Noções Sobre Cálculos Estequiométricos

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1 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Colégio Salesiano Sagrado Coração 
 
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________ 
Recife, ______ de ________________ de 2013 
Disciplina: Química Professor: Eber Barbosa 
Noções Sobre 
Cálculos Estequiométricos 
] 
 
Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, feitos 
com base nas leis ponderais e volumétricas. Os cálculos são executados, em geral, com o auxílio das equações 
das reações químicas correspondentes devidamente balanceadas. 
 
01 – Balanceamento de Equações 
 
O balanceamento das equações é uma consequência da Lei da Conservação das Massas de Lavoisier, 
segundo a qual em todo fenômeno químico a massa das substâncias que reagem é igual à massa das substâncias 
produzidas. Isso ocorre porque o número de átomos que constituem os reagentes é o mesmo número de átomos que 
constituem os produtos, mudando apenas a forma como os átomos se combinam entre si. 
 
 Como exemplo, vejamos a reação de síntese da amônia pelo processo Wabber... 
 
 Gás nitrogênio + gás hidrogênio  gás amônia 
 
 
 
 
 
 N2 + H2  NH3 
 
Ajustando as quantidades de átomos teremos: 1 N2 + 3 H2  2 NH3 ou seja... 
 
 
 
 
 Atenção para algumas nomenclaturas importantes... 
 
 
 
 1 N2 + 3 H2  2 NH3(g) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
N N H H N 
H H 
H 
Observe que nessas condições ainda 
não temos o processo devidamente 
balanceado. 
Reagentes Produtos 
Índice do 
elemento 
Tradução: reage com... 
 combinando-se com... 
 tratado com ... 
 em contato com... 
 consumindo... 
 
Tradução: produzindo, dando origem a... 
 formando ... 
 
 
Estado físico da substância: 
(s) = sólido 
() = líquido 
(g) = gasoso 
 
Coeficientes da 
equação ou 
quantidade de mols. 
Na equação: 1 N2 + 3 H2  2 NH3 
As proporções... 1 : 3 : 2 
 
São denominadas... Proporções estequiométricas 
IMPORTANTE 
RECIFE 
 
 2 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Análise com o Professor: 
02 – Interpretações dos Coeficientes Estequiométricos 
 
Segundo a Lei de Prost as reações químicas ocorrem obedecendo a proporções fixas e bem definidas. Como 
consequência, podemos concluir que aumentando ou diminuindo a quantidade de mols de um reagente ou produto da 
reação, as quantidades de mols dos demais reagentes e produtos serão aumentadas ou diminuídas na mesma proporção. 
 
1 N2 + 3 H2  2 NH3(g) 
 
 
 
 
Então... 
 
 
 
 
 
01 – Realize o balanceamento das equações químicas propostas e, em seguida, faça a análise das proporções 
estequiométricas estabelecidas pelos coeficientes das substâncias. 
 
a) Combustão do gás propano, C3H8. C3H8 + O2  CO2 + H2O 
 
 
 
 
 Combustões de compostos CXHY ou CXHYOZ seguem a regra.... Composto + O2  CO2 + H2O 
 
b) Combustão do butano, C4H10. 
 
 
c) Combustão do etanol, C2H5OH. 
 
 
 Não esqueça: met = 1C, et = 2C, prop = 3C, but = 4C, pent = 5C, hex = 6C, hept = 7C, oct = 8C e ano = CnH2n + 2 
 
d) Combustão do octano. 
 
e) LiOH(s) + CO2(g)  Li2CO3(s) + H2O(). 
 
f) Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g). 
 
g) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s). 
 
h) Fe2O3(s) + C(s) → Fe(s) + CO(g). 
 
i) NO2(g)  N2O4(g) 
 
j) H2(g) + SiO2(s) + Aℓ(s)  SiH4(g) + Aℓ2O3(s). 
 
k) Síntese da água através da reação entre H2(g) e O2(g) (combustão do gás hidrogênio). 
 
l) Síntese do HI(g) a partir do H2(g) e I2(g). 
 
m) Combustão do monóxido de carbono gerando gás carbônico. 
 
n) Combustão do dióxido de enxofre. 
consome 
consumirem 
Quando 2 mol de 
nitrogênio gasoso 
6 mol de 
hidrogênio gasoso 
Serão 
produzidos 
4 mol de 
gás amônia 
Isto é o 
cálculo 
estequiométrico. 
1 mol de 
nitrogênio gasoso 
3 mol de 
hidrogênio gasoso 
produzindo 
2 mol de 
gás amônia 
Orgânicos. 
eno = CnH2n 
ino = CnH2n – 2 
anol = CnH2n + 1OH 
 
 
 
 3 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Exercícios de fixação: 
 
02 – Determine os menores coeficientes inteiros necessários ao balanceamento das seguintes equações químicas: 
 
a) NH3 + O2  NO + H2O 
b) Si2H3 + O2  SiO2 + H2O 
c) FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 
d) Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
e) Aℓ2O3(s) + C(s)  Aℓ(s) + CO2(g) 
f) NaN3(s)  Na(s) + N2(g). 
 
03 – Escreva a equação balanceada da combustão dos seguintes compostos orgânicos: 
 
a) Metanol c) propano e) Propino 
 
 
b) Eteno d) Buteno f) etino (acetileno) 
 
 
04 – Escreva a equação balanceada das seguintes reações: 
 
a) Decomposição do amoníaco (amônia, NH3). 
 
b) Decomposição da água oxigenada (H2O2). 
 
c) Reação entre penteno e gás hidrogênio (H2). Hidrogenação do penteno. 
 
d) Hidrogenação do metil – propeno. 
 
e) Decomposição do NaN3 (azida de sódio). 
 
 
05 – Determine quantos mols de alumínio metálico são produzidos a partir do consumo de 4 mols de óxido de alumínio 
de acordo com a equação não balanceada. 
 
Aℓ2O3(s) + C(s)  Aℓ(s) + CO2(g) 
 
 
 
 
06 – Determine quantos mols de ferro metálico são obtidos a partir do consumo de 320g de óxido férrico conforme a 
seguinte equação não balanceada? 
 Dado: Fe2O3 = 160 g/Mol 
 
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
 
 
 
07 – Qual o volume de gás carbônico nas CNTP obtido na combustão completa de 2 mol de gás acetileno, considerando 
que, nas CNTP, o volume de 1 mol de gás corresponde a 22,4 L? 
 
 
 
 
 
 
 
 4 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Responda você mesmo: 
 
 
08 – (UFPE – 1a fase/95) Considere que se tem uma mistura reagente contendo quatro moléculas de hidrogênio ( ) 
e quatro moléculas de nitrogênio ( ), conforme a figura 
 
 
 
 
 
 
 
Identifique a figura que representa o produto da equação da reação de produção de amônia 
 
 N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
 
a) c) e) 
 
 
 
 
 
 
b) d) 
 
 
 
 
 
 
 
09 – (UFPE – 1a fase/2000) Considere as reações químicas abaixo: 
 
1) 2 K(S) + C(g)  KC(S) 
2) 2 Mg(S) + O2(g)  2 MgO(S) 
3) PbSO4(aq) + Na2S(aq)  PbS(S) + NaSO4(S) 
4) CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O() 
5) SO2(g) + H2O()  H2SO4(aq) 
 
 Podemos afirmar que: 
 
a) Todas estão balanceadas. d) Somente 1 não está balanceada 
b) 2, 3 e 4 estão balanceadas. e) Nenhuma está corretamente balanceada, porque os estados 
c) Somente 2 e 4 estão balanceadas. físicos dos reagentes e produtos são diferentes. 
 
