Conceitos Básicos sobre Estequiometria

Prévia do material em texto

Química Geral 
e Experimental I
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Me. Marina Garcia Resende Braga
Revisão Textual:
Prof.ª Me. Luciene Santos
Conceitos Básicos sobre Estequiometria
• Introdução;
• Estequiometria – Conceitos Importantes;
• Reações Químicas.
 · Apresentar os conceitos básicos sobre estequiometria, reações quími-
cas, reagente limitante e rendimento de uma reação.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você 
também encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Introdução
Você já parou para pensar como podemos obter o sal de cozinha por meio de 
reações químicas? Uma das maneiras é a reação entre hidróxido de sódio (NaOH) 
e ácido clorídrico (HCl), que formará o cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha) 
e também água (H2O). E como escrever essa reação química no papel? Qual 
simbologia usar?
Nesta unidade, aprenderemos a escrever uma reação química, o que significam 
seus termos, alguns tipos de reação, conceitos básicos sobre estequiometria e fór-
mulas e números importantes que você deve saber para entender bem a estrutura 
de uma reação. Vamos lá?
Estequiometria – Conceitos Importantes
Antes de estudarmos a estrutura da reação química em si, vamos relembrar 
alguns conceitos já estudados anteriormente que serão de extrema importância 
para o bom entendimento desta unidade.
Você se lembra da massa atômica? Esta pode ser obtida na Tabela Periódica, 
para qualquer elemento químico, sua unidade é “u”. Veja abaixo alguns exemplos 
de massa atômica de alguns elementos (Ma = massa atômica):
• Ma (Cl) = 35,5 u
• Ma (Na) = 23 u
• Ma (H) = 1 u
• Ma (O) = 16 u
Importante!
Se você consultar a Tabela Periódica, verá que o sódio (Na), por exemplo, possui massa 
atômica igual a 22,990. No exemplo acima, no entanto, este valor foi considerado igual 
a 23. Isso se deve a uma aproximação realizada para simplificar os resultados obtidos 
durante os cálculos estequiométricos. Nesta unidade, consideraremos uma aproximação 
de uma casa após a vírgula, por isso o 22,990 transformou-se em 23 (ou 23,0; cujo 0, 
neste caso, pode ser omitido). Para saber mais sobre análise dimensional, incerteza de 
medidas e algarismos significativos, você pode consultar o Capítulo 1 do livro de Fiorotto 
(2014) ou o Capítulo 1 do livro de Rosenberg et al. (2013), este último disponível na 
biblioteca virtual da Universidade.
Importante!
8
9
Porém, também sabemos que os átomos dos elementos se ligam uns aos ou-
tros, formando moléculas. A massa molecular é a grandeza que mede a massa de 
cada uma dessas moléculas (massa fórmula, no caso de componentes iônicos), 
e consiste no somatório das massas atômicas dos elementos que as constituem. 
Sua unidade também é “u”. Como forma de simplificação, utilizaremos a nomen-
clatura massa molecular também para compostos iônicos nesta unidade, mas 
é importante que você saiba que se trata apenas de uma simplificação, e a for-
ma correta para compostos iônicos é massa fórmula. Veja os exemplos abaixo 
(MM = massa molecular):
• MM (HCl): 1 + 35,5 = 36,5 u
• MM (NaOH): 23 + 1 + 16 = 40 u
• MM (H2O): 1 x 2 + 16 = 18 u
• MM (NaCl): 23 + 35,5 = 58,5 u
Outra grandeza muito importante e presente em cálculos estequiométricos 
é a massa molar. A massa molar de uma substância pode ser calculada da se-
guinte forma:
M
m
nmolar
=
Em que Mmolar é a massa molar da substância (g/mol), m é a massa da amostra 
(em g, kg, etc.) e n é a quantidade de matéria nela contida (em mol).
Quando se trata de cálculos estequiométricos, é preferível que seja utilizada a 
massa molar da entidade química. Segundo Fiorotto (2014, p. 33), “para se obter 
a massa molar de uma determinada substância, basta associar a unidade g/mol aos 
valores de massa atômica ou massa molecular”. Vamos ver como isso é feito no 
exemplo abaixo:
• Mmolar (HCl) = 36,5 g/mol
• Mmolar (NaOH) = 40 g/mol
• Mmolar (H2O) = 18 g/mol
• Mmolar (NaCl) = 58,5 g/mol
O conceito de quantidade de matéria está ligado também à chamada constante 
de Avogadro. Esse valor, que é igual a 6,02 x 1023, representa a quantidade de 
matéria contida em 1 mol de determinada substância. Por exemplo, 1 mol de HCl 
possui 6,02 x 1023 moléculas de HCl, assim como 1 mol de Na possui 6,02 x 1023 
átomos de Na e um mol de ervilhas possui 6,02 x 1023 ervilhas (RUSSELL, 1994; 
FIOROTTO, 2014). 
