Apostila PAMQ_estequiometria-1

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CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA – III módulo 
 
 
PAMQ Prática de Análise Mineral Quantitativa 
 Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
2 Estequiometria - PAMQ 
Fórmulas Químicas 
 
Quando um químico se depara com um material desconhecido, pode se 
utilizar diversas técnicas químicas e físicas para determinar a composição desse 
material, ou seja, determinar por quais elementos ou substâncias ele é formado. 
 Através de uma análise imediata, podemos separar através de processos 
físicos os componentes de uma dada amostra, baseando-se em seus pontos de 
fusão, ebulição, densidade, solubilidade, etc. 
 Uma vez separadas as diversas substâncias da amostra, a seguinte 
providência é fazer uma análise elementar de cada uma delas. 
A análise elementar divide-se em qualitativa e quantitativa. 
A análise qualitativa descobre as espécies de elementos que formam as 
substâncias. 
A análise quantitativa descobre a proporção em que esses elementos 
aparecem, ou seja, determina a fórmula da substância. 
 
Cálculos Químicos 
 
No estudo dos processos químicos verificamos que existem relações entre as 
quantidades das matérias envolvidas nesses processos. Parte do trabalho do 
Químico consiste no conhecimento dessas relações e na determinação da 
quantidade dessas substâncias. 
Na indústria, por exemplo, cálculos antecipados evitam desperdícios de 
matéria-prima na fabricação de produtos. 
Os cálculos químicos estão também presentes no cotidiano, como quando 
fazemos um bolo ou quando se regula o motor de um carro, estabelecendo a 
melhor proporção ar- combustível para uma boa combustão. As bases para os 
cálculos de quantidades de substâncias que participam de uma reação química 
surgiram no século XVII, com as Leis de Lavoisier e de Proust. 
 
Lei de Lavoisier 
 
 “Numa reação química, em sistema fechado, a massa dos reagentes é igual à 
massa dos produtos” 
A + B = C + D 
mA + mB = mC + mD 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 Estequiometria - PAMQ 
Lei de Proust 
 
 “As substâncias participantes de uma reação química estão em uma 
proporção, em massa, constante e definida” 
 
A + B = C + D 
mA+ mB = mC + mD 
m’A + m’B = m’C + m’D 
 
mAm’A = mBm’B = mC m’C = mDm’D 
 
 
 
Como consequência dessas Leis, pode-se estabelecer a composição 
percentual de uma substância, chamada de Fórmula Percentual, e, a partir dela, 
estabelecer outros tipos de fórmulas. 
 
Fórmula Percentual 
 
A fórmula percentual indica a porcentagem em massa de cada elemento que 
forma uma substância. Ela pode ser obtida a partir de resultados experimentais. 
 
Ex: Verificou-se experimentalmente que 4 g de hidrogênio reagem com 32g 
de oxigênio, produzindo 36 g de água. Logo: 
 
4g + 32g = 36g 
xg + yg = 100g (composição centesimal) 
 
*Pela Lei de Proust, temos: 
 
4 = 32 = 36 
x y 100 
 y= 88,88g 
 x= 11,11g 
 
 
 
Portanto, a fórmula percentual da água é: H11,11%O88,88% 
 
 
 
 
 
 
4 Estequiometria - PAMQ 
Exercícios: 
 
1- Determine a composição centesimal do: (Dados: H = 1; S = 32, O = 16, N = 14, C 
= 12, Na = 23, P = 31, Ca = 40) 
 
a- Ácido Sulfúrico: H2SO4; 
b- Gás Carbônico: CO2; 
c- Fosfato de Sódio: Na3PO4; 
d- Óxido de Cálcio: CaO; 
e- Hidróxido de Cálcio: [Ca(OH)2]; 
f- Etano: C2H6; 
g- Ácido Acético: H4C2O2. 
 
 
 
Fórmula Mínima 
 
 A fórmula mínima indica a menor proporção, em números inteiros de 
átomos, dos elementos que formam uma substância. 
 
Ex: Temos a fórmula percentual: C40%H6,7%O53,3%. Isto equivale dizer que em 
100 g da substância temos 40 g de carbono, 6,7g de hidrogênio e 53,3 g de Oxigênio. 
Para obtermos esta proporção em número de átomos, dividimos essas 
massas pelos respectivos valores de massa atômica dos elementos: 
 
*Carbono = 40g  12g/mol = 3,3 mols 
*Hidrogênio = 6,7g  1g/mol = 6,7 mols 
*Oxigênio = 53,3g  16g/mol = 3,3 mols 
 
 A proporção em mol indica a proporção em número de átomos. Assim, para 
encontrarmos a menor proporção em números inteiros, dividimos esses valores 
pelo menor deles, neste caso, 3,3 mols: 
 
*Carbono = 3,3  3,3 = 1,0 
*Hidrogênio = 6,7  3,3 = 2,0 
*Oxigênio = 3,3  3,3 = 1,0 
 
Logo: A Fórmula Mínima dessa substância é igual a C1H2O1. 
 
 
 
 
 
5 Estequiometria - PAMQ 
Exercícios: 
 
1- Determine as fórmulas mínimas das substâncias a partir das respectivas 
composições centesimais: 
 
a- H1,54%S49,23%O49,23%; 
 
b- H1,03%S32,99%O65,98%; 
 
c- H3,22%N45,16%O51,62%; 
 
d- N43,75%H6,25%O50%; 
 
e- H5,88%O94,12%; 
 
f- C80%H20% 
 
Fórmula Molecular 
 
A fórmula molecular indica a proporção exata em número de átomos de cada 
elemento na fórmula da substância. 
 
Ex: Determinação da fórmula molecular de uma substância cuja massa 
molecular equivale a 88u e a fórmula percentual é: H9,09%C54,54%O36,36%. 
 
1- Determinar a fórmula mínima: 
 
*Hidrogênio = 9,09  1,00 = 9,09 mols ( 2,27 = 4) 
*Carbono = 54,54  12,00 = 4,55 mols ( 2,27 = 2) 
*Oxigênio = 36,36  16,00 = 2,27 mols ( 2,27 = 1) 
 
Logo: 
Fórmula mínima da substância = H4C2O 
 
2- Assim, como a fórmula mínima indica a menor proporção em átomos da 
substância, a fórmula molecular será um múltiplo dela. 
 
Fórmula Molecular = (Fórmula Mínima)n 
Massa da Fórmula Molecular = (Massa da Fórmula Mínima)n 
n - número que multiplica a quantidade de átomos indicada na fórmula mínima. 
 