 
10 – (Enem – 1ª Aplicação/2010) As mobilizações para promover um planeta melhor para as futuras gerações são cada 
vez mais frequentes. A maior parte dos meios de transporte de massa é atualmente movida pela queima de um 
combustível fóssil. A título de exemplificação do ônus causado por essa prática, basta saber que um carro produz, em 
média, cerca de 200 g de dióxido de carbono por Km percorrido. 
 
Revista Aquecimento global. Ano 2, n
o
 8. Publicação do institutoBrasileiro de Cultura Ltda. 
 
Um dos principais constituintes da gasolina é o octano (C8H18). Por meio da combustão do octano é possível a 
liberação de energia, permitindo que o carro entre em movimento. A equação que representa a reação química desse 
processo demonstra que 
 
a) no processo há liberação de oxigênio, sob a forma de O2. 
b) o coeficiente estequiométrico para a água é 8 para 1 do octano. 
c) no processo a consumo de água, para que haja liberação de energia. 
d) o coeficiente estequiométrico para o oxigênio é de 12,5 para 1 de octano. 
e) o coeficiente estequiométrico para o gás carbônico é de 9 para 1 do octano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 5 Noções de Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
11 – (UFPE – 1a fase/2004) A ferrugem é composta principalmente por Fe2O3. Após o balanceamento da equação: 
 
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s), 
 
a proporção de ferro e oxigênio necessária para formar 2 mol de óxido de ferro (III) será: 
 
a) 1 mol de Fe para 1 mol de O2 d) 4 mol de Fe para 3 mol de O2 
b) 1 mol de Fe para 3 mol de O2 e) 3 mol de Fe para 2 mol de O2 
c) 2 mol de Fe para 3 mol de O2 
 
 
12 – (UFPE – 1a fase/2003) Nas usinas siderúrgicas, a obtenção de ferro metálico a partir da hematita envolve a seguinte 
reação (não balanceada): 
 
 Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
 
 Percebe-se desta reação que o CO2 é liberado para a atmosfera, podendo ter um impacto ambiental grave 
relacionado com o efeito estufa. Qual o número de moléculas de CO2 liberadas na atmosfera, quando um mol de 
óxido de ferro (III) é consumido na reação? Considere: número de Avogadro igual a 6 x 1023 mol–1. 
 
a) 6 x 1023 b) 24 x 1023 c) 12 x 1023 d) 36 x 1023 e) 18 x 1023 
 
 
13 – (UFPE – 2a fase/92) Trinitrotolueno (TNT) combina-se explosivamente com o oxigênio produzindo CO2, H2O e N2, de 
acordo com a equação: 
 
 a C7H5N3O6 + b O2  c CO2 + d H2O + e N2 
 
Qual a soma dos menores coeficientes inteiros que tornam esta equação balanceada? 
 
 
14 – (UFPE – 2a fase/95) A reação total da bateria de níquel – cádmio, usada em calculadoras de bolso, é: 
 
 x Cd(s) + x NiO2(s) + y H2O  x Cd(OH)2(s) + x Ni(OH)2(s) 
 
Se x = 26, qual o valor de y ? 
 
 
15 – (UFPE – Serra Talhada/2007) O metano é um gás inodoro e incolor; sua molécula é tetraédrica e apolar (CH4), de 
pouca solubilidade na água; quase todos os gases naturais o contêm; quando adicionado ao ar se transforma em 
mistura de alto teor explosivo. A combustão total do metano pode ser descrita pela equação 
 
CH4(g) + x O2(g)  y CO2(g) + z H2O(g). 
 
Na equação balanceada, os coeficientes x, y e z, são respectivamente: 
 
a) 2, 1 e 2 b) 1, 1 e 1 c) 1, 1 e 2 d) 1, 2 e 1 e) 2, 2, e 1 
 
 
16 – (UFPE – 1
a
 fase/96) Interprete a reação e encontre os valores de A, B e C. 
 
2A(s) + 6HBr(g) A2Br6(s) + 3H2(g) 
A átomos + B litros (CNTP) C gramas + 6 mols 
 
 Obs.: Peso - fórmula de A2Br6 = 534 g/mol 
 
 Assinale a alternativa correta: 
 
a) A = 1,20 x 1024; B = 268,8; C = 534. d) A = 2,41 x 1024; B = 44,8; C = 1068. 
b) A = 2,41 x 1024; B = 22,4; C = 1068. e) A = 2,41 x 1024; B = 268,8; C = 1068. 
c) A = 1,20 x 1024; B = 134,4; C = 534. 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 6 Noções de Estequiometria 
 
 
17 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007) O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é usado na 
fabricação de papel, tecidos, detergentes, entre outras aplicações. O NaOH pode ser obtido pela reação 
 
aNa(s) + bH2O(ℓ)  cNaOH(aq) + dH2(g). 
 
 Os coeficientes a, b, c e d que equilibram estequiometricamente esta reação, são respectivamente: 
 
a) 1, 1, 1 e 1 b) 1, 1, 2 e 1 c) 2, 2, 1 e 2 d) 2, 2, 2 e 1 e) 1, 2, 3 e 4 
 
 
18 – (UPE – SSA 1º Ano/2011) A rapadura é obtida pela concentração à quente do caldo da cana-de-açúcar; sua principal 
matéria prima possui grande teor energético, é rica em vitaminas, ferro e flúor, fatores que dependem da origem e do 
processamento. Além disso, possui um baixo custo, sendo tradicionalmente consumida pela população nordestina. 
Várias etapas para a produção de rapadura com base na cana-de-açúcar são necessárias, como lavagem, 
desfibramento, moagem, cristalização, moldagem e secagem. A rapadura obtida pode ser analisada quanto ao teor de 
íons Fe3+ por meio de reações químicas específicas. Uma delas pode ser representada pela equação química: 
 
Fe
3+
(aq) + 3 OH
–1
(aq)  Fe(OH)3(s). 
 
 Dados: Massas molares, H = 1g mol-1; O = 16g mol
–1
; Fe = 56 g mol
–1
. 
 
Com base no texto acima, analise as considerações a seguir: 
 
I. Em 3 mols de íons OH
–
, há 3 vezes 6,02 x 10
23
 íons hidroxila. 
II. A partir de 1 mol de Fe
3+
, obtêm-se 107 gramas de hidróxido férrico. 
III. A quantidade de ferro na rapadura é a mesma em qualquer processo de produção. 
IV. A equação química que mostra a formação do hidróxido férrico precisa ser balanceada. 
V. Os processos lavagem, moldagem e secagem são físicos, pois não alteram a constituição química das substâncias 
presentes. 
 
Estão CORRETAS 
 
a) I e IV. b) II e III. c) III e IV. d) I, II e V. e) I, II, III e IV. 
 
 
19 – (IFPE – Cursos Superiores/2013) Os meios de comunicação divulgaram recentemente trágico acidente acontecido 
por volta das 13 horas da sexta-feira, em 12 de outubro de 2012, na praça em frente ao Horto de Dois Irmãos, situado 
na cidade de Recife - PE. Dois indivíduos produziam um gás para encher balões infantis e, em seguida, comercializá-
los, utilizando-se, para isso, de um cilindro improvisado, no qual introduziam uma mistura composta por soda 
cáustica, raspas de alumínio e água. O cilindro veio a explodir, decepando as pernas dos dois comerciantes e 
provocando queimaduras em pessoas ao redor. A provável equação química que satisfaz a reação envolvida no fato 
descrito é: 
 
Aℓ + NaOH + H2O  NaAℓO2 + H2 
 
Em correlação ao descrito, julgue os itens seguintes. 
 