9
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Agora, vamos treinar um pouco o que aprendemos até o momento? Adiante!
______________________________________________________________________
Exercício resolvido 1 – Calcule as massas moleculares das seguintes substâncias: HCl, 
H2SO4, Mg(OH)2, CH4 e NaOH.
Solução:
Antes de calcular a massa molecular de cada substância, você deverá consultar a Tabela 
Periódica para encontrar a massa atômica dos elementos formadores de cada uma delas. 
Você encontrará as seguintes informações:
• Ma (H) = 1 u; Ma (Cl) = 35,5 u; Ma (S) = 32 u; Ma (O) = 16 u; Ma (Mg) = 24,3 u; 
Ma (C) = 12 u; Ma (Na) = 23 u.
Após a consulta, basta somar as massas atômicas de cada substância, de acordo com os 
átomos de elementos que as compõem, como se segue:
• MM (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 u
• MM (H2SO4) = 1 x 2 + 32 + 16 x 4 = 98 u (Note que, neste caso, o ácido 
H2SO4 é formado por 2 átomos de H, 1 de S e 4 de O. Portanto, para obter 
sua massa molecular, temos que levar isso em conta e multiplicar a quantidade 
de átomos de cada elemento por sua massa atômica correspondente. Devemos 
fazer isso para todas as substâncias, não se esqueça!)
• MM (Mg (OH)2) = 24,3 + 2 x (16 + 1) = 58,3 u (Quando algum elemento estiver 
entre parênteses, devemos multiplicá-lo pela quantidade correspondente, no 
caso, 2. Neste caso, dois elementos estavam entre parênteses, logo, ambos 
serão multiplicados por 2. Esse número poderia ser 2, 3, 4, etc.)
• MM (CH4) = 12 + 1 x 4 = 16 u
• MM (NaOH) = 23 + 1 + 16 = 40 u
______________________________________________________________________
Exercício resolvido 2 – Calcule as massas molares das seguintes substâncias: HCl, H2SO4, 
Mg(OH)2, CH4 e NaOH.
Solução:
Como já calculamos as massas moleculares destas substâncias no exercício anterior, e 
considerandoque a massa molar de uma substância basta associar a unidade g/mol a seus 
respectivos valores de massa atômica ou molecular, teremos as seguintes massas molares:
• Mmolar (HCl) = 36,5 g/mol
• Mmolar (H2SO4) = 98 g/mol
• Mmolar (Mg(OH)2) = 58,3 g/mol
• Mmolar (CH4) = 16 g/mol
• Mmolar (NaOH) = 40 g/mol
10
11
______________________________________________________________________
Exercício resolvido 3 - Calcule a quantidade de matéria e de moléculas presente em 
64 g de CH4.
Solução:
Bom, primeiramente, vamos pensar na quantidade de matéria presente na amostra. 
Você deve calcular a massa molecular do CH4, que, de acordo com os exercícios resol-
vidos anteriormente, é igual a 16 u.
O segundo passo é associar a massa molecular desta substância à sua massa molar:
• Mmolar (CH4) = 16 g/mol
Com a massa molar da substância em mente, é possível descobrir a quantidade de 
matéria presente na mesma, através da fórmula apresentada na Equação 1:
 M
m
nmolar
= (1)
Neste caso, tem-se que a massa molar da substância é igual a 16 g/mol e a massa de 
substância na amostra é igual a 64 g. Substituindo os valores na Equação 1, teremos:
16
64
=
n
16 × n = 64 × 1
16n = 64
n =
64
16
n=4
Logo, 64 g de CH4 contêm 4 mols de CH4.
Agora, com a quantidade de matéria em mente (4 mols), podemos calcular a 
quantidade de moléculas de CH4 nesta amostra. Sabe-se que, em 1 mol de CH4, te-
mos 6,02 x 1023 moléculas de CH4. Quantas moléculas teremos, então, em 4 mols? 
Para resolver este problema, basta fazer uma simples regra de três:
• 1 mol ----- 6,02 x 1023 moléculas de CH4
• 4 mols ----- x moléculas de CH4
Solucionando a regra de três, por meio da multiplicação de 6,02 x 1023 por 4 e 
consequente divisão do resultado por 1, obteremos 24,08 x 1023 (que também pode ser 
escrito como 2,4 x 1024) moléculas de CH4.
