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Módulo III: Cálculos Estequiométricos I 
 
 
 Nome da Disciplina: Cálculos Básicos em Química 
 
 
 Módulo III: Cálculos Estequiométricos I 
 Professor Conteudista: Marco Antonio Verzola 
 Faculdade Campos Elíseos (FCE) – São Paulo – 2018. 
 Guia de Estudos – Módulo III –Cálculos Estequiométicos I 
 
1. Equações químicas (lei da conservação das massas) e 
balanceamento das equações 
2. Reações de combinação e decomposição, combustão, cálculos 
estequiométricos envolvendo substâncias puras 
3. Cálculo com reagentes impuros, rendimento das reações e 
cálculos com reagente limitante 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conversa Inicial 
 
Nesse módulo, buscaremos entender as equações químicas, a lei da 
conservação das massas, compreendendo como balancear as equações e 
estudar algumas reações químicas classificadas de combinação, decomposição 
e de combustão. 
Além disso, serão estudado os cálculos estequiométricos envolvendo 
substâncias puras, reagentes impuros, rendimento das reações e cálculos com 
reagente limitante. 
Isso trará a compreensão de onde utilizar o que foi estudado até o momento 
nessa disciplina e a realização dos cálculos para o desenvolvimento das reações 
químicas. 
Espero que tenham um bom aproveitamento deste módulo e façam as 
atividades para praticarem o que foi estudado. 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Módulo III - Cálculos Estequiométricos I 
 1) Equações químicas (lei da conservação das massas) e 
 balanceamento das equações 
 
 O estudo das fórmulas e equações químicas é necessário para os 
trabalhos com cálculos estequiométricos realizados nos próximos capítulos. 
 Uma reação química é o processo de mudança química, uma 
transformação das substâncias iniciais (reagentes) para a formação das 
substâncias finais (produtos). Essas substâncias podem ser representadas por 
fórmulas químicas utilizando os elementos químicos da tabela periódica vista no 
módulo I. 
 As reações são descritas por equações químicas, sendo do lado esquerdo 
os regentes e do lado direito os produtos: 
aA + bB → cC + dD 
 As equações fornecem as sustâncias presentes na reação e o estado 
físico de cada matéria, sendo sólido (s), líquido (l), gasoso (g) e o meio aquoso 
(aq.), em água. Além disso, a seta na equação indica qual o sentido da reação 
química, e elas podem ser representadas como uma seta simples (→), como 
também uma seta dupla de equilíbrio químico ( ↔ ). Algumas equações podem 
aparecer com a letra grega Δ (delta) sobre a flecha indicando a presença de altas 
temperaturas; pode ainda ocorrer a presença de catalisadores. De forma geral: 
CaCo3(s) ⟶ CaO(s) + CO2(g) 
 Para que essa reação forneça informações corretas é necessário fazer o 
seu balanceamento, ou seja, verificar se cada elemento químico da substância 
tem a mesma quantidade de átomos nos reagentes e nos produtos. Se não tiver, 
deve-se alterar os números inteiros que ficam na frente das fórmulas, chamados 
de coeficientes estequiométricos que indicam a proporção com que as espécies 
reagem e se formam. Todo coeficiente indicado na frente do composto, multiplica 
as quantidades de átomos presentes na fórmula; quando esse coeficiente for 1 
não é necessário escrevê-lo. Exemplo: 
2 H2 + O2 ⟶ 2 H2O 
 Nessa equação, reagem duas moléculas de hidrogênio (H2) com uma 
molécula de oxigênio (O2) para formar duas moléculas de água (H2O). Os índices 
inferiores não são mudados ao balancear uma equação. Dessa maneira, realiza-
se a multiplicação do coeficiente estequiométrico com o índice inferior do átomo, 
como no 2 H2 ficando 2 x 2 = 4 átomos de hidrogênio. Geralmente, uma equação 
balanceada deve conter os menores coeficientes inteiros possíveis. 
 