 
 
 
6 Estequiometria - PAMQ 
 
Desta forma, temos: 
88 (massa da fórmula molecular) = (massa H4C2O)n 
88 = (4 + 24 + 16)n 
88 = 44n 
n = 2 
Assim, 
Fórmula molecular = 2 (Fórmula mínima) 
Fórmula molecular = 2 (H4C2O) 
Fórmula molecular = H8C4O2 
 
 
Para determinar a Fórmula Percentual partindo da Fórmula Molecular, não é 
necessário determinar a fórmula mínima. Ex: Determinação da fórmula percentual 
do etano, cuja fórmula molecular é C2H6. Como a fórmula molecular indica o número 
real de átomos na molécula, temos: 
Massa Molecular do C2H6 = 30u (corresponde a 100% da massa da substância) 
Então: 
 
Carbono 30u ---- 100% 
 24u ---- x x = 80% 
 
 
 30u ---- 100% 
Hidrogênio 6u ---- y y = 20% 
 
Assim, temos que a fórmula percentual do etano é: C80%H20% 
 
Exercícios: 
 
1- Determine as Fórmulas moleculares das seguintes substâncias: 
 
a- F. mínima: HCO2, massa molecular = 90u; 
b- F. mínima: H2CO, massa molecular = 90u; 
c- F. percentual: Ca40%C12%O48%, massa molecular = 100u; 
d- F. percentual: H2,25%P34,83%O62,92%, massa molecular = 178u 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 Estequiometria - PAMQ 
 
2- Determine as fórmulas percentuais a partir das fórmulas moleculares abaixo: 
 
a- CH4 
b- C2H6O 
 
 
Exercícios Complementares: 
 
1- Determine as fórmulas- mínima, percentual e molecular das seguintes 
substâncias: 
 
a- De 3,3g de substância (1,4g de Fe; 0,7g de Si; 1,2g de O; MM = 
264g/mol); 
b- De 9,0g de substância (3,6g de C; 0,6g de H; 4,8g de O; MM = 180 
g/mol); 
c- De 2,46g de substância (1,44g de C; 0,18g de H; 0,84g de N; MM= 
123g/mol) 
 
2- Indique a fórmula molecular dos hidrocarbonetos abaixo: 
 
a- CnH2n+2 ; massa molecular = 72g/mol; 
b- CnH2n ; massa molecular = 56 g/mol; 
c- CnH2n-2; massa molecular = 110g/mol 
 
3- Calcule a porcentagem de água existente no sulfato cúprico penta-hidratado, 
CuSO4.5H2O. 
 
4- A hemoglobina é uma macromolécula encontrada no sangue cuja função 
principal é o transporte de oxigênio. Sua fórmula molecular é 
(C738H1166O208N203S2Fe)n. Calcule a porcentagem de ferro em uma estrutura 
de hemoglobina. 
 
5- Determine a fórmula molecular de um óxido de fósforo que apresenta 43,6% 
de fósforo, 56,4% de oxigênio e massa molecular 284. 
 
6- Certo composto AxBy contém 9,1% em massa de A, e o resto sendo de B. Se o 
peso atômico do elementoA for 30 e de B for 100, qual será a relação entre x 
e y? 
 
 
 
 
 
8 Estequiometria - PAMQ 
7- Um composto apresenta a seguinte composição centesimal: C = 85,7% e H = 
14,3%. Encontre sua fórmula molecular sabendo-se que sua massa molecular 
equivale a 28g. 
 
8- Uma substância orgânica de massa molecular igual a 42 é representada pela 
fórmula mínima CH2. Qual o número de átomos de carbono em cada 
molécula dessa substância? 
 
 
Cálculo Estequiométrico 
 
 O cálculo estequiométrico é utilizado para determinar a quantidade de 
reagentes que deve ser utilizada em uma reação química, bem como a quantidade 
de produto que será formada. 
 
 Esse cálculo pode ser feito em: 
 
 Massa; 
 Quantidade de matéria; 
 Número de átomos ou de moléculas; 
 Volume das substâncias envolvidas 
 
 O cálculo estequiométrico toma por base os coeficientes da equação química 
corretamente balanceada e é de extrema importância em práticas laboratoriais e 
em todo ramo industrial que envolva uma transformação química. É feito a partir 
das seguintes relações: 
 
Para elementos: 
 
Massa Atômica = 1 mol de átomos = 6,02 .1023 átomos = 22,4L(gás /CNTP) 
 
Para substâncias: 
 
Massa Molecular = 1 mol de moléculas = 6,02 .1023 moléculas = 22,4 L (CNTP) 
 
Massa Molecular = 1 mol de íons-fórmula = 6,02 .1023 íons-fórmula 
 
 
 
 
 
9 Estequiometria - PAMQ 
 
 
Ex: Considere a reação balanceada de combustão completa do etanol, e as massas 
atômicas: ( Dados: H = 1; C = 12, O = 16) 
 
Relações 1 C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O 
Em massa 1x 46g 3 x 32g 2 x 44g 3 x 18g 
Quantidade de 
matéria 
1 mol 3 mols 2 mols 3 mols 
Número de 
moléculas 
1 x 6,02.1023 3 x 6,02.1023 2 x 6,02.1023 3 x 6,02.1023 
Volume nas 
CNTP 
(nas CNTP o 
etanol é 
líquido) 
3 x 22,4L 2 X 22,4L 
(nas CNTP a 
água é sólida) 
Volume 
(condições 
constantes de 
P e T , onde 
todos sejam 
gases) 
1 volume 3 volumes 2 volumes 3 volumes 
 
 
Os coeficientes de qualquer equação química são encontrados com base nas 
Leis de conservação da massa (Lavoisier) e de proporções fixas (Proust). Com base 
nestas Leis experimentais concluiu-se que os átomos são conservados nas reações e 
o cálculo estequiométrico, por sua vez, fundamenta-se nestas Leis. 
O último item da tabela anterior baseia-se na Lei de Proporções volumétricas 
constantes (Lei de Gay-Lussac). 
Os coeficientes de uma equação podem ser interpretados em número de 
moléculas e também em número de mols, dependendo do que nos interessar no 
momento. 
Assim, estabelecidas as proporções para qualquer reação química, é possível 
fazer inúmeros cálculos através de “regras de três”, para descobrir as quantidades 
de reagentes que devem ser usadas e de produtos que serão obtidos. Exemplos: 
 
a- Qual a massa de água obtida pela combustão total de 207g de 
etanol? 
46g ---- 3 x 18g 
 207g ---- x 
x = 243g de água 
 
 
 
 
10 Estequiometria - PAMQ 
b- Qual a quantidade de matéria de oxigênio necessária para queimar 
completamente 230g de etanol? 
 
