fazer 
inúmeros cálculos, envolvendo os reagentes e/ou 
produtos dessa reação, combinando as relações de 
várias maneiras. 
 
 
1 mol de átomos ⇒ (MA) ⇒ 6,02 . 1023 átomos ⇒ 22,4 L 1 mol de átomos ⇒ (MA) ⇒ 6,02 . 1023 átomos ⇒ 22,4 L 
• relacionar os coeficientes com mols. Tendo, 
Alguns tipos de cálculos Estequiométricos 
 
 Relação quantidade em mols ─ quantidade 
em mols 
 
Os dados do problema e as quantidades incógnitas 
pedidas são expressas em termos de quantidade 
em mols. 
 
Exemplo: 
Na reação N2 + H2 → NH3 , quantos mols de 
moléculas de NH3 são obtidos quando reagem 
totalmente 5 mols de moléculas de H2? 
 
 Relação entre quantidade em mols e massa 
 
Os dados do problema são expressos em termos de 
quantidade em mols (ou massa) e a quantidade 
incógnita é pedida em massa (ou quantidade em 
mols). 
 
Exemplo: 
 
Na reação N2 + H2 → NH3 , qual é a massa de H2 que 
reage, quando são obtidos 3 mols de NH3? 
 
 Relação entre massa e massa 
 
Os dados do problema e as quantidades incógnitas 
pedidas são expressas em termos de massa. 
 
Exemplo: 
Na reação N2 + H2 → NH3 qual a massa de NH3 obtida, 
quando se reagem totalmente 5,6g de N2? 
 
 
 Relação massa (n.º de mols) para volume 
nas CNTP 
 
Os dados do problema são expressos em termos de 
quantidade em mols (ou massa) ou volume (CNTP)e 
a quantidade incógnita é pedida em massa (ou 
quantidade em mols) ou volume (CNTP). 
 
Qual o volume de hidrogênio liberado, nas CNTP, 
quando 27g de alumínio reagem completamente 
com o ácido sulfúrico? 
 
 
 
 
 Relação de volume para volume 
 
Os dados do problema e as quantidades incógnitas 
pedidas são expressas em termos de volume. 
 
Calcule os volumes de N2 e H2 necessários para 
obter 600L de NH3, a uma determinada 
temperatura e pressão. 
 
 
 
 
 
CASOS PARTICULARES DE CÁLCULO 
ESTEQUIOMÉTRICO 
 
A) QUANDO APARECEM REAÇÕES CONSECUTIVAS 
 
Consideremos, como exemplo, a fabricação 
industrial do ácido sulfúrico a partir do enxofre. Ela 
se processa por meio das três reações consecutivas 
dadas ao lado. 
Para a resolução deste tipo de problema é mais 
prático “somar algebricamente” as equações 
químicas e efetuar o cálculo estequiométrico 
diretamente na equação final. 
 
Exemplo: 
Qual é a massa de H2SO4 produzida a partir de 8 
toneladas de enxofre? 
 Resolução: 
 
 
 Nesse tipo de problema é indispensável que: 
• todas as equações estejam balanceadas 
individualmente; 
• as substâncias “intermediárias” (no caso SO2 e 
SO3) sejam canceladas; em certos problemas, isso 
obriga a “multiplicar” ou “dividir” uma ou outra 
equação por números convenientes, que levem ao 
cancelamento desejado. 
Daí para diante recaímos num cálculo 
estequiométrico comum, em que a regra de três é 
estabelecida em função da equação química que 
resulta da soma das equações intermediárias. 
 
 Exercício: Duas das reações que ocorrem na 
produção do ferro são representadas por: 
 
2 C (s) + O2 (g) → 2 CO (g) 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) 
 
O monóxido de carbono formado na primeira 
reação é consumido na segunda. Considerando 
apenas essas duas etapas do processo, calcule a 
massa aproximada, em quilogramas, de carvão 
consumido na produção de 1 tonelada de ferro 
(massas atômicas: Fe = 56; C = 12; O = 16). 
Resposta: 321 kg de carbono. 
 
 B) QUANDO SÃO DADAS AS QUANTIDADES DE 
DOIS (OU MAIS) REAGENTES 
 
 Analise a seguinte situação: se, para montar um carro, 
são necessários 5 pneus (4 mais 1 de reserva) e 1 
volante, quantos carros poderemos montar com 315 
pneus e 95 volantes? 
 
 
 Considerando que cada carro precisa de apenas 1 
volante, serão necessários apenas 63 volantes para 
montar o número de carros que calculamos acima 
— sobrando, portanto, 32 volantes (95 - 63 = 32). 
 