 Na equação abaixo a reação de sódio metálico com a água, produz gás 
hidrogênio e hidróxido de sódio, porém não está balanceada, pois a quantidade 
de hidrogênios nos reagentes são dois e nos produtos três: 
Na (s) + H2O(l) ⟶ NaOH(aq) + H2(g) 
Assim, realizamos o balanceamento colocando o coeficiente da molécula de 
água sendo 2 para que os números de hidrogênios fiquem iguais dos dois lados 
da seta, e também será necessário balancear os outros átomos devido a 
alteração feita. 
2 Na (s) + 2 H2O(l) ⟶ 2NaOH(aq) + H2(g) 
. 
Os coeficientes estequiométricos devem ser números inteiros, mas pode 
ocorrer de se usar coeficientes fracionários no balanceamento químico, por 
exemplo nessa reação de 1 mol de H2: 
H2(g) + O2(g) ⟶ H2O(l) 
O balanceamento de uma equação é fundamental para a realização dos 
cálculos em química, pois se não estiverem corretos, os cálculos produziram 
resultados errados. Um dos métodos para se realizar esses balanceamentos é o 
método das tentativas, porém temos de respeitar algumas regras que nos 
orientam sobre a sequência para realiza-lo: 
• Deve-se começar a balancear os átomos dos elementos metálicos 
que estiverem na fórmula (geralmente são os que estão em menor 
quantidade). 
• Em seguida os átomos dos elementos não-metálicos (deixando 
para o final o ajuste dos átomos de hidrogênio e oxigênio). 
• Em terceiro lugar ajustar os átomos de Hidrogênio. 
• E por último ajustar os átomos de Oxigênio. 
(BRAATHEN, 2011) 
 Esse método auxilia-nos no balanceamento da maioria das equações 
químicas, mas existem outros tipos de reações como as de oxirredução que é 
necessário o balanceamento dos átomos e das cargas, ou seja, do número de 
elétrons perdidos e ganhos para ser chegar em um resultado geral. 
Uma equação química balanceada demonstra as mudanças qualitativa e 
quantitativa que ocorrem em uma reação química. Os coeficientes 
estequiométricos mostram os números relativos aos mols dos reagentes e 
produtos que tomam parte da reação (ATKINS, 2007). 
 
______________________________________________________________ 
PERGUNTA: Faça o balanceamento da seguinte equação determinando os 
coeficientes não fornecidos: 
_Fe (s) + _O2(g) ⟶ _Fe2O3(s) 
_______________________________________________________________ 
Inicie a contagem dos átomos observando os dois lados da seta, 
começando do metal se tiver ou dos não metais, nesse caso será do metal ferro 
(Fe). Do lado direito existem dois átomos de Fe e do lado esquerdo apenas um 
átomo. Para aumentar a quantidade de átomos de Fe do lado esquerdo 
colocamos o coeficiente 2 na frente do Fe. 
2 Fe (s) + _O2(g) ⟶ _Fe2O3(s) 
Esta escolha é uma tentativa inicial, agora faremos a contagem para o 
oxigênio pois não tem hidrogênio nessa equação, no qual do lado direito tem três 
átomos de oxigênio e do lado esquerdo somente dois. Assim, é necessário 
colocar um coeficiente na frente do O2 que multiplicado por 2 de um valor ou 
com a mesma quantidade do lado direito, ou se não for possível, deve colocar 
um coeficiente na frente do Fe2O3 para que a multiplicação acerte os valores. 
Dessa maneira, colocaremos o coeficiente 3 na frente do O2 do lado esquerdo 
tendo assim 6 átomos de oxigênio, e do lado direito vamos ter que colocar o 
coeficiente 2 na frente da molécula Fe2O3, pois com a multiplicação teremos 6 
átomos de oxigênio também. 
2 Fe (s) + 3 O2(g) ⟶ 2 Fe2O3(s) 
 Entretanto, é necessário voltar e recuperar o balanceamento dos átomos 
de Fe do lado esquerdo colocando o coeficiente 4 ao invés do 2 ficando correto 
agora o balanceamento. 
4 Fe (s) + 3 O2(g) ⟶ 2 Fe2O3(s) 
A equação está balanceada, a quantidade de cada átomo dos elementos 
químicos do lado esquerdo é a mesma que do lado direito. 
__________________________________________________________Síntese 
 