I. A soda cáustica utilizada consiste em uma mistura na qual o principal componente é o hidróxido de sódio, NaOH. 
II. O gás de que trata o enunciado foi o H2, gás inerte e menos denso que o ar atmosférico. 
III. A pressão exercida pelo gás produzido pode ser um dos motivos que colaboraram para a explosão do cilindro. 
IV. A equação química fornecida no enunciado encontra-se devidamente balanceada. 
V. A produção do gás a partir da mistura citada exemplifica um fenômeno químico. 
 
Estão corretos, apenas, os itens: 
 
a) I, II, III e V b) I, II, IV e V c) I, III e V d) II e V e) III e IV 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 7 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Análise com o Professor: 
03 – Casos Elementares de Estequiometria 
 
O caso mais elementar de estequiometria é aquele em que a equação química é fornecida, é dada a 
quantidade de uma substância (que será consumida ou produzida) e se propõe calcular a quantidade de outra substância 
participante da reação. Nesse caso o raciocínio estequiométrico pode ser organizado basicamente de duas formas: 
 
 1ª possibilidade: Todos os dados devem ser convertidos para quantidade de matéria (quantidade de mols). 
Sendo assim, os cálculos seguem as proporções, em mols, estabelecidas pelos coeficientes estequiométricos da 
equação química devidamente balanceada. 
 
 
 
 
20 – (UFPE – 2a fase/2000) O etanol é obtido da sacarose por fermentação conforme a equação:C12H22O11(aq) + H2O()  4 C2H5OH(aq) + 4 CO2(g) 
 
Determine a massa de etanol obtida pela fermentação de 171g de sacarose. As massas molares da sacarose e do 
etanol são, respectivamente, 342g e 46g. 
 
 
 
21 – (UFPE – 2a fase/2001) O dióxido de carbono ou gás carbônico em altas concentrações é muito tóxico, podendo 
causar tonturas e desmaios. No caso do ambiente fechado das cápsulas espaciais, torna-se essencial a eliminação do 
dióxido de carbono produzido pela respiração dos astronautas. Esta eliminação é realizada passando-se 
continuamente o ar da cápsula por tubos contendo hidróxido de lítio, cuja reação é descrita pela seguinte equação 
química não balanceada: 
 
LiOH(s) + CO2(g)  Li2CO3(s) + H2O(). 
 
Admitindo-se que o dióxido de carbono tem comportamento ideal, qual é a massa em gramas, de hidróxido de lítio 
necessário para consumir 44,8 L de CO2 gasoso a 0C e 1 atm? 
Considere as massas atômicas (g/mol): 
H = 1, Li = 7, C = 12 e O = 16. 
 Dado: constante universal dos gases perfeitos, R = 0,082 atm L K–1 mol–1. 
 
 
 
22 – (UFPE – 2a fase/2002) A combustão de um hidrocarboneto, como o octano, C8H18, um dos principais componentes 
da gasolina comum, contribui significativamente para o aumento da concentração de CO2 na atmosfera, o qual é 
suspeito de contribuir para o efeito estufa e consequente aumento da temperatura média da Terra. Sabendo que, na 
pressão atmosférica e na temperatura de 0
o
C, um gás ideal ocupa o volume de 22,4 L, calcule o volume, em litros, de 
dióxido de carbono (gás carbônico) liberado pela combustão completa de 5/16 mols de C8H18, considerando 
comportamento ideal. 
 
 
 
 
23 – (FESP – UPE/2006 – Quí. I) Uma mistura gasosa é formada pelo mesmo número de mols de metano e butano. A 
massa total da mistura é igual a 22,2g. Queimando-se essa mistura com oxigênio em excesso e recolhendo-se todo o 
dióxido de carbono formado a uma temperatura de 127oC e 3 atm de pressão, pode-se afirmar, como correto, que o 
volume ocupado pelo dióxido de carbono é: 
 Dados: ma( C ) = 12 u, ma( H ) = 1 u R = 0,082 L . atm / mol . K 
 
a) 16,4 L b) 3,28 L c) 13,12 L d) 0,328 L e) 131,2 L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 8 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Responda você mesmo: 
 
 
24 – (UFPE – 1
a
 fase/2001) A azida de sódio, NaN3, quando inflamada sofre decomposição rápida fornecendo nitrogênio 
gasoso que é utilizado para inflar os sacos de ar ("air-bags") de automóveis, de acordo com a reação: 
 
2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g). 
 
Quantos mols de azida de sódio são necessários para gerar nitrogênio suficiente para encher um saco de plástico de 
44,8 L à 0 C e à pressão atmosférica? 
Dados: R = 0,082 L atm mol-1 K-1; Massa atômica (g mol-1): N = 14; Na = 23. 
Considere que o nitrogênio gasoso tem comportamento ideal nas condições acima. 
 
a) 1/3 b) 2 c) 3 d) 2/3 e) 4/3 
 
 
 
 
25 – (UNIVAF – Universidade Federal do Vale do São Francisco/2006) O gás nitrogênio (N2) pode ser preparado 
industrialmente pela destilação fracionada do ar líquido. No laboratório, pode ser obtido pela decomposição térmica 
de certos compostos. O N2 muito puro pode ser preparado, por exemplo, quando o nitreto de sódio, NaN3(s), é 
aquecido cuidadosamente no vácuo. Neste processo de preparação, quanto obteremos de N2(g) a partir de 4 mols de 
NaN3(s)? 
 
a) 1 mol de N2(g) b) 2 mols de N2(g) c) 4 mols de N2(g) d) 6 mols de N2(g) e) 8 mols de N2(g) 
 
 
 
 
26 – (UFPE – 1a fase/97) Os antiácidos são substâncias utilizadas para diminuir a quantidade de ácido clorídrico do 
estômago. Várias substâncias podem ser utilizadas com essa finalidade. Uma delas é o óxido de magnésio MgO, uma 
base que reage com o ácido clorídrico de acordo com a seguinte equação química: 
 
MgO + 2H+  Mg+2 + H2O 
 
A massa de óxido de magnésio necessária para neutralizar todo o ácido num estômago que contém 0,06 mols de 
ácido clorídrico é: 
(Dados: Mg = 24,30 u; O = 15,99 u; H = 1,00 u) 
 
 a) 1,21g b) 1,46g c) 0,73g d) 0,54g e) 2,42g 
 
 
 
27 – (UFPE – 2a fase/99) Uma boca de fogão a gás queima 5,0  de butano (C4H10) por hora. Qual a velocidade da 
produção de gás carbônico nesta reação em /hora nas mesmas condições de temperatura e pressão? 
 
 
 
 
28 – (UPE – Quí. I/2010) Uma mistura gasosa de massa total 132,0g é formada por igual número de mols de etano (C2H6) 
e butano (C4H10). A combustão total dos gases constituintes dessa mistura libera para o ambiente 
Dados: Os calores de combustão dos gases etano e butano são, respectivamente, – 1.428kJ/mol e – 2.658kJ/mol 
 ma( C ) = 12u, ma( H ) = 1u 
 
a) 4.897kJ. b) 8.172kJ. c) 3.372kJ. d) 4.086kJ. e) 6.129kJ. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 9 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Responda você mesmo: 
 2ª possibilidade: Tendo a equação química balanceada, devem-se registrar organizadamente os dados da 
pergunta exatamente embaixo de cada substância química iniciando assim a montagem de uma regra de três que 
podem ser do tipo: 
 
 
MASSA –––– MASSA, MASSA –––– VOLUME, VOLUME –––– VOLUME, MOL –––– MASSA, MOL ––– VOLUME 
 
 
 
Em seguida deve-se completar a regra de três tomando por base os dados expressos pelo balanceamento da 
equação, considerando-se que os coeficientes desse balanceamento podem ser interpretados como a quantidade 
de mols de cada substância do sistema reacional.... 
 