______________________________________________________________________
Agora, aprenderemos um pouco mais sobre as reações químicas. Vamos lá?
11
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Reações Químicas
De acordo com Paula (2017):
“as reações químicas são transformações que envolvem alterações, que-
bra e/ou formação, nas ligações entre partículas (átomos, moléculas ou 
íons) da matéria, resultando na formação de nova substância com proprie-
dades diferentes da anterior. Algumas evidências da ocorrência de uma 
reação química são mudança de cor, liberação de calor ou luz, formação 
de uma substância volátil, formação de um gás, entre outros.”
O estudo das reações químicas é extremamente importante. A partir de agora, 
faremos um estudo básico sobre reações químicas, pois existe muita informação 
sobre este tema. Procure sempre pesquisar e saber mais sobre as reações químicas, 
é extremamente interessante!
Equações Químicas
Você se lembra da reação que mencionamos na introdução desta unidade? 
Trata-se da reação entre hidróxido de sódio (NaOH) e ácido clorídrico (HCl), o que 
resulta em cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O). Podemos representar essa reação 
da seguinte forma simplificada:
1NaOH + 1HCI 1NaCI + 1H2O
Primeiramente, devemos ter em mente a fórmula molecular de todos os 
componentes que participam da reação (NaOH, HCl, NaCl e H2O). Agora, observe 
as substâncias em verde. Elas são os reagentes (NaOH e HCl, neste caso) da reação 
química e encontram-se à esquerda da reação. São as substâncias que reagem 
entre si para se transformarem em produtos. Os produtos da reação encontram-se 
à direita da reação, em azul (NaCl e H2O, neste caso).
Observe, agora, a seta que aponta para a direita, em direção aos produtos. Isso 
significa que a reação é irreversível, ou seja, desde que não haja interferência de 
agentes externos, ao atingir o equilíbrio, o sistema não volta a seu estado inicial. 
Quando temos uma reação reversível, o símbolo é ↔ e indica que, ao mesmo 
tempo que os reagentes estão se transformando em produtos, os produtos também 
se transformam em reagentes.
Observe, agora, os números em vermelho que estão do lado esquerdo de cada 
substância. Eles são os coeficientes da reação, e representam a proporção entre 
as substâncias que participam da reação. Por exemplo, na reação em questão, 
temos uma proporção de 1:1:1:1, ou seja, a reação entre uma molécula de NaOH 
e uma molécula de HCl, formará uma molécula de NaCl e uma de água. Já que 
estamos falando de proporções, aproveitemos para estudar duas leis importantes 
que regem as reações químicas: a lei de Lavoisier e a lei de Proust.
12
13
A lei de Lavoisier, também conhecida como lei de conservação das massas, afir-
ma que “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Na prática, 
isso significa que, supondo que uma reação ocorra em um sistema fechado seja 
irreversível e possua um rendimento igual a 100%, a soma da massa dos reagentes 
é sempre igual à soma da massa dos produtos.
A lei de Proust, por outro lado, também conhecida como a lei das proporções 
constantes, afirma que “a proporção em massa das substâncias que reagem e 
que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável” (FOGAÇA, 2017). 
As leis de Proust e Lavoisier são chamadas de leis ponderais, pois relacionam-se 
às massas dos elementos químicos.
Outros símbolos que podem aparecer em uma reação química são os seguintes:
∆ - calor – a letra grega delta, quando está acima da seta que indica a reversibilidade da 
reação, indica que houve aquecimento durante a reação.
cat – catalisador – quando observar essa abreviação acima da seta em uma equação 
química, signifi ca que a reação ocorreu na presença de um catalisador.
Subscritos (s), (l), (g), (aq) – aparecem logo à direita das substâncias químicas pre-
sentes na reação, indicando que as substâncias podem estar sólidas, líquidas, gasosas ou 
aquosas, respectivamente. 
Ex
pl
or
Vamos conhecer, agora, os principais tipos de reações químicas.