Para a representação das reações químicas estudadas, 
as fórmulas das substâncias são colocadas em equações, 
tendo do lado direito da seta os produtos e do lado 
esquerdo os reagentes. Um importante conceito estudado 
para o desenvolvimento dos cálculos estequiométricos é 
a lei da conservação da massa, que se resume na massa 
total dos produtos de uma reação química é a mesma 
massa total dos reagentes, pois os átomos se 
reorganizam formando outras moléculas, mas não deixam 
de existir. Sendo que, cada tipo de elemento químico de 
um lado da equação (direita) tem que ter a mesma 
quantidade deles do outro lado (esquerda). Uma equação 
química irá mostrar as quantidades de átomos corretos 
através do seu balanceamento químico, utilizando 
coeficientes estequiométricos inteiros ou fracionários 
(quando precisar) na frente das fórmulas químicas para 
os reagentes e produtos da reação, não havendo a troca 
dos índices inferiores nas fórmulas. Para a realização do 
balanceamento químico existe algumas regras que 
ajudam no momento das tentativas para encontrar o 
coeficiente correto. O coeficiente estequiométrico 
adicionado na equação representa também a quantidade 
de mols de determinada molécula na reação química. 
 2- Reações de combinação e decomposição, combustão, cálculos 
 estequiométricos envolvendo substâncias puras 
 
 Como já estudado no capítulo anterior, interpreta-se uma reação química 
através de sua equação balanceada, no qual é possível prever os produtos de 
algumas reações sabendo somente seus reagentes. Dois tipos de reações que 
serão vistas agora são as reações de combinação e de decomposição. 
 Nas reações de combinação duas ou mais substâncias reagem para 
formar um único produto: 
A + B → C 
 Exemplo: C(s) + O2 (g) → CO2(g) 
 Na reação de decomposição, ocorre a quebra de um único reagente para 
formação de duas ou mais substâncias, no qual muitos compostos reagem dessa 
maneira quando aquecidos. Por exemplo: 
C → A + B 
 PbCO3(s) → PbO (s) + CO2(g) 
 Outro tipo de reação a ser estudada são as reações de combustão, a qual 
são reações que tem como reagente o O2 , chamado de comburente, e o outro 
composto, que é o combustível, consumido na reação. Se uma determinada 
reação tiver como combustível um hidrocarboneto (compostos que contém 
apenas carbono e hidrogênio) e reagir com o oxigênio presente no ar 
(comburente), a reação produzirá CO2 e H2O, sendo chamada de reação de 
combustão e completa. 
Exemplo: Combustível: gás butano - C4H10 
 
2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O(g) + calor 
 
Gás butano entra em combustão, por exemplo, quando acendemos um 
isqueiro comum. A faísca provoca a reação do butano com o oxigênio do ar, 
resultando em uma chama azul. Entretanto, quando não houver uma quantidade 
suficiente de O2 presente na reação para reagir com todo o combustível, ela 
ocorre de forma incompleta produzindo CO (gás tóxico) e H2O. 
Exemplo: combustão incompleta do gás butano: 
C4H10(g) + 9 O2(g) → 8 CO(g) + 10 H2O(g) 
E por fim, se a quantidade de oxigênio for mais restrita, haverá a formação de 
carbono (C), como partículas finas chamadas de fuligem. 
Exemplo: combustão incompleta do gás butano: 
C4H10(g) + 5 O2(g) → 8 C(g) + 10 H2O(g) 
Para efeitos dos cálculos que iremos realizar, considere sempre uma 
combustão completa, a menos que o exercício especifique o contrário. 
_______________________________________________________________ 
PERGUNTA: Escreva a equação balanceada para a reação que ocorre quando 
o metanol, CH3OH (l), é queimado ao ar. 
_______________________________________________________________ 
 Quando qualquer composto contendo C, H e O sofre combustão, ele 
reage com o O2 (g) do ar para produzir CO2 (g) e H2O (g). Assim, a equação não 
balanceada é: 
CH3OH (l) + O2(g) ⟶ CO2 (g) + H2O (g) 
Para começar o balanceamento, observamos o carbono, uma vez que 
CH3OH tem apenas um átomo de C, podemos começar o balanceamento 
usando o coeficiente 1 para o CO2. Já que o CH3OH tem quatro átomos de H, 
colocamos um coeficiente 2 na frente de H2O para balancear os átomos de H: 
CH3OH (l) + O2(g) ⟶ CO2 (g) + 2 H2O (g) 
Com esse ajuste, temos quatro átomos de O junto dos produtos e três junto dos 
reagentes. Podemos utilizar o coeficiente fracionário na frente do O2 para obter 
quatro átomos de oxigênio do lado dos reagentes. 
 CH3OH (l) + O2(g) ⟶ CO2 (g) + 2 H2O (g) 
A equação está balanceada, mas a forma mais comum é sem a parte 
fracionária, assim, multiplica-se toda a equação por 2 e elimina a fração: 
2 CH3OH (l) + 3 O2(g) ⟶ 2 CO2 (g) + 4 H2O (g) 
 