46g ---- 3 mols de O2 
 230g ---- x 
x = 15 mols de O2 
 
 
c- Qual o número de moléculas de Gás Carbônico obtido pela queima 
de 336 L de gás oxigênio nas CNTP? 
 
3 x 22,4L O2 ---- 2 x 6,02. 10
23 moléculas de CO2 
 36L ---- x 
x = 6,02 . 1024 moléculas de CO2 
 
 
d- Qual o volume total de gás produzido, quando se queimam 
completamente 50L de etanol à temperatura de 320°C e pressão 
de 1,2 atm? (Nessas condições de temperatura e pressão, tanto o 
etanol como a água são gases) 
 
1L de etanol ---- 2L de gás carbônico 
 50L ---- x 
x = 100 L de CO2 
 
1L de etanol ---- 3L de água 
 50L ---- y 
y = 150L de H2O 
 
 Portanto, volume final de gás = x + y = 100L + 150L = 250L 
 
 
 
 
 
 
11 Estequiometria - PAMQ 
Exercícios: 
 
1- Considere a reação de combustão completa da acetona: 
 
C3H6O + O2  CO2 + H2O 
 
a- Qual o volume de oxigênio, nas CNTP, necessário para queimar 
completamente 290g de acetona? 
b- Qual a massa de água obtida pela queima de 5 mols de acetona? 
c- Quantas moléculas de gás carbônico são obtidas quando 480g de 
oxigênio reagem completamente com a acetona? 
d- Qual a quantidade de matéria (número de mols de molécula) de 
acetona que deve ser queimada para se obter 432g de água? 
e- Quantos litros de gás carbônico são obtidos quando se usam 16 litros 
de oxigênio para queimar acetona na temperatura e pressão 
ambientes (mantidas constantes)? 
 
2- A amônia é normalmente obtida pela reação entre o gás nitrogênio, segundo 
a reação: 
H2 + N2  NH3 
 
a- Qual a massa de amônia obtida a partir de 420g de nitrogênio? 
b- Qual a quantidade de matéria de hidrogênio necessária para se obter 
340g de amônia? 
c- Qual o volume de amônia obtido a partir da reação de 9,0. 1022 
moléculas de hidrogênio com nitrogênio suficiente, nas CNTP? 
d- Dê o número de moléculas de nitrogênio necessário para produzir 4,5 
mols de amônia. 
e- Quantos litros de cada reagente são necessários para se obter 400L 
de amônia em T e P constantes? 
 
 
3- Dada a reação de obtenção do cloro: 
 
MnO2 (s) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + H2O (l) + Cl2 (g) 
 
a- Qual a quantidade de matéria de Cl2 que pode ser obtida a partir de 3 
mols de HCl? 
b- Qual a massa de MnO2 necessária para produzir 33,6L de Cl2 nas 
CNTP? 
 
 
 
 
12 Estequiometria - PAMQ 
4- Um astronauta elimina cerca de 470,4L de gás carbônico por dia (nas CNTP). 
Suponha que se utilize hidróxido de sódio para absorver o gás carbônico 
produzido, segundo a equação: 
 
NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O 
 
Qual é a massa de hidróxido de sódio necessária por dia de viagem? 
 
5- Considerando o ar atmosférico uma mistura de 80% de N2 (g) e 20% de O2 (g) em 
massa, calcule a massa de ar necessária para a combustão completa de 1Kg 
de álcool etílico, C2H6O: 
 
C2H6O + O2  CO2 + H2O 
 
6- Um operário faz, diariamente, a limpeza de um piso de mármore de um 
edifício com ácido muriático. Sabe-se que o ácido ataca o mármore, 
desprendendo gás carbônico, segundo a equação: 
 
CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2O + CO2 
 
 Supondo que em cada limpeza ocorra a reação de 50g de mármore, qual o 
volume de gás carbônico formado, por dia, na CNTP? 
 
 
7- Qual o volume de CO2, nas CNTP, liberado na queima completa de 115L de 
etanol? Dado: densidade do etanol = 0,8g/mL 
 
C2H6O + O2  CO2 + H2O 
 
8- O ferro metálico pode ser obtido pela redução do ferro presente na 
hematita, segundo a reação; 
 
Fe2O3 (s) + C (s)  Fe (s) + CO (g) 
 
a- Calcule a massa de Fe2O3, em Kg, necessária para produzir 1120 Kg de 
Fe. 
b- Quantos litros de CO são obtidos por mol de ferro produzido em 
condições ambientes? Dado: volume molar nas condições ambientes: 
24,0L 
 
 
 
 
13 Estequiometria - PAMQ 
9- O éter etílico é o éter comumente vendido em farmácias e sua principal 
aplicação está relacionada à sua ação anestésica. A combustão completa de 
14,8g de éter etílico (C4H10O) irá produzir gás carbônico e água, de acordo 
com a equação: 
C4H10O + O2  CO2 + H2O 
 
Dados: Volume molar do CO2 nas condições dadas: 25,0L 
 
Determine: 
a- A massa, em gramas, do oxigênio consumido; 
b- O volume, em litros, de CO2 produzido; 
c- O número de moléculas de água produzido. 
 
10- Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2,0 mols de pentóxido de 
dinitrogênio, de acordo com a equação: 
 
N2O5 + K2O2  2 KNO3 + ½ O2 
 
11- Considerando-se a equação não- balanceada: 
 
C2H6O+ O2  CO2 + H2O 
 
Qual é o número de mols de oxigênio utilizado na combustão total de 2 mols 
de etanol? 
 
12- Uma vela de parafina queima-se,no ar ambiente, para formar água e dióxido 
de carbono. A parafina é composta por moléculas de vários tamanhos, mas 
utilizaremos para ela a fórmula C25H52. Tal reação representa-se pela 
equação: 
 
C25H52 + O2  H2O + CO2 
 
a- Quantos mols de O2 são necessários para queimar um mol de 
parafina? 
b- Qual a massa desse oxigênio? 
 
 
 
 
14 Estequiometria - PAMQ 
 
13- Sabendo-se que 10,8g de alumínio reagiram completamente com ácido 
sulfúrico, calcule: 
2 Al + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2 
 
a- A massa de ácido consumida; 
b- A massa de Al2(SO4) 3 obtida; 
c- O volume de H2 liberado, medido nas CNTP. 
 
14- 5,0 Kg de CaCO3 são totalmente decompostos. 
 