Tipos de Reações
Existem quatro principais tipos de reações químicas, que são os seguintes:
• Reações de síntese ou adição: neste tipo de reação, duas ou mais substân-
cias reagem entre si para formar uma nova substância. De forma geral, ocorre 
o seguinte:
A + B → C
Observe os exemplos abaixo:
C + O2 → CO2
HCl + NH3 → NH4Cl
• Reações de decomposição ou análise: neste tipo de reação, ocorre o con-
trário do que acontece na reação de síntese. Neste caso, uma substância se 
decompõe em duas ou mais. A reação pode ser da forma:
AB → A + B
Exemplos:
2H2O → 2H2 + O2
CaCO3 → CaO + CO2
13
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
• Reações de simples troca ou deslocamento: neste tipo de reação, temos uma 
substância simples (formada por um único elemento químico) e um composto 
(formado por dois elementos químicos diferentes) como reagentes e resultam 
em uma nova substância simples e outra composta. De forma genérica, temos:
A + BC → AB + C ou A + BC → AC + B
Exemplo:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
• Reações de dupla troca: neste caso, a reação ocorre entre duas substâncias 
compostas, que, ao reagirem trocam seus elementos, formando novas subs-
tâncias compostas. Em geral, seguem a fórmula:
AB + CD → AC + BD ou AB + CD → AD + BC
Você se lembra da reação que estávamos estudando no início da unidade? É a 
reação entre hidróxido de sódio (NaOH) e ácido clorídrico (HCl), formando sal 
de cozinha (NaCl) mais água (H2O). Esta é uma reação de dupla troca.
Importante!
Agora você já conhece os principais tipos de reações químicas. Porém, para que haja 
uma reação, não basta apenas escolher duas substâncias ao acaso e esperar que reajam. 
Vários fatores influenciam para que ocorra uma reação química: temperatura, pressão, 
reatividade dos elementos, eletricidade, entre outros. Esteja atento!
Importante!
Balanceamento de Equações Químicas
Já aprendemos duas importantes leis relacionadas às reações químicas. A lei 
de Lavoisier, que trata da conservação da massa, será importante para que você 
entenda o balanceamento de equações químicas. Mas, afinal, o que significa balan-
cear uma equação?Vamos começar a explicação com um exemplo. Observe a reação química a seguir:
Mg + HCl → MgCl2 + H2
Antes de balancear a reação, vamos praticar o que aprendemos até o momento? 
Como pode ser classificada a reação acima: reação de síntese, decomposição, 
simples troca ou dupla troca? Pense um pouco... A reação é de simples troca, 
pois uma substância simples (Mg) reagiu com uma substância composta (HCl) e 
formaram uma nova substância simples (H2) e uma nova composta (MgCl2). Fácil, 
não é mesmo?
14
15
Bem, continuando a explicação, observe com atenção os dois lados da reação. 
Do lado dos reagentes, temos um átomo de Mg e uma molécula de HCl (formada 
por um átomo de H e um de Cl). Do lado dos produtos, temos uma molécula de H2 
(dois átomos de H) e o composto MgCl2 (formado por um átomo de Mg e dois de 
Cl). Observe que, neste caso, a quantidade de átomos de Cl e H nos reagentes não 
é a mesma dos produtos. Veja no quadro abaixo:
Elemento Quantidade de átomos nos reagentes Quantidade de átomos nos produtos
Cl 1 2
Mg 1 1
H 1 2
Quando isso ocorre, dizemos que a equação não está balanceada, pois a quanti-
dade de átomos de cada elemento deve ser a mesma nos produtos e nos reagentes, 
caso contrário, há uma violação na lei de conservação das massas. Para corrigir 
isso, precisamos balancear a equação. Existem várias formas de fazê-lo, no entan-
to, nesta unidade, focaremos apenas no método de tentativa.
Os coeficientes dessa equação química são, por enquanto, todos iguais a 1. 
Vamos começar com o hidrogênio. Para que haja 2 átomos de hidrogênio nos 
produtos, devem haver 2 átomos de hidrogênio nos reagentes também. Logo, 
vamos colocar um coeficiente igual a dois ao lado do HCl, como segue:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
Agora, vamos verificar a quantidade de átomos em ambos os lados da equação 
novamente:
Elemento Quantidade de átomos nos reagentes Quantidade de átomos nos produtos
Cl 2 2
Mg 1 1
H 2 2
Observe que, apenas com a adição de um coeficiente igual a dois ao HCl, 
conseguimos balancear a equação. Este é um exemplo simples, certas reações 
podem ter o balanceamento bem mais complicado.
Para saber mais sobre o método de tentativa, acesse o seguinte link: https://goo.gl/xfH2ty
Ex
pl
or
Importante!
O balanceamento de equações químicas é essencial para qualquer tipo de cálculo 
estequiométrico. Por isso, antes de iniciar seus cálculos, verifi que se a reação está 
balanceada.
Importante!
15
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
______________________________________________________________________
Exercício resolvido 4 – Realize o balanceamento da seguinte reação química:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
Solução:
Este caso é um pouco mais complicado do que o exemplo apresentado anteriormente. 