---------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
Quando analisamos quantitativamente as reações químicas, estamos 
analisando a estequiometria dessas reações. E afinal o que é estequiometria? 
Esse termo que está sendo mencionado nessa disciplina, nada mais são do que 
os cálculos das quantidades ou medidas das substâncias envolvidas em uma 
reação química. 
Em uma equação química balanceada observa-se a proporção entre os 
mols das substâncias, baseando-se nos coeficientes estequiométricos 
estudados anteriormente. Dessa maneira, é possível transformar essas 
quantidades em mols para massa, ou volume (no caso de gases). O volume de 
1 mol de qualquer gás ideal nas condições normais de temperatura e pressão 
(CNTP), é de 22,7 L, sendo que se mudarem as condições, é necessário utilizar 
a equação dos gases ideais (MAIA, 2007). 
A massa molar (MM) de cada substância é obtida através de cálculos 
conforme demonstrado no módulo 1, utilizando-se a tabela periódica. Como já 
estudamos as etapas que precisamos para chegar até aqui, vamos aos cálculos 
estequiométricos envolvendo substâncias puras e com rendimento de 100%. 
Exemplo: Com 5,00 g de gás butano, na presença de excesso de 
oxigênio, quantos gramas de gás carbônico serão liberados para o meio 
ambiente? 
 
 
2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2 (g) + 10 H2O(g) 
 
 
Para responder esse tipo de exercício sempre coloque as informações 
dadas pelo problema em baixo das substâncias correspondentes na equação, 
inclusive qual ele quer como resposta, prestando atenção nas unidades 
fornecidas, que devem ser mesmas quando estão do “mesmo lado da equação”, 
isso facilita a visualização das informações para resolver a questão. 
Este exercício podemos fazer de duas maneiras: na primeira iremos 
utilizar a equação do número de mols (n). 
Inicialmente vamos calcular quantos mols (n) de C4H10 há em 5,00 g dessa 
substância: 
A massa molar (MM) do C4H10 é: 12,0 x 4 + 1,01 x 10 = 58,1 g/mol 
Agora substituindo esses valores na equação temos: 
 = 0,0861 mols de C4H10 
A equação balanceada informa que 2 mols de C4H10 produzirão 8 mols de 
CO2, assim através da regra de três podemos fazer a relação a seguir para 
encontrar a quantidade de mols de CO2 em 5,00 g: 
2 mol C4H10 ---------------- 8 mol CO2 
0,0861 mol C4H10 ------------------------- X mol CO2 
 
Agora sabendo que a massa molar do CO2 é: 12,0 + 16,0 x 2 = 44,0 g/mol, 
basta calcular a massa de CO2 liberados para o meio ambiente utilizando 
novamente a equação do número de mols (n): 
 
 
m = 15,1 g de CO2 
 
 
Outra maneira mais rápida de responder esse exercício é realizando uma 
regra de três já de início, que se observarmos na equação química dada 
e os dados que colocamos sob as substâncias, praticamente ela já está 
pronta. Veja: 
2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2 (g) + 10 H2O(g) 
 