CaCO3  CaO + CO2 
 Calcule: 
a- A massa de CaO, em Kg, obtida; 
b- O volume de CO2 a 25°C e 1 atm (Dado: volume molar nestas 
condições = 25,0 L/mol) 
 
15- Na metalurgia do zinco, uma das etapas é a reação do óxido de zinco com o 
monóxido de carbono, produzindo zinco elementar e dióxido de carbono: 
 
ZnO + CO  Zn + CO2 
 
Responda: Para cada 1000g de óxido de zinco que reage, qual a massa de 
metal obtida? 
 
16- Qual o volume de O2, nas CNTP, em m
3, necessário à combustão total de 46L 
de etanol? 
C2H6O + 3
 O2  2 CO2 + 3H2O 
 
 Dado: densidade do etanol = 0,8 Kg/L 
 
17- Rodando a 60 Km/h, um automóvel faz cerca de 10 Km/L de etanol. Calcule o 
volume de gás carbônico, em metros cúbicos, emitidos pelo carro após 5h de 
viagem. Admita queima completa do combustível. 
 
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O 
 Dados: 
 Densidade do etanol = 0,8 Kg/L 
 V molar do CO2 = 25,0 L/mol 
 1 m3 = 1000 L 
 
 
 
 
15 Estequiometria - PAMQ 
18- Dada a equação: 
 
C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O 
 
Se, na combustão, foram obtidos 792g de gás carbônico, quais foram a massa e 
o número de moléculas de açúcar utilizados? 
 
 
Cálculo Estequiométrico envolvendo reações sucessivas 
 
Quando o cálculo estequiométrico envolve uma série de reações sucessivas, 
alguns procedimentos devem ser seguidos: 
 
1- Igualar os coeficientes das substâncias que são produzidas numa 
reação e consumidas na reação seguinte; 
2- Se os cálculos envolverem substâncias que aparecem apenas uma 
vez em todas as reações, trabalhamos de forma semelhante a dos 
exemplos que envolvem apenas uma reação; 
3- Se os cálculos envolverem alguma substância que aparece como 
reagente em mais de uma equação, ou como produto, devemos 
trabalhar com a quantidade total dessa substância; 
4- Se os cálculos envolverem alguma substância que aparece, numa 
mesma quantidade, como produto em uma equação, e como 
reagente em outra, consideramos apenas uma vez esta 
quantidade. 
 
 
Ex: Método de obtenção industrial do ácido sulfúrico, a partir da ustulação da 
pirita: 
 
 I- 4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2 
 II- 2 SO2 + 1 O2  2 SO3 (x 4) 
 III- 1 SO3 + 1 H2O  H2SO4 (x 8) 
 
a- Qual a massa de ácido obtida a partir de 24 Kg de FeS2? 
 
 4 FeS2 ---- 8 H2SO4 
 480g ---- 784g 
 24000g ---- x 
 
 x = 39200g ou 39,2 Kg de ácido 
 
 
 
16 Estequiometria - PAMQ 
b- Qual o volume de oxigênio necessário para se obter 49Kg de ácido nas 
CNTP? 
O2 ---- H2SO4 
 15 x 22,4L ---- 784g 
 x ---- 49000g 
 
x = 21000L de O2 
 
c- Qual a quantidade de matéria de ácido sulfúrico que pode ser obtida a partir 
de 44,8L de SO2 nas CNTP? 
 
SO2 ---- H2SO4 
 8 x 22,4L ---- 8 mols 
 44,8 L ---- x 
x = 2 mols de ácido sulfúrico 
 
Exercícios: 
 
1- Um dos efeitos da chamada “chuva ácida”, causado pelo SO2 lançado na 
atmosfera, é a transformação do mármore, CaCO3, em gesso, CaSO4: 
 
 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) 
 SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (aq) 
H2SO4 (aq) + CaCO3 (s) CaSO4 (s) + H2O (l)+ CO2(g) 
 
a- Qual a massa máxima de gesso que pode ser formada pela reação de 2240L 
de SO2, lançados na atmosfera nas CNTP? 
 
b- Qual a quantidade de matéria de SO3 necessária para reagir com 1,8 . 10
25 
moléculas de mármore? 
 
2- A cebola, ao ser cortada, desprende SO2 que, em contato com o ar, 
transforma-se em SO3. Este gás, em contato com a água dos olhos, 
transforma-se em ácido sulfúrico, causando grande ardor e, 
conseqüentemente, lágrimas. Estas reações estão representadas abaixo: 
 
SO2 + ½ O2  SO3 
SO3 + H2O  H2SO4 
 
Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja nas CNTP, 
determine o volume de H2SO4 produzido. (Considerar o H2SO4 um gás nas CNTP). 
 
 
 
17 Estequiometria - PAMQ 
3- As equações abaixo mostram a obtenção do clorato de sódio (NaClO3), a 
partir do dióxido de manganês (MnO2): 
 
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2 
3Cl2 + 6NaOH → NaClO3 + 5NaCl + 3H2O 
 
Calcule a massa de MnO2, necessária à obtenção de 21,3g de clorato de sódio. 
 
 
4- Deseja-se obter 10t de ferro metálico a partir de carvão, utilizando a 
seqüência de reações abaixo: 
2C + O2 → 2CO 
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2 
 
Qual massa de carvão, em toneladas, consumida na produção de ferro? 
 
 
5- Certa massa de ferro é oxidada a óxido férrico; a seguir, este último reage 
com ácido sulfúrico produzindo 80g de sulfato férrico. Qual a massa inicial 
do ferro? 
 
2Fe + 3O2 → Fe2O3 
Fe2O3 + 3 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O 
 
 
Reações no laboratório e na indústria – 
As reações químicas na prática 
 
 Os cálculos estequiométricos referem-se a condições teóricas. Na prática, 
em certas situações, os reagentes são misturados em quantidades não 
estequiométricas. É importante saber que, na prática, as reações não ocorrem com 
o rendimento de 100% previsto na teoria. 
 Muitas são as razões que justificam este fato: impureza dos reagentes, 
manejo inadequado dos mesmos, imprecisão nos aparelhos de laboratório, 
condições ambientes, etc. 
 O Químico precisa saber levar em conta esses problemas, de modo a fazer 
uma previsão mais próxima possível da realidade, das quantidades de substâncias 
que irão reagir efetivamente e das quantidades das substâncias que serão 
efetivamente formadas. 
 
 
 
 
 
18 Estequiometria - PAMQ 
Reagente em excesso e Reagente limitante 
 
 Quando dois reagentes são postos em reação em proporções não 
estequiométricas, um deles será totalmente consumido. Este reagente é 
denominado reagente limitante. Por sua vez, o outro reagente não é totalmente 
utilizado e por esta razão,é denominado reagente em excesso. 
 Assim, o cálculo de produto formado será baseado na quantidade de 
reagente limitante, pois só haverá formação de produto enquanto este reagente 
não for totalmente consumido. 
 Para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em excesso, 
podemos seguir as seguintes etapas: 
 
1- Considere um dos reagentes como sendo o limitante e determine o 
quanto de produto seria formado; 
2- Repita o procedimento para o outro reagente; 
3- A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente 
limitante e indica a quantidade de produto formada. 
 