Geralmente, deixamos o oxigênio por último, e nos concentramos nos átomos que 
aparecem em maior quantidade na reação. Vamos avaliar através do quadro a seguir:
Elemento Quantidade de átomos nos reagentes Quantidade de átomos nos produtos
C 2 1
H 6 2
O 3 3
Vamos tentar balancear o hidrogênio, primeiramente. Para que sejam formados 6 áto-
mos de H no produto, basta adicionar o coeficiente 3 à H2O, pois, multiplicado por 2, 
dará 6. Vamos lá:
C2H6O + O2 → CO2 + 3H2O
A situação atual de átomos é a seguinte:
Elemento Quantidade de átomos nos reagentes Quantidade de átomos nos produtos
C 2 1
H 6 6
O 3 5
Note que, ao balancearmos o H, houve um problema com o oxigênio. A quantidade 
de átomos do mesmo não ficou balanceada. Mas, como dito no começo, deixemos 
o oxigênio por último e nos concentremos no carbono. Para que a equação fique 
balanceada, basta adicionarmos o coeficiente 2 ao CO2. Vamos ver como fica:
C2H6O + O2 → 2CO2 + 3H2O
A nova situação de átomos é a seguinte:
Elemento Quantidade de átomos nos reagentes Quantidade de átomos nos produtos
C 2 2
H 6 6
O 3 7
Observe que, H e C estão balanceados. Agora, basta balancear o oxigênio. Há 
7 átomos de O nos produtos e para que haja a mesma quantidade nos reagentes, 
devemos colocar o coeficiente 3 no O2, pois, ao ser multiplicado por 2, dará 6, 
mais o átomo presente em C2H6O, teremos 7 átomos nos reagentes. Veja:
16
17
C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Por fim, temos:
Elemento Quantidade de átomos nos reagentes Quantidade de átomos nos produtos
C 2 2
H 6 6
O 7 7
Uma dica para não perder muito tempo no balanceamento é deixar o balancea-
mento do oxigênio por último. Geralmente é de grande ajuda.
______________________________________________________________________
Reagente Limitante e Reagente em Excesso
Para entender bem o conceito de reagente limitante e reagente em excesso, 
você deve ter em mente tudo o que estudamos até agora nesta unidade. Vamos lá?
Imagine, em uma cozinha, há cinco pessoas e quatro maçãs. Suponha que 
cada pessoa queira comer uma maçã. Neste caso, o número de maçãs limita a 
quantidade de pessoas, sendo que estas estão em excesso. Isso também ocorre 
nas reações químicas. Vamos usar, como exemplo, a reação química que estamos 
estudando deste o início da unidade:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Suponhamos que temos 90 g de NaOH e 73 g de HCl e consideremos a reação 
irreversível. Sabendo dessas informações, podemos calcular a quantidade de 
NaCl formado e também a de H2O. Mas, antes, temos de seguir algumas etapas. 
Primeiramente, a equação está balanceada? Já vimos anteriormente nesta unidade 
que sim, logo, podemos passar para o próximo passo.
A próxima etapa é o cálculo da massa molar de todos as substâncias contidas 
na reação. Vimos que tais massas molares são iguais a 40 g/mol (NaOH), 36,5 g/
mol (HCl), 58,5 g/mol (NaCl) e 18 g/mol (H2O). A partir daí, podemos calcular a 
quantos mols equivalem as massas dadas no início do exemplo.
Se temos 90 g de NaOH, logo:
M
m
n n
n n molsmolar = → = → = → = =40
90
40 90
90
40
2 25, �
Se temos 73 g de HCl, logo:
M
m
n n
n n molsmolar = → = → = → = =36 5
73
36 5 73
73
36 5
2, ,
,
�
17
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Sabendo o número de mols e considerando a lei das proporções constantes, 
podemos verificar qual reagente é limitante e qual está em excesso. Sabemos que 
a proporção desta reação é 1:1:1:1. Logo, um mol de HCl e um mol de NaOH 
devem formar um mol de NaCl mais um mol de água. Por consequência, dois 
mols de cada reagente deveriam formar dois mols de cada produto e assim por 
diante. Observe:
1
1
2
2
3
3
4
4
5
5
1= = = = =…= = →
n
n
proporçãoconstante�
Então, dois mols de HCl deveriam reagir com dois mols de HCl. No entanto, 
em nosso exemplo, temos 2,25 mols de NaOH e 2 mols de HCl. Logo, podemos 
concluir que o NaOH está em excesso e, consequentemente, o HCl é o reagente 
limitante. Portanto, podemos concluir que:
• Reagente limitante é o responsável por limitar a quantidade de produto em 
uma reação química. Após ser totalmente consumido, não há mais formação 
de produto, mesmo que hajam outros reagentes.