 
Se o exercício solicitar a informação em gramas e os dados fornecidos 
também estão expressosem gramas podemos utilizar as informações (em 
gramas) das substâncias mencionadas no exercício da equação, como sendo a 
primeira linha da regra de três e as informações dadas como sendo a segunda 
linha: 
2 C4H10 -------------- 8 CO2 
5,00 g C4H10 ------------- X g CO2 
Os valores que irão na primeira linha são as massas molares de C4H10 e 
de CO2 que podemos calcular utilizando a tabela periódica. Vamos utilizar os 
valores já calculado de MM na primeira resolução desse exercício. 
MM C4H10 = 58,1 g/mol 
MM CO2 = 44,0 g/mol 
Assim, substituímos na regra de três e multiplicamos o coeficiente 
estequiométrico correspondente para cada substância: 
2 x 58,1 C4H10 --------------- 8 x 44,0 CO2 
 5,00 g C4H10 ------------- X g CO2 
Resolvendo essa regra de três teremos o valor em gramas de CO2. 
116,1 -------------- 352,0 
 5,00 -------------- X 
116,1 X = 1760 
X = 1760/116,1 
X = 15,1 g de CO2 
Neste exemplo trabalhamos com cálculos estequiométricos para 
substâncias puras; mais adiante serão estudados as substâncias impuras e com 
um rendimento menor que 100%. 
_______________________________________________________________ 
PERGUNTA: Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1,00 g 
de glicose, C6H12O6? 
C6H12O6 (s) + 6 O2(g) ⟶ 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) 
_______________________________________________________________ 
 Primeiro vamos converter a quantidade de número de mols de C6H12O6 
para gramas e depois faremos em sequência a regra de três: 
Observa-se na equação balanceada as proporções de glicose e água: sendo 
1 mol de C6H12O6 para 6 mol de H2O. 
A massa molar (MM) do C6H12O6 é: 180 g/mol. 
Substituindo esses valores na equação temos: 
 
 
 
1 mol C6H12O6 ---------------- 6 mols H2O ou 
 180 g C6H12O6 --------------------------------- 108g H2O 
Em 1,0 g de C6H12O6 ----------------------- x g de H2O 
X = 0,6 g de H2O são formadas ou liberadas quando 180 g de glicose reagem 
 
______________________________________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Síntese 
Neste capítulo do módulo III, estudamos alguns tipos de 
reações químicas como as de combinação, nas quais dois 
reagentes combinam-se para formar um produto; reações 
de decomposição, em que um único reagente forma dois 
ou mais produtos; e por último as reações de combustão, 
que em presença de oxigênio (chamado de comburente) 
e um combustível (exemplo um hidrocarboneto), reagem 
entre si para formar CO2 e H2O (combustão completa). 
Além disso, estudamos como é possível determinar a 
quantidade de reagentes e produtos envolvidos em uma 
reação química, fazendo uma relação da massa com o 
número de mols. Assim, em um cálculo para se obter a 
resposta em massa, converte-se a quantidade de mols, 
de acordo com os coeficientes dos compostos, e depois 
aplica-se o fator de conversão de mols para massas e faz-
se uma regra de três ou calcula-se a quantidade de mols 
existentes numa certa quantidade de massa e faz-se a 
relação mol a mol. Pratiquem com os exercícios propostos 
que ficará fácil o entendimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3- Cálculo com reagentes impuros, rendimento das reações e cálculos com 
reagente limitante 
 
Até o momento, foi pensado em problemas com reagentes sendo 
substâncias puras, entretanto iremos ver que quando as substâncias não forem 
100 % puras deve-se levar em consideração as impurezas ao fazer os cálculos. 
Além disso, o rendimento da reação pode ser inferior a 100 %. Muitos produtos 
que são vendidos hoje contêm muitas substâncias envolvidas, e a porcentagem 
da quantidade de cada uma delas variam. 
Como por exemplo, a água oxigenada comercialmente disponível em 
supermercados e farmácias é uma solução aquosa cuja concentração de 
peróxido de hidrogênio (H2O2) é normalmente expressa em 
"volumes". Entretanto, esse produto tem apenas 6 % de (H2O2) e não é 100% 
puro. 
Assim, quando for preciso calcular a massa de produto obtido a partir de um 
reagente impuro, temos que primeiro calcular qual é a parte pura da amostra e 
depois efetuar os cálculos com o valor obtido. 
Segue um exemplo para entender como resolvemos esse tipo de exercício: 
 
Exemplo: Qual é a massa de óxido de cálcio (CaO) obtida na decomposição de 
250 g carbonato de cálcio (CaCO3), contendo apenas 80% desse reagente? 
CaCO3 → CaO + CO2 
 
 
 