Concluímos assim que, na questão proposta, 
existem volantes “em excesso” (ou pneus “em 
falta”). Podemos ainda dizer que o número de 
pneus constitui o fator limitante em nossa linha de 
montagem. 
 
Com as reações químicas acontece algo semelhante. 
 
 Vamos considerar o seguinte exemplo: misturam-se 147 
g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido de sódio para 
que reajam segundo a equação. 
 
 H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32). 
 
Pede-se calcular: 
a) a massa de sulfato de sódio formada; 
b) a massa do reagente que sobra (em excesso) após a 
reação. 
RESOLUÇÃO: 
 
 98 g 80 g 
 
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 
 
 147 g 100 g 
 
H2SO4 : 80 x 147 = 11760 g 
NaOH : 98 x 100 = 9800 g 
 
11760 > 9800, logo o H2SO4 está em excesso, o 
problema sera resolvido através da massa de NaOH. 
 
 
 
Neste problema, o H2SO4é o reagente em 
excesso, dizemos que o NaOH é o reagente em 
falta, ou melhor, o reagente limitante da reação, 
pois o NaOH será o primeiro reagente a acabar ou 
se esgotar, pondo assim um ponto final na reação e 
determinando as quantidades de produtos que 
poderão ser formados. De fato, podemos calcular: 
 
 Veja que o cálculo foi feito a partir dos 100 g de NaOH 
(reagente limitante), mas nunca poderia ter sido feito a 
partir dos 147 g de H2SO4 (reagente em excesso), pois 
chegaríamos a um resultado falso — note que os 147 g 
de H2SO4 não podem reagir integralmente, por falta de 
NaOH. 
 
É importante notar que as substâncias não reagem na 
proporção em que nós as misturamos, mas sim na 
proporção em que a equação (ou seja, a lei de Proust) 
determina. Daí o cuidado ao resolver problemas que dão 
as quantidades de dois reagentes. Devemos sempre 
lembrar que é o reagente em falta (ou reagente limitante 
ou fator limitante) que “comanda” toda a reação, pois, 
no instante em que ele acaba, a reação será 
interrompida. 
C) QUANDO OS REAGENTES SÃO SUBSTÂNCIAS 
IMPURAS 
 
Na Química É comum o uso de reagentes impuros, 
principalmente em reações industriais, ou porque são 
mais baratos ou porque já são encontrados na natureza 
acompanhados de impurezas (o que ocorre, por 
exemplo, com os minérios). Consideremos o caso do 
calcário, que é um mineral formado principalmente por 
CaCO3 (substância principal), porém acompanhado de 
várias outras substâncias (impurezas), supondo o 
seguinte exemplo numérico: 
 
 
 
Exemplo 1: 
Uma amostra de calcita, contendo 80% de 
carbonato de cálcio, sofre decomposição quando 
submetida a aquecimento, segundo a equação 
abaixo: 
 
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da 
queima de 800 g de calcita? 
 
Resolução: 
O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 
80% de CaCO3. Temos então o seguinte cálculo de 
porcentagem: 
 
800 g --------100% 
 X -------------80% 
 X = 640 g de CaCO3 
 
Note que é apenas essa massa (640 g de CaCO3 
puro) que irá participar da reação. Assim, teremos o 
seguinte cálculo estequiométrico: 
 
Exemplo 2: 
Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono, 
medidos nas condições normais, pela calcinação de 
um calcário de 90% de pureza. Qual é a massa de 
calcário necessária? (massas atômicas: C = 12; O = 
16; Ca = 40). 
 
Qual é a massa de calcário necessária? 
Agora é dada a quantidade do produto que se 
deseja obter e pedida a quantidade do reagente 
impuro que será necessária. Pelo cálculo 
estequiométrico normal, teremos sempre 
quantidades de substâncias puras: 
 
A seguir, um cálculo de porcentagem nos dará a 
massa de calcário impuro que foi pedida no 
problema: 
 
 
Exemplo 3: 
O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela 
decomposição térmica do nitrato de amônio 
(NH4NO3). Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás 
hilariante, podemos prever que a pureza do sal é da 
ordem de: 
 
a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20% 
 
Resolução: 
Esta questão é diferente das anteriores, pois agora 
a pergunta é o valor da pureza do reagente. Pelo 
cálculo estequiométrico, temos: 
 