Ex: Foram misturados 40g de hidrogênio com 40g de oxigênio, para 
produzir água, segundo a equação: 
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (v) 
Determine: 
 
a- O reagente limitante: 
Considerando o hidrogênio como reagente limitante, temos: 
reagente 2H2 ---- 2H2O produto 
 2x2g ---- 2x18g 
 40g ---- x 
 
x = 360g de água 
 
Em seguida, consideramos que o oxigênio seja o reagente limitante, assim: 
reagente  O2 ---- 2H2O produto 
32g ---- 2x18g 
 0g ---- x 
x = 45g de água 
 Portanto, o reagente limitante é o oxigênio, pois é ele quem forma a 
menor quantidade deproduto. 
 
 
 
 
19 Estequiometria - PAMQ 
b- A massa de água formada: 
 
A massa formada é aquela que foi produzida até ao total utilização de um 
dos reagentes. Assim, como o oxigênio é o reagente limitante, a massa de água que 
se formou é de 45g. 
 
c- A massa do reagente que está em excesso: 
 
Considerando que apenas 45g de água se formou na reação, podemos 
determinar qual a quantidade de hidrogênio que foi utilizada até o esgotamento de 
oxigênio para reagir, ou seja, a quantidade de hidrogênio necessária para formar 
apenas 45g de H2O: 
 
2H2 ---- 2H2O produto 
 2x2g ---- 2x18g 
 x ---- 45g produto realmente formado 
 
 x = 5g de Hidrogênio 
 
 Se apenas 5g de hidrogênio são necessários pra formar 45g de água, 
podemos concluir que há uma massa excedente de hidrogênio na reação. Então: 
 
Massa de hidrogênio na reação = 40g 
Massa de hidrogênio que realmente reage = 5g 
Massa do reagente em excesso = 40g – 5g = 35g 
 
 
Exercícios: 
 
1- Nas indústrias petroquímicas, enxofre pode ser obtido pela reação: 
2H2S + SO2  3S + 2H2O 
 
 Qual é a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida 
partindo-se de 5,0 mols de H2S e 2,0 mols de SO2? 
 
2- 400g de NaOH são adicionados a 504g de HNO3. 
NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O 
Calcule: 
a- a massa de NaNO3 obtida; 
b- a massa do reagente em excesso 
 
 
 
 
20 Estequiometria - PAMQ 
3- Qual a quantidade máxima de NH3, em gramas, que pode ser obtida a partir 
de uma mistura de 140g de N2 com 18g de H2? 
N2 + 3H2  2 NH3 
 
4- Cromo metálico pode ser produzido pela redução de Cr2O3 com Al segundo a 
equação: 
2Al + Cr2O3  Al2O3 + 2Cr 
 
 Supondo a reação completa, qual será a massa de cromo produzida pela 
reação de 5,4 Kg de Al com 20,0 Kg de Cr2O3? Qual a massa do reagente em 
excesso? 
 
5- Foram misturados 1,0 Kg de CS2 e 2,13 Kg de Cl2 num reator onde se processa 
a transformação dada pela equação: 
 
CS2 + 3 Cl2  CCl4 + S2Cl2 
 
Quando a reação se completa, pede-se: 
a- A massa do reagente em excesso; 
b- A massa de CCl4 formada. 
 
 
6- Da combustão do gás metano (CH4) resultam como produtos CO2 e H2O, 
ambos na fase gasosa. Se 1L de CH4 for queimado na presença de 10L de O2, 
qual o volume final da mistura resultante? Suponha que todos os volumes 
foram medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão e que 
todos os gases tenham comportamento ideal. 
 
7- A aspirina pode ser preparada pela reação do ácido salicílico com o anidrido 
acético segundo a reação: 
2 C7H6O3(aq) + 1 C4H6O3(s)  2 C9H8O4(aq) + 1 H2O(l) 
 ácido salicílico anidrido acético aspirina água 
 
 Um laboratorista misturou 2,76 g de ácido salicílico com 2,04 g de anidrido 
acético. A partir dessa quantidade de reagentes, qual a massa de aspirina que é 
possível obter? Indique qual o é o reagente que está em excesso e quanto sobra 
do mesmo. 
 
 
 
 
21 Estequiometria - PAMQ 
 
8- Uma das etapas do tratamento da água é feita pela adição de sulfato de 
alumínio e bicarbonato de cálcio. Estas substâncias reagem na superfície da 
água formando hidróxido de alumínio, um composto pouco solúvel, de 
consistência gelatinosa, que tende a descer para o fundo do tanque 
arrastando consigo as impurezas sólidas existentes na água. 
 
Al2(SO4)3(s) + 3 Ca(HCO3)2(s)  2Al(OH)3(s) + 3 CaSO4(s) + 6 CO2(g) 
 
 Um operador jogou no tanque de tratamento de água 684 g de Al2(SO4)3(s) 
e 729 g de Ca(HCO3)2(s). Com base nessas informações responda os itens a 
seguir: 
 
a- Há algum reagente em excesso? 
b- Se a resposta do item anterior for afirmativa, indique a quantidade desse 
reagente que está em excesso; 
c- Calcule a quantidade de matéria de Al(OH)3(s formada no final da reação. 
 
 
Reações químicas com substâncias impuras – Grau de Pureza 
 
 Na prática, a utilização de substâncias puras (100% puras) ocorre apenas na 
produção de medicamentos ou em análises químicas que sejam muito especiais. 
Geralmente, as substâncias utilizadas nas reações possuem uma porcentagem de 
impurezas, ou seja, além da substância que irá reagir efetivamente, existe na 
amostra outras tantas substâncias misturadas. 
 
 O minério de pirita (FeS2), por exemplo, que pode ser utilizado na 
obtenção de ferro, apresenta 92% de pureza, ou seja, em cada 100g de amostra, 
encontramos 92g de pirita. Os outros 8g correspondem a outras substâncias, que 
denominamos impurezas. Fazemos então uma análise do material e 
determinamos seu grau de pureza. Nos cálculos que envolvem este tipo de situação 
temos duas possibilidades: 
 
Quando for preciso calcular a massa de um produto obtido a partir de uma 
amostra impura, calculamos primeiramente qual é a parte pura dessa amostra, e 
efetuamos os cálculos de obtenção de produto com o valor encontrado. 
 