Como já foi aprendido anteriormente, nesse exercício já terremos as 
massas molares calculadas, mas quando não houver, é necessário calcular. 
Dados: 
MM (CaCO3) = 100 g/mol 
MM(CaO) = 56 g/mol 
MM (CO2) = 44 g/mol 
Primeiramente iremos encontrar através da regra de três quanto de 
carbonato realmente há na amostra que poderá reagir, levando em consideração 
que o exercício informou 80%: 
250 g de CaCO3 -------------- 100 % 
 x -------------- 80 % 
x = 200 g de CaCO3 em 80 % 
Visto que a proporção estequiométrica na equação química balanceada é 
de 1:1, utilizamos a relação da massa molar de CaCO3 com a de óxido de cálcio 
(CaO) para encontrar a massa desse produto a partir dos 200 g de carbonato de 
cálcio: 
100 g CaCO3 ---------------------- 56 g CaO 
200 g CaCO3 ---------------------- y 
y = 112 g de CaO serão produzidos a partir de 200 g de CaCO3 
_______________________________________________________________ 
PERGUNTA: A hematita é um minério de ferro, no qual tem como componente 
principal dessa mistura o óxido férrico (Fe2O3). Quando o minério é processado 
em altas temperaturas, esse óxido reage com monóxido de carbono como na 
equação seguinte: 
 Fe2O3 + 3 O2 ⟶ 3 CO2 + 2 Fe 
Suponha que se faça ocorra uma reação, a partir de 500g de minério 
hematita, e que este minério seja 80 % puro em relação a Fe2O3. Que massa de 
ferro será obtida? 
_______________________________________________________________ 
 Nesse caso não estamos reagindo 500 g de Fe2O3, mas sim apenas 80% 
de 500 g. Assim, faremos os cálculos pensando na quantidade de reagente que 
é puro somente não considerando as impurezas. 
Para descobrir qual a massa de Fe2O3 vai reagir na reação de 90 % de 
pureza fazemos uma regra de três para encontrar a proporção: 
 
500 g de Fe2O3 -------------- 100 % 
 x -------------- 80 % 
x = 400 g de Fe2O3 em 80 % de pureza 
 
Vamos utilizar a equação balanceada para visualizar o dado do problema 
e o que se pede para calcular. 
Fe2O3 + 3 CO ⟶ 2 Fe + 3 CO2 
 
A partir dessa etapa podemos fazer de duas maneiras, mas nesse 
exercício vamos resolver por regra de três desde o início. Como o exercício quer 
a informação em gramas e o valor para o reagente que foi fornecido é em 
gramas, podemos utilizar as massas das substâncias mencionadas no exercício 
da equação para serem a primeira linha da regra de três e as informações dadas 
como sendo a segunda linha: 
1 Fe2O3 -------------- 2 Fe 
400 g Fe2O3 ------------ X g Fe 
Consideramos os valores das massas molares para o reagente Fe2O3 e o 
produto: Dados: MM Fe2O3 = 160 g/mol; MM Fe = 55,8 g/mol. 
Assim, substituímos na regra de três e multiplicamos o coeficiente 
estequiométrico correspondente para cada substância: 
1 * 160 de Fe2O3 --------------- 2 * 55,8 de Fe 
 400 g Fe2O3 ------------- X g Fe 
Resolvendo essa regra de três teremos o valor em gramas de Fe. 
160 de Fe2O3 -------------- 111,6 g de Fe 
 400 g -------------- X g 
160* X = 44640 
X = 279 g de Fe será obtido nessa reação 
__________________________________________________________
_ 
Além dos exercícios e exemplos que envolvem pureza dos reagentes, em 
cálculos estequiométricosestuda-se reações que não tem 100 % de rendimento, 
ou seja, nem tudo o que colocamos para reagir formaram o produto de interesse; 
isso pode ocorrer devido a problemas de purificação do composto desejado, ou 
ainda porque a reação produz mais de um produto além do explicitado pela 
equação química (BRAATHEN, 2011). 
Esse tipo de acontecimento ocorre em processos orgânicos, como por 
exemplo na síntese de ácido acetilsalicílico (C9H8O4), a conhecida aspirina, de 
acordo com a equação química: 
C7H6O3 + C4H6O3⟶ C9H8O4 + CH3COOH 
Vamos supor que 2,00 g de ácido salicílico (C7H6O3) reaja com anidrido 
acético (C4H6O3) em quantidade suficiente para reagir com todo o ácido salicílico. 
Entretanto o rendimento dessa reação é de apenas 85 %. Qual a quantidade de 
aspirina será obtida nestas condições? 
Deve-se esquematizar os dados fornecidos na equação química: 
C7H6O3 + C4H6O3⟶ C9H8O4 + CH3COOH 
 