 
Veja que a resposta (3,636 g) se refere ao NH4NO3 
puro, pois o cálculo baseado diretamente na 
equação se refere sempre às quantidades que 
efetivamente reagem. Podemos agora efetuar o 
seguinte cálculo de porcentagem: 
 
4 g -------------- 100% 
3,636 g ---------- Y Y = 90,9% 
D) QUANDO O RENDIMENTO DA REAÇÃO NÃO É 
TOTAL 
É comum uma reação química produzir uma 
quantidade de produto menor do que a esperada 
pela equação química correspondente. Quando isso 
acontece, dizemos que o rendimento da reação não 
foi total. Esse fato pode ocorrer porque a reação é 
“incompleta” (reação reversível) ou porque 
ocorrem “perdas” durante a reação (por má 
qualidade da aparelhagem ou deficiência do 
operador). 
 
Por exemplo, vamos considerar a reação C + O2 → 
CO2, supondo que deveriam ser produzidos 100 
litros de CO2 (CNPT); vamos admitir também que, 
devido a perdas, foram produzidos apenas 90 litros 
de CO2 (CNPT). Em casos assim, dizemos que: 
 
Rendimento (r) é o quociente entre a quantidade 
de produto realmente obtida em uma reação e a 
quantidade que teoricamente seria obtida, de 
acordo com a equação química correspondente. 
 
Exemplo 1: 
Num processo de obtenção de ferro a partir da 
hematita (Fe2O3), considere a equação não-
balanceada: (Massas atômicas: C = 12; O = 16; Fe = 
56 
Fe2O3 + C → Fe + CO 
 
Utilizando-se 4,8 toneladas (t) de minério e 
admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a 
quantidade de ferro produzida será de: 
 
a) 2.688 kg b) 3.360 kg c) 1.344t 
d) 2.688t e) 3.360 t 
 
Resolução: 
Após o balanceamento da equação, efetuamos o 
cálculo estequiométrico da forma usual: 
 
 
A massa de ferro (3,36 toneladas) seria obtida se a 
reação tivesse aproveitamento ou rendimento total 
(100%). No entanto, no enunciado se diz que o 
rendimento é de apenas 80%. Devemos então 
efetuar o cálculo envolvendo o rendimento 
percentual dado: 
 
 
Exemplo 2: 
Uma massa de 32,70 g de zinco metálico reage com 
uma solução concentrada de hidróxido de sódio, 
produzindo 64,53 g de zincato de sódio (Na2ZnO2). 
Qual é o rendimento dessa reação? 
 
Diferente do anterior, o problema pede agora o 
rendimento da reação. Façamos inicialmente um cálculo 
estequiométrico normal, sem pensar no rendimento: 
 
 
E) QUANDO OS REAGENTES SÃO MISTURAS 
 
Na Química é também muito comum aparecerem 
misturas participando como “reagentes” das 
reações químicas. Podemos citar alguns exemplos: 
• as ligas metálicas são misturas de metais; 
• a gasolina, que queima nos motores dos 
automóveis, é uma mistura de hidrocarbonetos; 
• certas misturas gasosas são usadas como 
combustíveis, como, por exemplo: o chamado “gás 
de água” (mistura de CO e H2); o “gás de botijão 
para fogões” (mistura de C3H8 e C4H10). 
 
Nesses problemas, a dificuldade fundamental reside 
no seguinte: as misturas não são obrigadas a 
obedecer a uma proporção constante; no entanto, 
toda equação química deve obedecer a uma 
proporção constante, de acordo com a lei de 
Proust. Vamos então considerar dois exemplos 
ilustrativos: 
1° exemplo — Quando a composição da mistura 
reagente é dada. 
 
Uma mistura formada por 5 mols de flúor e 10 mols 
de cloro reage completamente com o hidrogênio. 
Qual é a massa total dos produtos formados? 
(Massas atômicas: H = 1; F = 19; Cl = 35,5) 
 
Resolução: 
Vamos considerar separadamente as reações do flúor e 
do cloro e efetuar dois cálculos estequiométricos 
separados. 
• para o flúor: 
 
• para o cloro: 
 
A massa total dos produtos (m total) formados 
será, portanto: 
 
Note que não podemos somar as duas equações 
vistas acima, pois a soma: 
 
apresenta a proporção de 1 mol de F2 para 1 mol de 
Cl2, enquanto o enunciado do problema fala em 5 
mols de F2 e 10 mols de Cl2. 
 
Sendo assim, em problemas com misturas de 
reagentes, o ideal é resolver as equações químicas 
separadas, efetuando o cálculo estequiométrico 
também separadamente. 
 