 
 
29 – (Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco – IFPE/2010) Atualmente, milhões de 
toneladas de alumínio são gastas no mundo inteiro, para fabricar recipientes (“latas”) de refrigerante, cerveja, águas e 
outras bebidas. Uma técnica para obtenção de alumínio é fazendo-se reagir alumina (Aℓ2O3) com carvão, obtendo-se 
alumínio com liberação de gás carbônico (CO2), como mostra a equação abaixo devidamente equilibrada. 
 
2 Aℓ2O3(s) + 3 C(s)  4 Aℓ(s) + 3 CO2(g) 
 
Uma indústria necessita fabricar latas de cerveja, utilizando 612 kg de alumina (Aℓ2O3). Admita que cada lata de 
cerveja pese 16,2 g e que a lata seja feita, exclusivamente, de alumínio puro. Quantas latas de cerveja serão 
fabricadas? 
Dados: massas molares em g/mol: Aℓ = 27; O = 16. 
 
 a) 20.000 b) 35.000 c) 15.000 d) 80.000 e) 17.000 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 – (UFPE – Univasf/2008.2) O azoteto de sódio, como muitos sais do azoteto (azida), é sensível a choques. Ele é usado 
para inflar air bags de automóveis, onde se decompõe em sódio elementar e nitrogênio quando detonado: 
 
2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g). 
 
Determine a massa de azoteto de sódio sólido necessária para obter 5,0 g de nitrogênio. 
Dados: Massas molares (em g. mol–1): N = 14; Na = 23 
 
 a) 3,3 g b) 4,4 g c) 5,5 g d) 6,6 g e) 7,7 g 
 
 
 
 
 
31 – (CTG – Julho de 2011) Um técnico precisa sintetizar o composto Mg2Pb. Se ele pretende produzir este composto, 
partindo de 7 kg de Mg fundido, qual massa de Pb fundido (em kg) ele deve utilizar em sua síntese? Considere as 
massas atômicas molares de Mg e de Pb, respectivamente iguais a 24 g mol
–1
 e 207 g mol
–1
. Assinale o inteiro mais 
próximo de sua resposta. 
 
 
 
 
 
 
 
de uma 
substância 
da outra 
substância 
de uma 
substância 
da outra 
substância 
de uma 
substância 
da outra 
substância 
de uma 
substância 
da outra 
substância 
de uma 
substância 
da outra 
substância 
1º Caso 2º Caso 3º Caso 4º Caso 5º Caso 
Análise com o Professor: 
 
 10 Noções de Estequiometria32 – (UFPE – 2a fase/90) O zinco reage com o ácido sulfúrico conforme a reação 
 
 Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 
 
Se partirmos de 2,66 g de zinco, quantos gramas de ácido sulfúrico são necessários para a completa reação? 
(Dados: Zn = 65,4 g/mol; H2SO4 = 98 g/mol) 
 
 
33 – (CEFET – Tecnólogo/2006) Atualmente o titânio é um metal largamente utilizado na área médica. Ele substitui o aço 
inoxidável, por ser um metal leve e de alta resistência à corrosão. O titânio pode ser obtido industrialmente através 
da seguinte reação química (devidamente balanceada): 
 
TiCℓ4(g) + 2 Mg(s)  Ti(s) + 2 MgCℓ2() 
 
Considerando que a reação tem um rendimento de 100%.Indique a alternativa que apresenta a massa de titânio 
obtida em gramas, partindo de 3,8 Kg de tetracloreto de titânio (TiCℓ4). 
(Dados: massas molares: Ti = 48g/mol; Cℓ = 35,5g/mol) 
 
 a) 350 b) 960 c) 820 d) 220 e) 139 
 
 
34 – (UPE – Tradicional/2012) O processo industrial de obtenção de ferro metálico consiste numa série de reações 
químicas que ocorrem em fornos a altas temperaturas. Uma delas, descrita a seguir, consiste na obtenção de ferro 
metálico a partir do seu óxido: 
 
Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2. 
 
Se 106 gramas de Fe2O3 são utilizadas para redução do ferro, então a quantidade de ferro obtida é igual a 
Dados: massas molares, Fe = 56 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol. 
 
a) 70 kg. b) 7 x 106 kg. c) 0,7 x 103 kg. d) 70 x 103 kg. e) 700 x 106 kg. 
 
 
35 – (ENEM – 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o 
slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A idéia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo 
dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha. 
 
Um hamburguer ecologico? E pra ja! Disponível em: 
http://lqes.iqm.unicamp.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado). 
 
Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano 
(C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas 
com esse gesto, é de 
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) 
 
 a) 0,25 kg. b) 0,33 kg. c) 1,0 kg. d) 1,3 kg. e) 3,0 kg. 
 
 
36 – (UFPE – 2a fase/2002) Uma indústria química utiliza energia elétrica para produzir C2 por eletrólise da solução 
aquosa de NaC, de acordo com a equação química balanceada: 
 
2 NaC(aq) + 2 H2O(aq)  2 NaOH(aq) + C2(g) + H2(g). 
 
Se a produção diária de Cl2 for 1,42 x 10
4 kg, então a produção diária de hidróxido de sódio, em toneladas (103 kg), 
será: 
 Dados: massas atômicas (g/mol): H = 1; O = 16; Na = 23; C = 35,5. 
 
 
 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 
 
 11 Noções de Estequiometria 
 
 
37 – (ENEM – 1ª prova/2009) Vários combustíveis alternativos estão sendo procurados para reduzir a demanda por 
combustíveis fósseis, cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de dióxido de carbono (massa molar 
igual a 44 g mol–1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o metano. A 
queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, que estão 
apresentadas na tabela a seguir. 
 
Combustível Massa molar ( g mol
–1
) Calor liberado na queima Kj mol
–1
 
H2 2 270 
CH4 16 900 
C2H5OH 46 1350 
 
 Considere que foram queimadas massas, independentemente, desses três combustíveis, de forma tal que em cada 
queima foram liberados 5400 Kj. O combustível mais econômico, ou seja, o que teve a menor massa consumida e o 
combustível mais poluente, que é aquele que produziu a maior massa de dióxido de carbono (massa molar igual a 44 
g mol–1), foram, respectivamente, 
 
a) o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO2. 
b) o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 352 g de CO2. 
c) o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO2. 
d) o etanol, que teve apenas 9 g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO2. 
e) o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1350 g de CO2. 
 
 
38 – (UFPE – 2a fase/2004) Superóxido de potássio, KO2, é utilizado em equipamentos de respiração em sistemas 
fechados para remover o dióxido de carbono e a água do ar exalado. A remoção de água gera oxigênio para a 
respiração pela reação: 
 
4 KO2(s) + 2 H2O() → 3 O2(g) + 4 KOH(s) 
 
 O hidróxido de potássio remove o dióxido de carbono do equipamento pela reação: 
 
KOH(s) + CO2(g) → KHCO3(s) 
 
 Dados: Massas molares (g . mol–1): K = 39; H = 1; O = 16. 
 A massa de superóxido de potássio necessária para gerar 20 g de O2 será: (indique o inteiro mais próximo). 
 