• Os outros reagentes que não foram completamente consumidos durante a 
reação são chamados de reagentes em excesso.
Após a etapa de determinação dos reagentes limitante e em excesso, podemos 
prosseguir com o exemplo e calcular a quantidade de NaCl e H2O formados ao final 
da reação. Para tanto, devemos sempre considerar a quantidade de reagente 
limitante em nossos cálculos. Se temos 2 mols de HCl, teremos também 2 mols 
de NaCl e 2 mols de H2O. Logo:
M
m
n
m
gde NaClmolar = → = → × =58 5 2
58 5 2 117, , � �
M
m
n
m
gdeH Omolar = → = → × =18 2
18 2 36 2� �
Vamos verificar agora se a reação obedece a lei de conservação das massas:
Quantidade de massa nos reagentes = 90 + 73 = 163g
Quantidade de massa nos produtos = 117 + 36 = 153g
Observe que o resultado não é o mesmo para reagentes e produtos. No entanto, 
devemos nos lembrar que temos que considerar também o que não reagiu na soma 
dos produtos para obedecer a lei de Lavoisier. Se reagiram apenas 2 mols de 
NaOH, sobraram 0,25 mol (2,25-2=0,25). Qual a massa de NaOH equivalente a 
0,25 mol?
M
m
n
m
gde NaOHmolar = → = → × =400 25
40 0 25 10
,
, � �
18
19
Portanto, temos:
Reagentes → 90 g de NaOH + 73 g de HCl = 163g
Produtos → 117 g de NaCl + 36 g de H2O + 10g de NaOH não reagido = 163g
______________________________________________________________________
Exercício resolvido 5 – (UFF-RJ) Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte 
reação balanceada:
CaO(s) + 2NH4Cl(s) → 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)
Se 112,0 g de óxido de cálcio e 224,0 g de cloreto de amônia forem misturados, então 
a quantidade máxima, em gramas, de amônia produzida será, aproximadamente: 
Dados: massas moleculares - CaO = 56 g/mol; NH4Cℓ = 53 g/mol; NH3 = 17 g /mol
a) 68,0 
b) 34,0 
c) 71,0 
d) 36,0 
e) 32,0
Solução:
Como a equação já está balanceada e conhecemos as massas molares dos compostos 
envolvidos, podemos passar para as próximas etapas de resolução. Vamos calcular 
quantos mols de CaO e NH4Cl estão contidos nessa amostra.
M
m
n n
n n molsdeCaOmolar = → = → = → = =56
112
56 112
112
56
2� � �
M
m
n n
n n molsde NH Clmolar = → = → = → = =53
224
53 224
224
53
4 22 4, � � �
Para determinar qual substância é o reagente limitante, vamos observar a proporção dos 
coeficientes na reação. Um mol de CaO está para 2 mols de NH4Cl, na proporção de 
1:2. Logo, 2 mols de CaO deveriam reagir com 4 mols de NH4Cl. Porém, no exercício, 
temos 4,22 mols. Daí podemos concluir que o CaO é o reagente limitante e o NH4Cl é 
o reagente em excesso. Então, devemos usar o CaO como nossa base de cálculo.
A proporção de CaO para amônia é de 1:2. Logo, se temos 2 mols de CaO, serão 
formados 4 mols de NH3. Logo:
M
m
n
m
gde NHmolar = → = → × =17 4
17 4 68 3�� �
Portanto, a resposta é a letra “A”, 68 g de amônia (NH3).
______________________________________________________________________
19
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Agora, vamos aprender outro conceito importante do cálculo estequiométrico: 
rendimento de uma reação.
Cálculo do Rendimento de uma Reação Química
Na maioria das vezes, na prática, principalmente em indústrias químicas, os 
reagentes não são completamente convertidos em produtos. Isso pode acontecer 
por diversos fatores: reações reversíveis, ocorrência de reações intermediárias 
(formando produtos indesejáveis), entre outros motivos. O rendimento de uma 
reação química (η) é dado por:
η =
( )produtoreal emmols g etc
produto teórico emmols g
� � � ,�,�
� � � ,�,,�etc( )
Vamos continuar usando como exemplo nossa reação de formação do sal de 
cozinha. Suponhamos, agora, que 90 g de NaOH e 73 g de HCl formaram 100 g 
de NaCl. Neste caso, qual seria o rendimento da reação?