 
 
 
22 Estequiometria - PAMQ 
 Ex: Uma amostra de 120g de magnésio com 80% de pureza reage com 
oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa do óxido de 
magnésio produzida. 
2 Mg + O2  2MgO 
 
Amostra impura = 120g (100%) 
Pureza = 80% = 96g de Mg 
Assim, determinada a massa pura de magnésio existente na amostra, 
podemos calcular a massa do produto formado: 
 
2Mg ---- 2MgO 
 2x24g ---- 2x40g 
 96g ---- x 
x = 160g de MgO 
 
Quando já se conhece a massa do produto obtido por uma amostra impura, 
determinamos, primeiramente, a massa do reagente puro necessária para formar a 
massa do produto. Em seguida, relacionamos a massa do reagente puro com a 
massa total da amostra. 
 
 Ex: Determine a massa de uma amostra de carbonato de cálcio, com 
80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84g de óxido de 
cálcio segundo a equação: 
CaCO3  CaO + CO2 
 
CaCO3 ---- CaO 
 100g ---- 56g 
 x ---- 84g 
x = 150 g de CaCO3 
Assim: 
150g de CaCO3 ---- 80% da amostra 
 x ---- 100% da amostra 
x= 187,5 g = massa da amostra 
Exercícios: 
 
1- Uma amostra de 10g de calcário contém 8g de carbonato de cálcio. Qual a 
porcentagem de pureza do carbonato de cálcio? 
2- Um lote de sal grosso, com especificação de conter no mínimo 90% desse 
sal, é suspeito de estar adulterado com areia. A uma amostra de 250g do 
produto seco foi adicionada quantidade suficiente de água e, após 
 
 
 
23 Estequiometria - PAMQ 
filtração, o resíduo, separado e seco, pesou 50g. Justifique a conclusão 
possível. 
 
3- O minério utilizado na fabricação de ferro em algumas siderúrgicas 
brasileiras contém cerca de 80% de óxido de ferro (III). Quantas toneladas 
de ferro podem ser obtidas pela redução de 20 toneladas desse minério? 
 
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 
 
4- Calcule a massa de NaNO3 obtida na reação de ácido nítrico com 2g de 
NaOH, com 80% de pureza. 
NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O 
 
5- Quando submetido a aquecimento o clorato de potássio (KClO3) se 
decompõe, formando cloreto de potássio (KCl) e gás oxigênio (O2). Qual a 
massa de O2 obtida, usando-se uma amostra de 1Kg de clorato de potássio 
com 85,75% de pureza? 
 
6- No processo: 
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) 
 
 Foram obtidos 89,6L de CO2 nas CNTP, a partir de carbonato de cálcio com 
80% de pureza. Nessas condições, qual foi a massa do carbonato de cálcio 
utilizado? 
7- Uma massa igual a 28g de ferro impuro reagiu com HCl (aq), produzindo 
FeCl2 e 8,96 L de H2(g), nas CNTP. Calcule o grau de pureza (%) do ferro no 
material utilizado na reação. 
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
 
8- O sulfeto de cádmio sofre ustulação produzindo óxido de cádmio e gás 
sulfuroso de acordo com a reação: 
 
2 CdS(s) + 3 O2(g)  2 CdO(s) + 2 SO2(g) 
 
 Calcule a massa de sulfeto de cádmio a 64,8% de pureza,necessária para obter 
576 g de óxido de cádmio. 
 
 
 
 
24 Estequiometria - PAMQ 
Rendimento de uma reação química 
 
 Na prática, quando realizamos uma reação química, mesmo utilizando 
quantidades estequiométricas dos reagentes, nem sempre obtemos a quantidade 
máxima possível dos produtos. Isso ocorre por diversos fatores e, desta forma, é 
comum que a reação tenha um rendimento real menor que o rendimento teórico 
(100%). 
 A porcentagem real de rendimento pode ser determinada da seguinte 
forma: 
 
Rendimento teórico ---- 100% 
 Rendimento real ---- X 
X =Rend. Real x 100 
 Rend. Teórico 
 
 
 Para determinar a porcentagem de rendimento real, devemos antes 
determinar o rendimento teórico, a partir das quantidades estequiométricas: 
 Ex: Sabendo que a formação da água ocorre segundo a equação: 
 
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O(v) 
 
 Determine o rendimento real de um experimento onde 2g de hidrogênio 
reagiram completamente com 16g de oxigênio, produzindo 14,4g de água. 
 
2 H2 ---- 2 H2O 
4g ---- 36g 
 2g ---- x 
 x = 18g  rendimento teórico 
 
 
 Como as massas dos reagentes estão em proporção estequiométrica, não 
existe reagente em excesso. Teoricamente, deveriam ser produzidos 18g de água, 
mas a massa de água obtida foi de 14,4g. Assim, temos: 
 
 
18g de água ---- 100% rendimento 
 14,4g de água ---- X% rendimento 
X = 80%  rendimento real 
 
 
 
 
25 Estequiometria - PAMQ 
Exercícios: 
 
1- O número de toneladas de H2SO4 que poderia ser produzido por dia, através 
de um processo que usa 3,2 toneladas por dia de SO2, com uma eficiência de 
conversão de 70%, é aproximadamente: 
a- 4,9 t/dia 
b- 49 t/dia 
c- 3,4 t/dia 
d- 34 t/dia 
e- 9,8 t/dia 
SO2 + ½ O2 + H2O  H2SO4 
 
2- Uma das maneiras de se produzir cal viva é através da pirólise do calcário. 
Uma amostra de 20g de calcário produziu 10,0g de cal viva. Qual foi o 
rendimento da reação? 
CaCO3 (s)→ CaO(s) + CO2 (g) 
 
3- Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita, considere a 
reação não balanceada: 
Fe2O3 + C  Fe + CO 
 
 Utilizando 4,8 toneladas de minério e admitindo um rendimento de 80% na 
reação, qual será a quantidade de ferro produzida? 
 
4- 65Kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo sal e 
liberando gás hidrogênio: 
Zn(s) + 2 HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g) 
 
 Determine o rendimento dessa reação, sabendo que a massa de 
hidrogênio obtida foi de 1,5 Kg. 
 
5- Em determinadas condições a reação de 11,2g de N2(g) com 1,8g de H2(g) 
forneceu 5,1g de NH3(g). Calcule o rendimento (em porcentagem) da reação 
nessas condições. 
 