 
39 – (ENEM – Prova modelo/2009) “Dê-me um navio cheio de ferro e eu lhe darei uma era glacial”, disse o cientista John 
Martin (1935 – 1993), dos Estados Unidos, a respeito de uma proposta de intervenção ambiental para resolver a 
elevação ta temperatura global; o Americano foi recebido com muito ceticismo. O pesquisador notou que mares com 
grande concentração de ferro apresentavam mais fitoplâncton e que essas algas eram capazes de absorver elevadas 
concentrações de dióxido de carbono da atmosfera. Esta incorporação de gás carbônico e de água (H2O) pelas algas 
ocorre por meio do processo de fotossíntese, que resulta na produção de matéria orgânica empregada na 
constituição da biomassa e na liberação de gás oxigênio (O2). Para essa proposta funcionar, o carbono absorvido 
deveria ser mantido no fundo do mar, mas como a maioria do fitoplâncton faz parte da cadeia alimentar de 
organismos marinhos, ao ser decomposto devolve CO2 à atmosfera. 
 
Os sete planos para salvar o mundo. Galileu, n.214, maio 2009. (com adaptações) 
 
 Considerando que a idéia do Cientinsta John Martin é viável e eficiente e que todo gás carbônico absorvido (CO2, de 
massa molar igual a 44 g/mol) transforma-se em biomassa fitoplanctônica (cuja densidade populacional de 100 g/m2 é 
representada por C6H12O6, de massa molar igual a 180 g/mol) um aumento na área de 10 Km
2 na área de distribuição 
das algas resultaria na 
 
a) Emissão de 4,09 . 106 Kg de gás carbônico para a atmosfera, bem como no consumo de toneladas de gás oxigênio 
da atmosfera. 
b) Retirada de 1,47 . 106 Kg de gás carbônico da atmosfera, além da emissão direta de toneladas de gás oxigênio 
para a atmosfera. 
c) Retirada de 1,00 . 106 Kg de gás carbônico da atmosfera, bem como na emissão direta de toneladas de gás 
oxigênio das algas para a atmosfera. 
d) Retirada de 6,82 . 10
5
 Kg de gás carbônico da atmosfera, além do consumo de toneladas de gás oxigênio da 
atmosfera para a biomassa fitoplanctônica. 
e) Emissão de 2,44 . 10
5
 Kg de gás carbônico para a atmosfera, bem como na emissão direta de milhares de 
toneladas de gás oxigênio para a atmosfera a partir das algas. 
 
 12 Noções de Estequiometria 
 
 
40 – (Enem – 2ª Aplicação/2010) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxiapatita 
[Ca10(PO4)6(OH)2] presente nos esmaltes dos dentes, o fluor forma a fluorapatita [Ca10(PO4)6F2], um mineral mais 
resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias específicas presentes nos açúcares das placas que aderem 
aos dentes. 
 
 Disponível em: HTTP://www.odontologia.com.br.Acesso em 27 jul.2010(adaptado) 
 
A reação dedissolução da hidroxiapatita é: 
 
[Ca10(PO4)6(OH)2](S) + 8 H
+
(aq)  10 Ca
2+
(aq) + 6 HPO4
2–
 (aq) + 2 H2O(ℓ) 
 
Dados: Massas molares em g/mol - [Ca10(PO4)6(OH)2] = 1004; HPO4
2–
 = 96; Ca = 40. 
 
Suponha que o esmalte dentário seja constituído exclusivamente por hidroxiapatita, o ataque ácido que dissolve 
completamente 1 mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente, 
 
a) 0,14 mg de íons totais. c) 0,58 mg de íons totais. e) 1,01 mg de íons totais. 
b) 0,40 mg de íons totais. d) 0,97 mg de íons totais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais 
 
http://www.odontologia.com.br.acesso/
 
 
 
 13 Noções de Estequiometria 
 
 
Responda você mesmo: 
 
 
41 – (UFPE – 2
a
 fase/89) Que massa de oxigênio, em gramas, é necessária à combustão de 89,6 litros de hidrogênio, 
sabendo-se que um mol de um gás ideal ocupa 22,4 L nas CNTP ? (Dados: O = 16g/mol) 
 
 
 
 
 
 
42 – (UFPE – 1a fase/2005) Ácido fosfórico impuro, para uso em preparação de fertilizantes, é produzido pela reação de 
ácido sulfúrico sobre rocha de fosfato, cujo componente principal é Ca3(PO4)2. A reação é: 
 
 Ca3(PO4)2(s) + 3 H2SO4(aq)  3 CaSO4(s) + 2 H3PO4(aq) 
 
 Quantos mols de H3PO4 podem ser produzidos pela reação de 200kg de H2SO4? 
 (Dados: Massas molares (em g/mol): H = 1; O = 16; S = 32; P = 31; Ca = 40) 
 
a) 2.107 mol b) 1.361 mol c) 95,4 mol d) 954,3 mol e) 620 mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 – (UFPE – 1a fase/91) Quais os volumes respectivos de nitrogênio (N2) e oxigênio (O2), em litros e nas CNTP 
necessários para produzir um mol de NO2 ? 
 
a) 1 e 2 b) 11,2 e 22,4 c) 22,4 e 44,8 d) 0,5 e 1 e) 1,12 e 2,24 
 
 
 
 
 
44 – (UPE – SSA 1º ano/2012) O bicarbonato de sódio sólido pode atuar como "fermento químico" na preparação de 
pães e bolos, por sofrer decomposição a temperaturas relativamente baixas (cerca de 100oC). Esse processo é 
representado pela seguinte equação química não balanceada: 
 
NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 
 
Dados de massas atômicas: H = 1 u; C = 12 u; 0 = 16 u; Na = 23 u 
 
Uma padaria consumiu 4,2 kg desse fermento na fabricação de bolos de chocolate. Qual a massa de carbonato de 
sódio produzida ao final desse processo? 
 
a) 1325 g b) 2650 g c) 3975 g d) 5300 g E) 6625 g. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Análise com o Professor: 
 
 14 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Responda você mesmo: 
04 – Quando é fornecida a concentração em mol/L 
 
Considerando que soluções são misturas homogêneas onde um soluto encontra-se disperso em um 
solvente (comumente a água), podemos afirmar que a concentração em mol/L, atualmente denominada de concentração 
em quantidade de matéria, (antiga concentração molar ou molaridade) indica a quantidade de mols de soluto (nsoluto) 
disperso em cada 1 litro de solução (Vsolução). 
 
 Concentração molar = 
 
Exemplo1: Considerando que uma solução foi formada por 29 g de cloreto de sódio (sal de cozinha) em água suficiente 
para 250 mL de solução, determine sua concentração em mol/L. (Dado: NaCℓ = 58 g/mol) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Comentário: 2,0 mol/L significa dizer que se tem 2 mol do soluto para cada 1 litro da solução. 
 
 
 
 
 
IMPORTANTE: Quando a concentração em mol/L é fornecida acompanhada do volume da solução, simplesmente se 
devem utilizar esses dois dados para determinar a quantidade de mols do soluto que participará da reação 
que originará o cálculo estequiométrico. 
 