Aproveitando nossos cálculos anteriores, sabemos que, teoricamente, nessas 
condições, 117 g de NaCl seriam formados. No entanto, efetivamente, só se 
formaram 100 g. Logo:
η = ≅ =
100
117
0 85 85
�
�
, %
g
g
Portanto, podemos concluir que, neste caso, o rendimento da reação foi de, 
aproximadamente, 85%.
______________________________________________________________________
Exercício resolvido 6 – (MATOS, 2013 – adaptado) O tratamento de hidróxido de cálcio 
(Ca(OH)2) com excesso de ácido sulfúrico (H2SO4) leva à formação de sulfato de cálcio 
(CaSO4) e água (H2O). Qual a massa de sulfato que será obtida quando se usa 21 g de 
Ca(OH)2 supondo reação completa? Se o rendimento da reação for igual a 90%, qual 
será a nova massa de sulfato que será obtida?
Dada a reação balanceada:
Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O
Solução:
Em primeiro lugar, temos que verificar se a equação está balanceada. Como ela foi dada 
no enunciado, passemos para a próxima etapa, que é a obtenção das massas molares 
das substâncias envolvidas na reação, que são as seguintes:
• Mmolar (Ca(OH)2) – 74 g/mol
• Mmolar (H2SO4) – 94 g/mol
20
21
• Mmolar (CaSO4) – 136 g/mol
• Mmolar (H2O) – 18 g/mol
A próxima etapa seria descobrir os reagentes limitante e em excesso. Como já foi falado 
que o ácido sulfúrico está em excesso, sabemos que o regente limitante é o Ca(OH)2. 
Portanto, vamos usá-lo como base em nossa resolução.
Neste caso, a massa da amostra de Ca(OH)2 é igual a 21 g. Vamos descobrir quantos 
mols há nessa amostra:
M
m
n n
n n molsmolar = → = → = → = =74
21
74 21
21
74
0 283, �
Sabemos que 1 mol de Ca(OH)2 formará 1 mol de CaSO4, na proporção de 1:1. No 
caso, 0,28 mols de Ca(OH)2 formarão, então, 0,28 mols de CaSO4. Agora, basta 
descobrirmos a massa de sulfato de cálcio contida em 0,28 mols. Logo:
M
m
n
m
gdeCaSOmolar = → = → × ≅136 0 28
136 0 283 38 5 4,
, , �� �
Agora, passemos para a segunda parte do exercício. Se o rendimento for igual 
a 90%, temos:
η =
( )produtoreal emmols g etc
produto teórico emmols g
� � � ,�,�
� � � ,�,,�etc( )
0 90
38 5
,
� �
,
=
produtoreal
produto real = 0,90 × 38,5 = 34,65 g de CaSO4
Exercício resolvido 7 – (Vunesp – SP - adaptada) São colocadas para reagir entre si 
as massas de 1,00 g de sódio metálico e 1,00 g de cloro gasoso. Considere que o 
rendimento da reação é 100%. São dadas as massas molares, em g/mol: Na = 23,0 e 
Cl = 35,5 e a reação:
2Na + Cl2 → 2NaCl
A afirmação correta é:
a) Há excesso de 0,153 g de sódio metálico.
b) Há excesso de 0,352 g de sódio metálico.
c) Há excesso de 0,282 g de cloro gasoso.
d) Há excesso de 0,153 g de cloro gasoso.
e) Nenhum dos dois elementos está em excesso.
21
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Solução:
Note que a reação já está balanceada e as massas molares das substâncias já são 
conhecidas. Logo, podemos partir para as próximas etapas de resolução. Dessa vez, 
vamos resolver o exercício de uma outra forma, por meio de regras de três, ao invés de 
utilizar a fórmula para o cálculo da massa molar.
A proporção estequiométrica é 2:1:2. Logo, você já sabe que 2 mols de Na reagindo 
com 1 mol de Cl2, considerando um rendimento igual a 100%, formar-se-ão 2 mols de 
NaCl. Vamos descobrir quantos mols de cada substância estão contidos na amostra:
1 mol de Na ------- 23,0 g
 2 mols de Na ------- w
Fazendo a regra de três, temos:
w = 46 g de Na
Para descobrir a quantidade de matéria:
2 mols de Na ------- 46,0 g
z mols de Na -------- 1 g
46z = 2 x 1
z = 2/46
z = 0,04347 mols de Na
Para o cloro, temos:
1 mol de Cl2 ------- 71 g
 y mol de Cl2 ------- 1 g
Fazendo a regra de três, temos:
71y = 1
y = 1/71
y = 0,01408 mols de Cl
Se a proporção é de 2:1, se tivermos 0,04347 mols de Na, deveríamos ter 0,02173 
mols de Cl. A partir destes cálculos, podemos concluir que o Cl é o reagente limitante e 
o Na está em excesso. Mas, quanto em excesso?