 
Dados: MM C7H6O3 = 138 g/mol 
MM C9H8O4 = 180 g/mol 
Vamos fazer os cálculos, utilizando a fórmulas de número de mols (n) 
aprendidas anteriormente. 
Assim, para 2,00 g de C7H6O3 teremos: 
 1 mol C7H6O3 --------------------- 1 mol de C9H8O4 ou 
 138 g --------------------------------- 180 g 
 Para 2,0 g -----------------------------x g 
 X = 2,61 g de C9H8O4 ou 0,0145 mols 
Observando a equação, o número de mol de C7H6O3 produz o mesmo 
número de mols de ácido acetil salicílico, sendo 1 mol proporção de 1:1. Assim, 
o valor de n encontrado para C7H6O3 de 0,0145 mol é o mesmo para o produto 
formado de interesse o C9H8O4 (aspirina). 
Portanto, essa é a massa da aspirina que deveria ser obtida com uma reação 
com 100 % de rendimento. 
 
 
Entretanto, como o problema diz que essa reação tem apenas 85 % de 
rendimento, devemos levar em consideração e calcular a massa de aspirina em 
relação a essa porcentagem. 
2,61 g de C9H8O4 ------------------ 100 % 
 X g ------------ 85 % 
X = 2,22 g de C9H8O4 é obtido nessa reação de 85 % de rendimento 
Além desse tipo de cálculo envolvendo pureza relacionada com os reagentes 
e o rendimento envolvendo os produtos, é necessário em muitos casos analisar 
o reagente limitante da reação, ou seja, quando um determinado reagente 
acabar a reação não tem mais a formação de produtos, pois o fator limitante 
realmente limita a quantidade de produtos a serem formados. Já outros 
reagentes são chamados em alguns casos de reagente em excesso. Entretanto, 
como saber qual reagente utilizar para fazer os cálculos, sendo que são 
fornecidos dados sobre os dois reagentes? 
Deve se utilizar o reagente que é limitante e não o que está em excesso. Para 
isso deve-se pensar em unidades utilizando mol. 
Como exemplo, para uma reação que tenha 10 mols de H2 e 7 mols de O2, 
que reagem para formar água a seguinte reação: 2 H2 (g) + O2 (g) ⟶ 2 H2O(g) : 
A proporção de 2 mols de H2 está para 1 mol de O2, sendo assim a quantidade 
de matéria de O2 necessária para reagir com todo o H2 é na proporção de 2 para 
1; quando todo H2 for consumido ainda terá 2 mols de O2, levando-se em 
consideração que, no início haviam 7 mols e depois com a reação 5 mols. Como 
mostra a tabela abaixo, pode-se observar o desenvolvimento da reação até o 
momento em que não há mais o reagente limitante: 
 2 H2 (g) + O2 (g) ⟶ 2 H2O(g) 
Quantidades iniciais 10 mols 7 mols 0 mol 
Mudanças (reação) -10 mols -5 mols + 10 mols 
Quantidades finais 0 mols 2 mols 10 mols 
Fonte: BRONW, 2010. 
Na figura acima é mostrado o consumo total de um reagente limitante em 
uma reação. Sendo que o H2 é completamente consumido, ele é o reagente 
limitante nesse caso. E como o reagente O2 está em excesso uma parte sobra 
no final da reação. 
Como exemplo desse tipo de exercício temos: 
Exemplo: O mais importante no processo comercial para converter N2 do 
ar em de compostos contendo nitrogênio é baseado na reação de N2 e H2 para 
formar (NH3): 
N2 (g) + 3 H2 (g) ⟶ 2 NH3(g) 
Qual a quantidade de matéria de NH3 pode ser formado a partir de 3 mols 
de N2 e 6 mols de H2? 
Como pede a quantidade de NH3 e foi fornecido a quantidade dos 
reagentes, é necessário assumir que um dos reagentes é o limitante para que 
possamos calcular a quantidade necessária do segundo reagente na reação. 
Compara-se depois a quantidade calculada com a quantidade disponível, 
podemos determinar qual reagente é o limitante. 
Resolvendo-se a primeira parte tem-se que a quantidade de matéria de 
H2 necessária para o consumo completo de 3 mols de N2 são 9 mols d H2 
segundo a relação estequiométrica acima. Uma vez que apenas 6 mols de H2 
está disponível, ficaremos sem H2 antes do N2 ter acabado e o H2 será o reagente 
limitante. Agora usamos a quantidade do reagente limitante H2 para calcular a 
quantidade de NH3 produzida nessa reação: 
 