Exemplo2: Qual a massa de hidróxido de sódio que deve ser adicionada a 200 mL de uma solução 0,5 mol/L de ácido 
sulfúrico para que ocorra completa neutralização da solução ácida ? 
 (Hidróxido de sódio = 40 g/mol) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 – (UNIVASF – Universidade Federal do Vale do São Francisco/2006) A região do Vale do São Francisco é atualmente 
uma das principais produtoras de vinho, obtendo sobre isso reconhecimento mundial. Um dos mecanismos de análise 
do álcool presente em um vinho utiliza-se do K2Cr2O7 (Dicromato de potássio). Um químico, ao analisar um vinho da 
marca X, necessitou de 1,00 L de uma solução aquosa 0,200 M de K2Cr2O7. Quanto este químico precisou pesar de 
K2Cr2O7 sólido? (Dados: massa molar do K2Cr2O7 = 294,2 g.) 
 
a) 15,37 g b) 29,42 g c) 30,00 g d) 43,20 g e) 58,80 g 
 
 
 
 
NaCℓ 
H2O 
msoluto = 29 g 
Vsolução = 250 mL 
nsoluto = 0,5 mol 
Vsolução = 0,25 L 
mol 
L 
0,5 mol 
0,25 L 
= = 2,0 mol/L 
ou 2,0 molar 
ou 2,0 M 
na forma de regra de três teremos: 
 
2,0 mol do soluto –––––––––– 1,0 litro da solução 
mol 
L 
do soluto 
da solução 
H2SO4 
H2O 
NaOH 
mNaOH = ? 
V = 200 mL 
M = 0,5 Molar 
 
0,5 mol  1,0 litro 
 n  0,2 litros n = 0,1 mol de H2SO4 presente na solução 
 
 
 
O próximo passo é determinar a quantidade de mols do 
NaOH necessário para consumir esses 0,1 mol do ácido... 
1 mol  40g 
0,2 mol  m m = 8 g de NaOH 
 
 
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O 
 
 
0,1 mol 0,2 mol 
 
 
 
 15 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Responda você mesmo: 
 
46 – (UPE – SSA 2º Ano/2011) Em laboratório, é possível se determinar a concentração do ácido sulfúrico por meio de 
uma titulação, utilizando-se a fenolftaleína como indicador do término da reação representada pela seguinte 
equação: 
 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2 H2O(ℓ) 
 
Dado: massa molar, H2SO4 = 98 g/mol. 
Considerando que uma alíquota de 20mL de uma solução de ácido sulfúrico foi titulada com 10mL de uma solução de 
hidróxido de sódio a 1,0 mol/L, a concentração em gramas por litro, g/L, do ácido é 
 
a) 24,5. b) 32,5. c) 49,0. d) 55,0. e) 98,0. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 – (ENEM – Novembro de 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. 
Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na 
presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a 
equação a seguir: 
 
5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq)  5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(ℓ) 
 
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. 
São Paulo: McGraw-Hill, 1992. 
 
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para 
reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a 
 
a) 2,0 × 100 mol. b) 2,0 × 10–3 mol. c) 8,0 × 10–1 mol. d) 8,0 × 10–4 mol. e) 5,0 × 10–3 mol. 
 
 
 
 
48 – (FESP – UPE/89) Considere a equação abaixo: 
 
 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g) 
 
Admita que a formação do O2 tem uma velocidade média constante e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em 
1 minuto será: (Dados: N = 14 u; O 16 u) 
 
a) 96g b) 55,2g c) 12,0g d) 552g e) 5,52g 
 
 
 
 
 
49 – (Unicap – Quí. II/97) Uma esfera de ferro de superfície igual a 12 cm
2
 é introduzida em 1 litro de solução molar de 
HC, consumindo todo o ácido. Qual o diâmetro final da esfera? 
 (Para efeito de cálculo, considere  = 3 e dFe = 8 g/mL. Dados: H = 1 u; C = 35,5 u; Fe = 56 u) 
 Fe + 2HC  FeC2 + H2Análise com o Professor: 
 
 16 Noções de Estequiometria 
 
 
 
Responda você mesmo: 
05 – Quando Há Impureza nos Reagentes 
 
 
 
50 – (UFPE – 2a fase/92) A hematita que é constituída principalmente por óxido de Ferro III é o principal minério de ferro 
de Carajás; seu grau de pureza é 86,5%. Considerando o processo de obtenção de ferro num alto forno representando 
pela equação química. 
 
2 Fe2O3 + 6 C + 3 O2  4 Fe + 6 CO2, 
 
calcule a massa de ferro em toneladas – números inteiros – produzida quando se usam 66 toneladas de hematita. 
(Dados: Fe2O3 = 160 g/mol e Fe = 56 g/mol) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 – (UFPE – 2a fase/2007) A hematita, Fe2O3(s), é uma das principais riquezas minerais do Brasil. Este mineral é 
empregado na obtenção de ferro metálico, Fe(s), obtido a partir de um processo de redução em alto forno, usando 
carvão, C(s), como agente redutor. Uma das reações ocorridas nesse processo é dada pela equação não balanceada: 
 
Fe2O3(s) + C(s) → Fe(s) + CO(g) 
 
 Calcule a massa de Fe(s) (em toneladas) que é possível obter a partir de 100 toneladas de hematita, 70% pura. (Dados: 
C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; Fe = 56 g/mol). 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 – (IFPE – CURSOS TÉCNICOS SUBSEQUENTES/2011) O calcário extraído de jazidas naturais é utilizado na fabricação de 
cal virgem ou óxido de cálcio (CaO), a partir de uma reação de calcinação : CaCO3  CaO + CO2. O calcário contém, 
além de carbonato de cálcio (CaCO3), areia, carvão e outras substâncias em menor quantidade. Com base nessa 
informação, assinale a alternativa que indica a massa de óxido de cálcio produzida a partir de 50 kg de um calcário 
com 80 % de carbonato de cálcio. Dados: CaCO3 = 100 g/mol e CaO = 56 g/mol. 
 
 a) 22,4 kg b) 25,0 kg c) 28,5 kg d) 30,0 kg e) 36,0 kg 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Análise com o Professor: 
 
 
 
 17 Noções de Estequiometria 
 
 
Responda você mesmo: 
06 – Quando o Rendimento é Inferior a 100% 
 
 
 
53 – (UFPE – 2a fase/2008) A preocupação com o meio ambiente levou ao desenvolvimento de metodologias verdes 
(pouco poluentes), que procuram reduzir a produção de rejeitos e a utilização de reagentes tóxicos. Um exemplo de 
metodologia verde é a síntese descrita abaixo do ácido adípico, utilizado na preparação do náilon-66. Considere as 
massas molares do cicloexeno e do ácido adípico iguais a 82 e 146 g·mol–1, respectivamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Calcule a massa de ácido adípico em kg que será formada a partir de 41 kg de cicloexeno, considerando que o 
rendimento da reação é 85%. Assinale o número inteiro mais próximo. 
 
 
 
 
 
54 – (UFPE – 2a fase/2002) Reações de hidrogenação catalítica são utilizadas, por exemplo, na indústria alimentícia 
durante a produção de margarinas. A hidrogenação catalítica de 0,2 mol de 3,4–dimetil–2–penteno forneceu 16,4 g 
de um único produto. Determine o rendimento percentual da reação. 
 Considere as seguintes Massas atômicas (g/mol): H = 1; C = 12; N = 14; O = 16. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 – (COVEST – Asces/2009) O ácido adípico, C6H10O4, é utilizado na produção de náilon. É preparado industrialmente 
pela reação controlada entre o ciclohexano, C6H12, e gás oxigênio: 
 
2 C6H12 + 5 O2  2 C6H10O4 + 2 H2O 
 
Quando 25,0 g de ciclohexano reagiram com excesso de oxigênio, foram obtidos 33,5 g de ácido adípico. 
Calcule o rendimento percentual de ácido adípico. 
Dados: Massas molares (em g/mol): H = 1; C = 12; O = 16. 
 
a) 19% b) 23% c) 45% d) 77% e) 86% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
N a 2 W O 4 . 4 H 2 O 
[ C H 3 ( n - C 8 H 1 7 ) N ] H S O 4 
a q u e c i m e n t o 
H O 
O 
O 
O H 
+ 4 H 2 O 
á c i d o a d í p i c o 
Análise com o Professor: 
 
 18 Noções de Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
56 – (Enem – 1ª Aplicação/2010) A composição média de uma bateria automotiva esgotada é de aproximadamente 32% 
Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média de pasta residual é de 6 Kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb. 
Entre todos os compostos de chumbo presentes na pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo (II), pois nos 
processos pirometalúrgicos, em que os compostos de chumbo (placas de baterias) são fundidos, há a conversão de 
sulfato em dióxido de enxofre, gás muito poluente. 
 Para reduzir os problemas das emissões de SO2(g), a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o 
processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a redução de 
sulfato presente no PbSO4 é feita via lixiviação com solução de carbonato de sódio (Na2CO3) 1M a 45 
oC, em que se 
obtém o carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. Após esse processo o material segue para fundição para 
obter o chumbo metálico. 
 