2° exemplo — Quando a composição da mistura 
reagente não é conhecida — pelo contrário, 
constitui a pergunta do problema 
 
Uma massa de 24 g de uma mistura de H2 e CO 
queima completamente, produzindo 112 g de 
produtos finais. Pede-se calcular as massas de H2 e 
de CO existentes na mistura inicial (massas 
atômicas: H = 1; C = 12; O = 16). 
As reações mencionadas no problema são: 
 
 
 
Neste caso também não podemos somar as 
equações porque não conhecemos a proporção em 
que o H2 e o CO estão misturados (aliás, esta é 
exatamente a pergunta do problema).Assim sendo, 
o caminho é trabalhar com cada equação química 
separadamente, como foi feito no 1° exemplo. 
Inicialmente vamos adotar o seguinte raciocínio: 
 
• uma vez que a massa total da mistura de H2 e CO 
foi dada (24 g), se chamarmos de x a massa de H2, a 
massa de CO será igual a (24 - x) gramas; 
 
• analogamente, a massa total da mistura final de 
H2O e CO2 também foi dada (112 g), e se 
chamarmos de y a massa de H2O, a massa do CO2 
será igual a (112 - y) gramas. 
 
Vamos agora retomar as equações químicas 
separadamente e efetuar os cálculos 
estequiométricos correspondentes: 
• para o H2, temos: 
 
• para o CO, temos: 
 
Temos, portanto, um sistema algébrico de duas 
equações e duas incógnitas que, resolvido, 
fornecerá: 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Em 2,8 kg de óxido de cálcio, também conhecido 
como “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: 
(Dados: C = 12; O = 16; Ca = 40) 
a) 5,0 kg b) 2,8 kg c) 1,6 
kg d) 1,0 kg e) 0,6 kg 
 
2. A floculação é uma das fases do tratamento de 
águas de abastecimento público e consiste na 
adição de óxido de cálcio e sulfato de alumínio à 
água. 
As reações correspondentes são as que seguem: 
 
CaO + H2O→ Ca(OH)2 
3 Ca(OH)2 + Aℓ2(SO4)3 → 2 Aℓ(OH)3 + 3 CaSO4 
 
Se os reagentes estiverem em proporções 
estequiométricas, cada 28 g de óxido de cálcio 
originará de sulfato de cálcio: (Dados massas 
molares em g/mol: Ca = 40, O = 16, H = 1, Al = 27, S 
= 32) 
a) 204 g b) 68 g c) 28 g d) 
56 g e) 84 g 
 
3. Calcule a massa de pirita (FeS2) necessária à 
obtenção de 490 kg de H2SO4 pelo processo 
seguinte: (Dados: Fe = 56 ; S = 32 ; O = 16 ; H = 1.) 
 
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 
2 SO2 + O2 → 2 SO3 
SO3 + H2O→ H2SO4 
 
4. (UERJ 2014) Uma das técnicas empregadas para 
separar uma mistura gasosa de CO2 e CH4 consiste 
em fazê-lo passar por uma solução aquosa de 
BA(OH)2. Uma amostra dessa mistura gasosa, com 
volume total de 30 L, sob temperatura de 27 °C e 
pressão de 1 atm, ao reagir com a solução aquosa 
de Ba(OH)2, produz a precipitação de 98,5 g de 
BaCO3. A fração gasosa remanescente, nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, contem 
apenas CH4. 
O volume, em litros, de CH4 remanescente e igual a: 
Dado: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1. 
 
a) 10 b) 12 c) 15 d) 
18 
 
5. A amônia (NH3) é uma substância química muito 
importante para a indústria. Ela é utilizada na 
preparação dos produtos de limpeza, dos 
explosivos, dos fertilizantes, das fibras de matéria 
têxtil, etc. A síntese de NH3 é realizada em fase 
gasosa, à temperatura de aproximadamente 
450°C, de acordo com a seguinte reação: 
 
N2 + 3 H2 → 2 NH3 + energia 
 
Se a mistura inicial é de 30 mols de N2 e 75 mols de 
H2, que quantidade de NH3 será produzida, em 
mols, teoricamente, se a reação de síntese for 
completa? 
a) 30 b) 50 c) 60 
d) 75 
 