Assim, encontramos a quantidade de mols de NH3 no final da reação 
sendo de 4 mols, e que o reagente H2 é o reagente limitante dessa reação, 
mesmo que no início tenha maior número de mols no começo da reação do que 
o outro reagente. Pois também seu coeficiente estequiométrico é maior. 
 
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PERGUNTA: A partir da equação balanceada abaixo tem-se 20,0 g de H2 para 
reagir com 10,0 g de O2. Qual será a massa produzida de H2O? 
2 H2 + 1 O2 ⟶ 2 H2O 
 
Considerando a massa molar do H2 sendo 1,02 x 2 = 2,02 g/mol, 
calculamos quantos mols temos em 40,0 g de H2: 
 
Para o outro reagente, o oxigênio fazemos da mesma maneira, 
calculamos a quantidade de mols em 10,0 g de O2 utilizando a sua massa molar 
de 16,0 x 2 = 32,0 g/mol: 
Como na reação a proporção é 2 mols de H2 para 1 mol de O2, para reagir 
com 0,3125 mols de O2 são necessários 2 x 0,3125 mols de H2, ou seja, o 
número de mols de H2 necessário para reagir com o O2 disponível é de apenas 
0,625 mol. 
Até o momento encontramos que o reagente em excesso é o H2 devido a 
quantidade de mol encontrada, e que o reagente limitante da reação é o O2. 
Agora é possível fazer os cálculos para solucionar o problema sabendo qual é o 
reagente a ser considerado. 
Assim, como a equação nos informa que 1 mol de O2 pode-se obter 2 
mols de H2O temos que encontrar o número de mols para a H2O baseado nessa 
proporação: 
n H2O = 0,3125 mols x 2 = 0,625 mols de H2O 
Logo com a massa da água sendo de 18,0 g/mol, tem-se: 
18,0 g/mol x 0,625 mol = 11,25 g de H2O 
 
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Síntese 
Nesse capítulo aprendemos a interpretarmos um 
problema através de uma equação química e 
relacionarmos o que é pedido com os dados fornecidos 
pelo exercício, no qual, o conceito de mol pode ser usado 
para calcular as quantidades relativas de reagentes e 
produtos envolvidos na reação química. Para calcular o 
número de gramas de um produto a partir do número de 
gramas de reagente, primeiro convertemos gramas de 
reagente para mols de reagente. Depois, usamos o 
coeficiente estequiométrico da equação balanceada para 
converter a quantidade de matéria dos reagentes em mols 
de produto. Por último, convertemos mols de produtos em 
gramas de produto novamente. Além disso, quando uma 
reação não contém reagentes puros é necessário realizar 
os cálculos para encontrar a quantidade de produto obtido 
com a quantidade de reagente puro não considerando as 
impurezas. Muitas reações não são realizadas com 100 
% de rendimento em relação aos produtos formados, e 
outras tem a quantidade de reagentes limitados, fazendo 
com que os cálculos estequiométricos sejam alterados e 
recalculadosbaseando-se na situação do problema e da 
reação envolvida. 
 
 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Questionando a vida moderna 
 e o ambiente. 3 ed. São Paulo: Bookman, 2007. 
BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, J.E. Química, a Ciência Central. 
 10 Ed.. São Paulo: Pearson, Prentice Hall, 2010. 
MAHAN, B.M.; MYERS, R.D. Química, um curso universitário. 4 Ed. São 
 
 Paulo: Edgard Blucher, 2009.