PbSO4 + Na2CO3  PbCO3 + Na2SO4 
 
 Dados: Massas molares em g/mol Pb = 207; S = 32; Na = 23; O = 16; C = 12. 
 
ARAÚJO, R. V. V.; TRINDADE, R. B. E.; SOARES, P. S. M. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: estudo de caso. 
Disponível em: HTTP//WWW.iqsc.usp.br.Acesso em: 17 abr. 2010 (adaptado). 
 
 Segundo as condições do processo apresentado para obtenção do carbonato de chumbo (II) por meio de lixiviação 
por carbonato de sódio e considerando uma massa de pasta residual de uma bateria de 6 Kg, qual a quantidade 
aproximada, em quilogramas, de PbCO3 é obtida? 
 
a) 1,7 Kg b) 1,9 Kg c) 2,9 Kg d) 3,3 Kg e) 3,6 Kg 
 
 
Texto para as questões 57 e 58. 
 
Na investigação forense, utiliza-se luminol, uma substância que reage com o ferro presente na 
hemoglobina do sangue, produzindo luz que permite visualizar locais contaminados com pequenas quantidades de 
sangue, mesmo em superfícies lavadas. 
É proposto que, na reação do luminol ( I ) em meio alcalino, na presença de peróxido de hidrogênio (II) e de 
um metal de transição ( Mn+ ), forma-se o composto 3–amino–ftalato ( III ) que sofre uma relaxação dando origem ao 
produto final da reação ( IV ), com liberação de energia ( hν ) e de gás nitrogênio ( N2 ). 
(Adaptado. Química Nova, 25, no 6, 2002. pp. 1003-1011.) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dados: pesos moleculares: Luminol = 177; 3–amino–ftalato = 164 
 
 
57 – (ENEN/2005) Na reação do luminol, está ocorrendo o fenômeno de 
 
a) fluorescência, quando espécies excitadas por absorção de uma radiação eletromagnética relaxam liberando luz. 
b) incandescência, um processo físico de emissão de luz que transforma energia elétrica em energia luminosa. 
c) quimiluminescência, uma reação química que ocorre com liberação de energia eletromagnética na forma de luz. 
d) fosforescência, em que átomos excitados pela radiação visível sofrem decaimento, emitindo fótons. 
e) fusão nuclear a frio, através de reação química de hidrólise com liberação de energia. 
 
 
58 – (ENEN/2005) Na análise de uma amostra biológica para análise forense, utilizou-se 54 g de luminol e peróxido de 
hidrogênio em excesso, obtendo-se um rendimento final de 70%. Sendo assim, a quantidade do produto final (IV) 
formada na reação foi de 
 
a) 123,9. b) 114,8. c) 86,0. d) 35,0. e) 16,2. 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 
 
 19 Noções de Estequiometria 
 
 
Responda você mesmo: 
07 – Quando Há Reagentes em Excesso 
 
 
 
59 – (COVEST – Vitória/2006) Quando soluções aquosas de nitrato de cálcio e ácido fosfórico são misturadas, ocorre a 
precipitação do fosfato de cálcio, um sólido branco. 
 
3 Ca(NO3)2(aq) + 2 H3PO4(aq)  Ca3(PO4)2(s) + 6 HNO3(aq) 
 
Quantos mols desse sólido podem ser obtidos a partir de 150 g de ácido fosfórico e 206 g de nitrato de cálcio? (Dados: 
Massas molares(g . mol–1): H = 1; N = 14; O = 16; P = 31; Ca = 40.) 
 
a) 1,26 b) 5,30 c) 10,8 d) 0,50 e) 0,42 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Importante 
 
 
60 – (UFPE – 2a fase/92) Em um recipiente foram colocados 2 mols de hidrogênio e 2 mols de oxigênio. Após a reação, 
podemos concluir que: 
 
I II 
0 0 No recipiente estão contidos 2 mols de água e 1 mol de oxigênio. 
1 1 A reação prossegue até o consumo total do hidrogênio. 
2 2 A reação prossegue até o consumo total dos dois gases, hidrogênio e oxigênio. 
3 3 No recipiente estão contidos apenas 2 mols de água. 
4 4 O oxigênio está em excesso no sistema reagente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 – (UFPE – 2a fase/93) Considere a reação de produção do álcool metílico com rendimento de 100% 
 
 CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(L) 
 
 Se 48,0 g de H2(g) são adicionados a 140 g de CO(g) após a reação, podemos concluir que: 
 (Dados: O = 16 g/mol; C = 12 g/mol; H = 1 g/mol) 
 
I II 
0 0 São produzidos 188,0 g de álcool metílico. 
1 1 A reação prossegue até o consumo total do H2(g). 
2 2 A reação prossegue até o consumo total do CO(g). 
3 3 O hidrogênio está em excesso no sistema reagente. 
4 4 No recipiente, estão contidos 5,0 mols de CH3OH(L) e 14 mols de H2(g). 
 
 
 
 
 
Análise com o Professor: 
Reagente(s) em excesso: 
 
Reagente limitante ou limítrofe: 
 
 20 Noções de Estequiometria 
 
 
08 – Quando Reações Sucessivas 
 
 
 
62 – (UFPE – 2ª fase/2010) Ácido sulfúrico (H2SO4) é um importante insumo industrial, obtido como subproduto do refino 
de cobre. A matéria prima deste processo, sulfeto de cobre (CuS) é decomposta termicamente, na presença de 
oxigênio, produzindo cobre metálico e SO2. Por ser um gás tóxico, o SO2 não pode ser liberado no ambiente, e, 
portanto, é oxidado a SO3, que em seguida reage com água para formar ácido sulfúrico. Ao iniciarmos o processo com 
19,1 toneladas de sulfeto de cobre puro, e assumindo um rendimento de 100% em todas as etapas, podemos afirmar 
que serão: 
 (Dadas as massas atômicas: Cu, 63,5 g/mol; S, 32 g/mol; O, 16 g/mol e H, 1 g/mol). 
 
I II 
0 0 consumidos 300.000 mols de oxigênio molecular. 
1 1 consumidos 200.000 mols de água. 
2 2 produzidos e posteriormente consumidos 80.000 mols de SO3 . 
3 3 produzidas 196 toneladas de ácido sulfúrico. 
4 4 produzidas 1,31 toneladas de cobre metálico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
63 – (UFPE – 2ª fase/2012) O silano (SiH4) é preparado comercialmente pela reação de SiO2 com alumínio e hidrogênio 
sob alta pressão e alta temperatura, de acordo com a equação química não balanceada: 
 
H2(g) + SiO2(s) + Aℓ(s)  SiH4(g) + Aℓ2O3(s). 
 