6. O Cloreto de Alumínio é um reagente muito 
utilizado em processos industriais que pode 
ser obtido por meio da reação entre alumínio 
metálico e cloro gasoso. Se 2,70g de alumínio são 
misturados a 4,0g de cloro, a massa produzida, em 
gramas, de cloreto de 
alumínio é: Massas molares (g/mol): Aℓ = 27,0; Cℓ = 
35,5 
 
a) 5,01 b) 5,52 c) 9,80 
d) 13,35 e) 15,04 
 
7. 12,25 g de ácido fosfórico com 80% de pureza são 
totalmente neutralizados por hidróxido de sódio, 
numa reação que apresenta rendimento de 90%. A 
massa de sal obtida nesta reação é de: (Dados: 
massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; P = 31) 
a) 14,76 g 
b) 16,40 g 
c) 164,00 g 
d) 9,80 g 
e) 10,80 g 
8. Na metalurgia temos a reação: 
 
2 Aℓ2O3 + 3 C → 3 CO2 + 4 Aℓ 
 
Se utilizarmos 20,4 g de Al2O3 , qual a massa de 
alumínio metálico obtida se o rendimento da reação 
for 60%? (Dados: Aℓ = 27 ; O = 16.) 
a) 6,48 g 
b) 10,8 g 
c) 10,2 g 
d) 4,08 g 
e) 7,42 g 
9. A decomposição do bicarbonato de sódio pelo 
calor produz carbonato de sódio e dióxido de 
carbono gasoso, além de vapor d’água. Essa reação 
tem grande importância industrial, pois, além de ser 
utilizada na produção de carbonato de sódio, 
constitui o fundamento do uso dos 
fermentos químicos. 
 
2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 
 
Os fermentos químicos empregados diariamente na 
fabricação de bolos contêm 30% em massa de 
bicarbonato de sódio. De posse dessa informação e 
da equação balanceada acima, calcule o volume de 
dióxido de carbono produzido quando 28 g de 
fermento em pó são misturados aos ingredienetes 
da massa e aquecidos a 100 °C sob pressão de 1 
atmosfera. 
Dados: massas atômicas - H = 1,0; C = 12,0; O = 
16,0; Na = 23,0; R = 0,082 atm.L/mol.k 
 
 
10. Os processos mais importantes de redução da 
hematita que ocorrem num alto-forno podem ser 
representados por: 
 
2 C + O2 → 2 CO 
3 CO + Fe2O3 → 2 Fe + 3 CO2 
 
Considerando-se o teor de carvão utilizado igual a 
100% e o teor de hematita igual a 80% em óxido de 
ferro (III), quantos quilogramas de carvão serão 
necessários para reduzir uma tonelada de minério 
de ferro? (Dados: Fe = 56 ; O = 16 ; C = 12.) 
a) 120 kg 
b) 180 kg 
c) 180 kg 
d) 360 kg 
e) 450 kg 
 
11. Quando o nitrato de amônio decompõe-se 
termicamente, produz-se gás hilariante (N2O) e 
água. Se a decomposição de 100 g de NH4NO3 
impuro fornece 44 g de N2O, a pureza do nitrato de 
amônio é: (Dados: N = 14 ; H = 1 ; O = 16.) 
 
NH4NO3 → N2O + H2O 
a) 20% 
b) 40% 
c) 60% 
d) 80% 
e) 90% 
 
12. A pirolusita é um minério do qual se obtém o 
metal manganês (Mn), muito utilizado em diversos 
tipos de aços resistentes. O principal componente 
da pirolusita é o dióxido de manganês (MnO2). Para 
se obter o manganês metálico com elevada pureza, 
utiliza-se a aluminotermia, processo no qual o óxido 
reage com o alumínio metálico, segundo a equação: 
 
3 MnO2(s) + 4 Aℓ(s) → 2 Aℓ2O3(s) + 3 Mn(s) 
 
Considerando que determinado lote de pirolusita 
apresenta teor de 80% de dióxido de manganês 
(MnO2), a massa mínima de pirolusita necessária 
para se obter 1,10 t de manganês metálico é: 
a) 1,09 t 
b) 1,39 t 
c) 1,74 t 
d) 2,18 t 
e) 2,61 t 
 
13. A uréia, (NH2)2CO, produto presente na urina 
humana, foi a primeira substância orgânica a ser 
produzida em laboratório a partir de uma 
substância classificada como inorgânica (cianato de 
amônio), segundo a reação mostrada a seguir: 
 
NH4+NCO
-(s) → (NH2)2CO(s) 
 