Se o Cl é o reagente limitante, ele é a base de nossos cálculos. Então, se temos 0,01408 
mols de Cl, deveríamos ter 0,02816 mols de Na, de acordo com a proporção. Logo, 
para saber quantos mols de Na estão em excesso, basta subtrair o real (0,04347) do 
teórico (0,02816):
0,04347 – 0,02816 = 0,01531
22
23
Para descobrir quantos gramas há em 0,01531 mols de Na, basta fazer outra regra de três:
0,01531 mol de Na --------- b
1 mol de Na ------------------ 23 g
b = 23 x 0,01531
b = 0,3521 g
Logo, há 0,352 g de Na em excesso. Resposta certa: letra B.
Note que, nesta abordagem, utilizamos números muito pequenos. Logo, qualquer 
aproximação pode comprometer o resultado. Por isso, vamos pensar em uma abordagem 
diferente para resolução. Observe:
2Na + Cl2 → 2NaCl
2 mols de Na --------- 1 mol de Cl2
46 g --------------------------- 71 g
1 g ------------------------------ 1 g
A proporção correta é 2:1 (em mols). No entanto, se considerarmos as massas, teremos:
massade Na
massadeCl
� �
� �
,
2
46
71
0 648= =
Em massa, a proporção é 46:71 ou 0,648. Se considerarmos as massas da amostra, a 
proporção será 1:1 ou 1. Observe:
massa�de�Na�na�amostra
massa�de�Cl na�amostra2
= =
1
1
1
Se a razão da amostra está maior do que a teórica, significa que o reagente que está no 
numerador está em excesso. Se o valor fosse menor que a razão teórica, o reagente do 
denominador estaria em excesso. Neste caso, vemos que o Na está em excesso. Então, 
faremos nossascontas com base no Cl2.
46 g de Na ------------ 71 g de Cl2
x g de Na ----------- 1 g de Cl2
x = 46/71
x = 0,648 g (teoricamente, para 1 g de Cl2, 0,648 g de Na reagem).
Logo, para descobrir o excesso devemos subtrair a massa de Na da amostra com a 
massa de Na que reage com o Cl2:
1 – 0,648 = 0,352 g de Na estão em excesso.
23
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Importante!
Considerando os coeficientes estequiométricos, teremos a proporção em mols. Para 
ter a proporção estequiométrica em massa, você deve descobrir a massa referente à 
quantidade de mols dos coeficientes. Observe a seguinte equação, por exemplo:
2H2 + O2 → 2H2O
Importante!
A proporção, em mols, dessa reação é 2:1. E sabemos que:
1 mol de H2 --------- 2 g
2 mols de H2 ---------- x = 4 g
1 mol de O2 ---------- 32 g
Então, a proporção em massa será 4:32 ou 1:8.
É importante não confundir esses conceitos!
______________________________________________________________________
24
25
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Leitura
Estequiometria – Reagente em Excesso
https://goo.gl/79FSL2
Reagente em excesso e Reagente Limitante
https://goo.gl/tLcCM5
Exercícios sobre Rendimento de uma Reação
https://goo.gl/BjQG86
Tipos de Reações Químicas
https://goo.gl/7vzW3M
25
UNIDADE Conceitos Básicos sobre Estequiometria
Referências
FIOROTTO, N. R. Química: Estrutura e estequiometria. 1ª. ed. São Paulo - SP: 
Érica, 2014. 120 p.
FOGAÇA, J. R. V. Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes. Brasil 
Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/lei-proust-ou-lei-
das-proporcoes-constantes.htm>. Acesso em 24 de outubro de 2017.
MATOS, R. M. Noções básicas de cálculo estequiométrico. Campinas - SP: 
Átomo, 2013. 104 p.
PAULA, C. S. de. Reações químicas. Disponível em: <http://educacao.globo.
com/quimica/assunto/materiais-e-suas-propriedades/reacoes-quimicas.html>. 
Acesso em: 02 nov. 2017.
ROSENBERG, J. L.; EPSTEIN, L. M.; KRIEGER, P. J. Química Geral. 9. ed. 
Porto Alegre - RS: Bookman, 2013. 377 p.
RUSSELL, J. B. Química Geral. 2. ed. v.1. São Paulo: Makron Books, 1994.
26