 
 
 
26 Estequiometria - PAMQ 
 
6- A decalina, C10H18, é um composto utilizado como solvente, por exemplo, na 
preparação de pomadas para calçados. É obtida pela hidrogenação 
catalítica total do naftaleno, de acordo com a reação: 
 
C10H8 + 5 H2  C10H18 
 
 Considerando que essa reação tenha um rendimento de 70%, calcule o 
volume de hidrogênio, medido nas CNTP, necessário para obter uma massa de 
4,14g de decalina. 
 
 
7- Para obter gás nitrogênio em laboratório, utiliza-se a decomposição térmica 
do nitrito de amônio, segundo a reação: 
 
NH4NO2 (s)  N2 (g) + 2 H2O(l) 
 
Sabendo que a partir de 3,2g de nitrito de amônio se obteve 0,896 L de gás 
nitrogênio nas CNTP, calcule o rendimento da reação. 
 
8- O éter comum (dietílico) é vendido nas farmácias com o nome de éter 
sulfúrico porque o ácido sulfúrico participa da obtenção desse éter como 
agente desidratante do álcool etílico, segundo a reação: 
 
 H2SO4 (aq) 
2 H5C2OH  H2O + H10C4O 
 
 
Considerando que em determinadas condições essa reação tenha um 
rendimento de 65%, calcule a quantidade de matéria de éter etílico que pode ser 
obtida a partir de 276g de álcool etílico. 
 
 
 
 
 
 
27 Estequiometria - PAMQ 
Exercícios para revisão 
 
1- O nitrato de amônio é utilizado em adubos como fonte de nitrogênio. 
Qual é a porcentagem em massa de nitrogênio no NH4NO3? 
 
2- Um óxido de enxofre apresenta uma proporção em massa, de seus dois 
constituintes, de 1: 1. Qual a fórmula mínima desse composto? 
 
3- Um ácido orgânico, com massa molecular 90, apresenta 71% em massa 
de oxigênio. Com esses dados, descubra qual o número de átomos de 
oxigênio que existe na molécula do ácido. 
 
4- Os elementos fósforo e oxigênio formam dois compostos diferentes. 
No primeiro composto, para uma massa total de 6,00g existem 3,38g 
de fósforo. No segundo, para 10,0g de massa total, existem 4,36g de 
fósforo. A partir desses dados, forneça as fórmulas mínimas de 
ambos os compostos. 
 
5- A nicotina contém 73,5% de carbono, 8,6% de hidrogênio e 17,3% de 
nitrogênio. Sabe-se que esse composto contém dois átomos de 
nitrogênio por molécula. Quais as fórmulas empírica e molecular da 
nicotina? 
 
6- Um composto é formado por 82,76% de carbono e 17,24% de 
hidrogênio, em massa. Sabendo que 29 g desse composto, no estado 
gasoso, mantido nas CNTP, ocupa o volume de 11,2 L, determine a sua 
fórmula molecular. 
 
7- Um sal hidratado, de fórmula CaCl2.nH2O, quando aquecido a 600°C, 
perde 39,3% de sua massa. Calcule o valor de n. 
 
8- O composto B5H9 poderia ser um excelente combustível para 
foguetes em virtude da grande quantidade de energia liberada na sua 
combustão. 
B5H9 + O2  B2O3 + H2O 
 
 Quantos mols de oxigênio são consumidos na combustão total de um 
mol de B5H9? 
 
9- O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre 
a formação de oxigênio, que reage com os eletrodos de carbono 
 
 
 
28 Estequiometria - PAMQ 
utilizados no processo. A equação não balanceada que representa o 
processo global é: 
Al2O3 + C  CO2 + Al 
 
 Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e Al, respectivamente, são 
produzidos nesse processo? 
 
 
10- Uma das reações que pode ocorrer entre Fe2O3 e CO é representada 
pela equação: 
Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 
 
 Qual é a massa de CO consumida na obtenção de 37g de Fe? 
 
11- Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela 
chuva ácida, seja liberado para a atmosfera é tratá-lo previamente 
com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a 
seguir: 
 
MgO(s) + SO2(g) + ½ O2(g)  MgSO4(s) 
 
 Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento 
de 9,6. 103 toneladas de SO2? 
 
12- A produção de carboidratos (fórmula mínima CH2O) pelas plantas 
verdes obedece à equação geral da fotossíntese: 
CO2 + H2O  CH2O + O2 
 
 Quantos litros de gás carbônico, medido nas CNTP, serão necessários 
para produzir 10g de carboidrato? 
 
13- No processo: 
K2O + H2O  2KOH 
H3PO4 + 3KOH  K3PO4 + 3H2O 
 
 A partir de 2,0 mols de K2O, qual a quantidade de K3PO4 que pode ser 
obtida? 
 
14- Duas reações que ocorrem na produção de ferro a partir da hematita 
são: 
2C + O2  2CO 
 
 
 
29 Estequiometria - PAMQ 
Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 
 
 Sabendo-se que o CO formado na primeira reação é consumido na 
segunda, calcule as quantidades de O2 necessárias para produzir 100Kg 
de Fe. 
 
 
15- Na queima total de certa massa de carbono foram obtidas 2,0. 1023 
moléculas de CO2 puro. Pergunta-se: 
 
a- Quantos gramas de carbono foram queimados? 
b- Qual o nome dessa “reação de queima” do carbono? 
 
16- O álcool etílico, cuja massa específica é 0,8 g/mL, é produzido pela 
fermentação de 54.104g de glicose segundo a equação de reação não 
acertada: 
C6H12O6  C2H5OH + CO2 
 
 Após o acerto dos coeficientes da reação de fermentação, determine 
quantos litros do álcool serão obtidos. 
 
17- Interprete a reação e encontre os valores de A, B e C: 
 
2 Al (s) + 6 HBr (g Al2Br6 (s) + 3 H2 (g) 
A átomos B litros (CNTP) C gramas 6 mols 
 
 
18- Polietileno pode ser obtido do etanol pela seqüência de reações 
equacionadas a seguir: 
C2H5OH  C2H4 + H2O 
n C2H4  (C2H4)n 
 
 Quantos milhares de litros de etanol são necessários para a produção de 
5,6t de polietileno? 
 Dado: densidade do etanol = 0,8 kg/L 
 
19- Determine a quantidade máxima, em gramas, de carbonato de cálcio 
que pode ser preparada misturando-se 2 mols de carbonato de sódio 
com 3 mols de cloreto de cálcio, segundo a equação: 
 
Na2CO3 (aq) + CaCl2 (aq)  CaCO3 (aq) + NaCl (aq) 
 
 
 
30 Estequiometria - PAMQ 
 
20- Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio e 462g de gás cloro, qual 
a quantidade máxima de cloreto de alumínio obtida? 
Al (s) + Cl2 (g)  AlCl3 (s) 
 
21- 24g de ferro reagem com 8g de enxofre para formar FeS. A reação 
ocorre por aquecimento até o consumo total de um dos reagentes. 
Qual o reagente em excesso e qual a massa que restou desse 
reagente? 
Fe + S → FeS 
 
22- Considere a reação em fase gasosa: 
 
N2 + 3H2  2NH3 
 
 Fazendo-se reagir 4 litros de N2 com 9 litros de H2 em condições de 
pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que: 
 
a- Os reagentes estão em quantidades estequiométricas; 
b- O N2 está em excesso; 
c- Após o término da reação, os reagentes serão totalmente 
convertidos em amônia; 
d- A reação se processa com aumento do volume total; 
e- Após o término da reação, serão formados 8 litros de NH3. 
 