Esta síntese foi responsável pelo fracasso da 
chamada teoria da Força Vital defendida por 
Berzelius. Considerando que a reação tem um 
rendimento de 80 %, assinale a alternativa que 
apresenta a massa de uréia obtida a partir de 0,25 
mol de cianato de amônio. Massas Molares: 
NH4+NCO-: 60 g mol-1; (NH2)2CO: 60 g mol-1 
. 
a) 25 g b) 12 g c) 15 g 
d) 5 g e) 10 g 
 
14. 39,2 g de ácido sulfúrico reagecom quantidade 
suficiente de hidróxido de cálcio produzindo 
quantos gramas de sulfato de cálcio, sabendo que o 
rendimento desta reação é de 90%? Dados: H = 1,00 
g/mol; O = 16,00 g/mol; S = 32,00 g/mol; Ca = 40,00 
g/mol 
a) 61,44 g 
b) 54,40 g 
c) 59,84 g 
d) 48,96 g 
e) 41,09 g 
 
15. A sacarose é metabolizada pelos animais, sendo 
uma das principais fontes de energia para as 
células. Este metabolismo ocorre durante a 
respiração, formando CO2 e H2O como produtos: 
 
C12H22O11 + O2 → CO2 + H2O 
 
Balanceie a equação acima e calcule quantos litros 
de CO2 (CNTP) são gerados a partir de 20 g de 
sacarose. 
(Dados: volume molar (CNTP) = 22,4 L/mol; massas 
molares (g/mol): H = 1, C = 12, O = 16) 
 
 
16. A cal virgem pode ser obtida a partir da 
decomposição térmica do carbonato de 
cálcio, a 1000°C e pressão atmosférica, segundo: 
 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
 
Qual a quantidade de CO2 produzida pela 
decomposição de 3 toneladas de CaCO3? 
(Dados: C = 12; O = 16; Ca = 40) 
a) 67,2 litros 
b) 132 toneladas 
c) 1,32 toneladas 
d) 1,68 toneladas 
e) 680 quilogramas 
17. O hidrogenossulfito de sódio, NaHSO3, e um 
insumo usado na industria de fabricação de papel e 
de curtume. Pode ser obtido a partir da reação 
representada na seguinte equação: 
Na2CO3 (aq) + 2 SO2 (g) +H2O(ℓ) → 2 NaHSO3 (aq) + 
CO2 (g) . 
Calcule a quantidade máxima de NaHSO3, em mols, 
produzida a partir de 42,4 toneladas de Na2CO3. 
 
 
18. Os produtos de reação química abaixo, 
Ca(H2PO4)2 e CaSO4, misturados, representam o 
fertilizante químico (adubo) denominado 
superfosfato simples, fonte de P, Ca e S para a 
nutrição das plantas. 
Pela equação, observa-se que ele é obtido 
industrialmente através da reação da rocha 
fosfática natural (apatita) Ca3(PO4)2 com H2SO4. 
(Dados: massas atômicas - Ca = 40; P = 31; O = 16; S 
= 32; H = 1) 
Equação: 
 
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + CaSO4 
 
Superfosfato simples 
 
Calcule a massa de H2SO4 necessária para converter 
1 tonelada de rocha fosfática em superfosfato 
simples. 
 
 
19. As quantidades, em gramas, de H2SO4 e de 
alumínio necessárias para obter 820 litros de 
hidrogênio, medidos a 1 atmosfera e 727°C, são, 
respectivamente: 
 
3 H2SO4 + 2 Aℓ → 1 Aℓ2(SO4)3 + 3 H2 
 
(Dado: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1; H = 1; O = 16; Al = 
27; S = 32) 
a) 980 e 180 
b) 490 e 90 
c) 98 e 18 
d) 9,8 e 1,8 
e) 4,9 e 0,9 
 
20. Uma instalação petrolífera produz 12,8kg de SO2 
por hora. A liberação desse gás poluente pode ser 
evitada usando-se calcário, o qual por 
decomposição fornece cal, que reage com o SO2 
formando CaSO3, de acordo com as equações: 
 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
CaO(s) + SO2(g) → CaSO3(s) 
 
Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, 
necessária para eliminar todo SO2 formado? 
Suponha 100% de rendimento para as reações. 
 Massas molares (g/mol): CaCO3 = 100; SO2 = 64 
 
a) 128 
b) 240 
c) 480 
d) 720 
e) 1200 
21. Aquecendo-se 14 gramas de ferro (Fe) e 19 
gramas de enxofre (S), obtém-se uma certa massa 
de sulfeto ferroso, conforme a equação: Fe + S → 
FeS. Responda: 
a) qual o reagente em excesso? 
b) qual a massa do reagente em excesso? 
c) qual a massa do produto obtido?