 Para responder as questões de números 35 e 36, considere a 
experiência: 
 
 “Provoca-se a reação de uma mistura que contém 12,0g de limalha de 
ferro e 6,4g de enxofre. Após a reação constata-se a existência de 0,80g 
de ferro ao lado do produto”. 
 
23- Qual a massa em gramas do produto formado? 
 
24- Nessa reação, quantos gramas de ferro reagem completamente com 
64g de enxofre? 
 
25- A partir de uma mistura de 22,4L de gás hidrogênio (H2) e 22,4L de O2, 
medidos nas CNTP, qual a massa máxima de água que pode ser 
obtida? 
 
 
 
 
31 Estequiometria - PAMQ 
 
26- Qual a porcentagem de impureza que existe em uma amostra impura 
de 150g de hidróxido de sódio (NaOH) que contém 120g de NaOH 
puro? 
 
27- Em um acidente, um caminhão carregado de solução aquosa de ácido 
fosfórico tombou, derramando cerca de 24,5 toneladas dessa solução 
no asfalto. Quantas toneladas de óxido de cálcio seriam necessárias 
para reagir totalmente com essa quantidade de ácido? Dado: 
Porcentagem em massa de H3PO4 na solução = 80% 
 
2H3PO4 + 3CaO  Ca3(PO4)2 + 3H2O 
 
28- Para obtermos 17,6g de gás carbônico (CO2) pela queima total de um 
carvão com 60% de pureza, necessitaremos de uma amostra de 
carvão com qual massa? 
C + O2 → CO2 
 
29- Um caminhão tanque tombou causando um vazamento de 20 
toneladas de ácido sulfúrico concentrado. A equipe de atendimento 
de acidentes usou cal extinta Ca(OH)2 para neutralizar o ácido. 
Admitindo-se que o H2SO4 é 98% puro, calcule a massa mínima de 
Ca(OH)2 necessária para a neutralização total do ácido derramado. 
 
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O 
 
 
30- Calcule a massa de CaCO3 com 80% de pureza, necessária para 
produzir 11,2L de CO2 nas CNTP, no processo: 
 
CaCO3  CaO + CO2 
 
31- 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, qual será a pureza do sal? 
 
NH4NO3  N2O + 2H2O 
 
 
 
 
32 Estequiometria - PAMQ 
32- O ferro é um dos metais mais importantes para a nossa civilização, 
possuindo inúmeras utilizações na fabricação de ferramentas, 
utensílios, chapas, indústria automobilística, construção civil, etc. O 
ferro pode ser obtido nos altos-fornos siderúrgicos, a partir do 
minério hematita e CO, de acordo com as equações das reações: 
 
C(s) + O2(g)  CO(g) 
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
 
 Se forem empregadas duas toneladas de hematita (90% de pureza) e uma 
tonelada de CO, qual deve ser a quantidade de ferro produzida? 
 
33- O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do 
carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação: 
 
CaC2 + 2H2O  Ca(OH)2 + C2H2 
 
 Utilizando-se 1kg de carbureto com 36% de impurezas, qual o volume de 
acetileno obtido, em litros, nas CNTP? 
 
34- Na reação de 80g de enxofre com 100g de ferro, foram obtidos 50g 
de sulfeto de ferro. De acordo com a equação: S + Fe  FeS, qual é o 
rendimento da reação? 
 
35- Uma indústria produz CO2 a partir da sacarose, de acordo com a 
equação: 
C12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2 
 
 A partir de 171 toneladas da sacarose e considerando um rendimento de 
80%, determine o volume de CO2 (em m
3) obtido nas CNTP. 
 
36- 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 que representa o processo global 
é: 
 
Al2O3 + C  CO2 + Al 
 
 Considerando uma massa de 120 toneladas de Al2O3, determine a massa 
de Al produzida, sabendo que a eficiência do processo é de 85%. 
 
 
 
 
33 Estequiometria - PAMQ 
37- Na combustão de um mol de etanol formam-se o dióxido de carbono 
e a água, ambos no estado gasoso, a 1 atmosfera e a 100°C. 
Considerando que o rendimento dessa reação seja de 70%, determine 
os volumes de CO2 e H2O obtidos em litros. Dado: Volume molar dos 
gases a 100°C e 1atm = 30,6L. 
 
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
 
38- É possível obter gás oxigênio em laboratório pela decomposição 
térmica do clorato de potássio, segundo a equação: 
 
KClO3 → KCl + O2 
 
Usando o clorato de potássio a 80% de pureza e considerando que a reação 
tenha um rendimento de 70%, qual a massa de KClO3 necessária para obter um 
volume de 6,72L de O2 medido nas CNTP? 
 
39- A fabricação de fenol comum, C6H5OH, a partir do benzeno, C6H6, 
envolve a seguinte sequência de reações: 
 
C6H6 + H2SO4 → C6H5SO3H + H2O Sulfonação do benzeno 
 
C6H5SO3H + NaOH → C6H5SO3Na + H2O Sulfonação do ácido benzeno sulfônico 
 
C6H5SO3Na + NaOH → C6H5OH + Na2SO3 Fusão do Benzeno sulfonato de sódio com a cal 
sodada 
 
Calcule a massa de fenol obtida a partir de 520 kg de benzeno a 75% de 
pureza, considerando para a 1ª etapa um rendimento de 80%, para a segunda 
etapa um rendimento de 60% e para a terceira etapa um rendimento de 70%. 
 
 
Referências 
 
 “Química”, Usberco,Salvador – Editora Saraiva 
 “Curso Completo de Química”, Sardella, Antônio – Editora Ática. 
 “Química Integral”, Reis, Martha – Editora FTD. 
 “Química na abordagem do cotidiano” – Tito e Canto – Editora Moderna. 
 “Química Analítica Quantitativa elementar”, Baccan – Editora da Unicamp. 
 Exercícios de vestibulares