 Quando esta reação ocorre num recipiente fechado: 
 
I II 
0 0 cada mol de silano produzido consome dois mols de hidrogênio. 
1 1 a relação molar entre o alumínio metálico e o óxido de alumínio é de 2:1. 
2 2 a pressão final é metade da pressão inicial, se os gases forem ideais. 
3 3 não é possível balancear a reação, pois o elemento hidrogênio não está presente em todos os produtos. 
4 4 a pressão parcial de H2(g) não varia durante a reação. 
 
 
64 – (ENEM – 2004) Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4) foram derramadas pelo 
navio Bahamas no litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental de um desastre desse tipo, é 
preciso neutralizar a acidez resultante. Para isso pode-se, por exemplo, lançar calcário, minério rico em carbonato de 
cálcio (CaCO3), na região atingida. A equação química que representa a neutralização do H2SO4 por CaCO3, com a 
proporção aproximada entre as massas dessas substâncias é: 
 
H2SO4 + CaCO3  CaSO4 + CO2 + H2O 
 
 Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser empreendido para enfrentar tal situação, estimando a 
quantidade de caminhões necessária para carregar o material neutralizante. Para transportar certo calcário que tem 
80% de CaCO3, esse número de caminhões, cada um com carga de 30 toneladas, seria próximo de 
 
 a) 100. b) 200. c) 300. d) 400. e) 500. 
Análise com o Professor: 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 
 
 21 Noções de Estequiometria 
 
 
65 – (Vestibular Seriado 1º ano – UPE/2009) Uma liga metálica de forma esférica, constituída de um metal “M” de massa 
molar 40 g/mol, e densidade 5,0 g/cm3, reage totalmente com uma solução aquosa de ácido clorídrico, liberando, nas 
CNTP, 68,1L de um gás inflamável, conforme a equação: 
 
M(S) + 2 HCℓ(aq)  MCℓ2(aq) + H2(g). 
 
Sabendo-se que o raio da esfera é igual a 2,0 cm e que as impurezas não reagem com a solução ácida, é CORRETO 
afirmar que 
Dados: π = 3, Vm = 22,7L/mol, ma( H ) = 1u 
 
a) a liga metálica é constituída de 25% em massa do metal “M”. 
b) a massa do metal “M” que constitui a liga metálica é igual a 140g. 
c) na reação da liga metálica com a solução ácida, formam-se 4,515 x 1025 moléculas de hidrogênio. 
d) na liga metálica, existem, apenas, 50g do metal “M”. 
e) na liga metálica, antes da reação, existiam 3 mols de átomos do metal “M”. 
 
 
66 – (UFPE – 2
a
 fase/94) Um mol de gás ideal nas CNTP ocupa 22,4 litros. Na composição do ar atmosférico, o oxigênio 
representa aproximadamente 20%. Quantos litros de ar são necessários para queima completa de 0,25 mols do 
metano de acordo com a reação: 
 
 CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O ? 
 
 
67 – (Enem – 2ª Aplicação/2010) Fator de emissão (carbon footprint) é um termo utilizado para expressar a quantidade 
de gases que contribuem para o aquecimento global, emitidos por uma fonte ou processo industrial específico. Pode-
se pensar na quantidade de gases emitidos por uma indústria, uma cidade ou mesmo por uma pessoa. Para o gás CO2, 
a relação pode ser escrita: 
 
 
 
 O termo “quantidade de material” pode ser, por exemplo, a massa de material produzido em uma indústria ou a 
quantidade de gasolina consumida por um carro em um determinado período. 
 No caso da produção do cimento, o primeiro passo é a obtenção de óxido de cálcio, a partir do aquecimento do 
calcário a altas temperaturas, de acordo com a reação: 
 
CaCO3(S)  CaO(S) + CO2(g) 
 
Uma vez processada essa reação, outros compostos inorgânicos são adicionados ao óxido de cálcio, tendo o cimento 
formado 62% de CaO em sua composição. 
 
Dados: Massas molares em g/mol – CO2 = 44; CaCO3 = 100; CaO = 56. 
 
TREPTON, R.S. Joumal of Chemical Education. V. 87 n
o
 2, fev. 2010 (adaptado). 
 
Considerando as informações apresentadas no texto, qual é, aproximadamente, o fator de emissão de CO2 quando 1 
tonelada de cimento for produzida, levando-se em consideração apenas a etapa de obtenção do óxido de cálcio ? 
 
a) 4,9 x 10–4 b) 7,9 x 10–4 c) 3,8 x 10–1 d) 4,9 x 10–1 e) 7,9 x 10–1 
 
 
68 – (UPE – Quí. I/2011) Admita que uma planta aquática exposta ao CO2 e luz solar fixa o dióxido de carbono pelo 
processo de fotossíntese, armazenando-o na forma polimérica, de acordo com a equação simplificada 
 
CO2(g) + H2O(ℓ) (CH2O)n + O2(g). 
 
Sabe-se que 0,30g da planta aquática absorve pela fotossíntese 1 x 10–2 mol de CO2/h, retendo os átomos de carbono 
sob a forma (CH2O)n. Considere que a velocidade da reação de fotossíntese é constante. Em quanto tempo, a planta 
aquática terá sua massa triplicada? 
Dados: ma( C ) = 12u, ma( O ) = 16u, ma( H ) = 1u 
 
a) 3h b) 2h c) 1h d) 5h e) 4h 
 
 
Fator de emissão de CO2 = 
Massa de CO2 emitida 
Quantidade de material 
Luz 
 
 22 Noções de Estequiometria 
 
 
69– (ENEM – Novembro de 2011) A eutrofização é o processo em que rios, lagos e mares adquirem níveis de nutriente, 
especialmente fosfatos e nitratos, provocando posterior acúmulo de matéria orgânica em decomposição. Os 
nutrientes menos disponível em relação à abundância necessária à sobrevivência dos organismos vivos. O ciclo 
representado na figura seguinte reflete a dinâmica dos nutrientes em um lago. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SPIRO, T. G.; STIGLIANI, W. M. Química Ambiental. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008 (adaptado). 
 
A análise da água de um lago que recebe a descarga de águas residuais provenientes de lavouras adubadas revelou as 
concentrações dos elementos carbono (21,2 mol/L), nitrogênio (1,2 mol/L) e fósforo (0,2 mol/L). Nessas condições, o 
nutriente limítrofe é o 
 
a) C. b) N. c) P. d) CO2. e) PO4
–3
 
 
 
70 – (ENEM – Novembro de 2011) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz 
dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de 
combustão ( 
 ) completa de um mol de combustível no estado padrão. 
 O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu ( 
 ) 
 
Substância Fórmula 
 
benzeno C6H6(ℓ) –3 268 
etanol C2H5OH(ℓ) –1 368 
glicose C6H12O6(s) –2 808 
metano CH4(g) –890 
Octano C8H18(ℓ) –5 471 
 
ATKINS, P. Princípios de Química. Bookman, 2007 (adaptado). 
 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de carbono no 
ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
 
a) Benzeno. b) Metano. c) Glicose. d) Octano. e) Etanol. 
Fosfatos 
(solo; detergentes, esgoto) 
N2 (atmosfera) 
nitratos (solo; esgotos) CO2 (atmosfera) 
(geralmente limitados) (possivelmente limitados) (geralmente abundantes) 
(O2 suficiente) Microelementos 
(Fe, Mn, Cu, etc.) CO2 
NO3
– 
PO4
3– 
(O2 suficiente) 
Sedimentação 
de resíduos vegetais e animais 
Produtores primários 
Algas e outros organismos fixadores de 
nitrogênio e fotossintéticos assimilam 
C, N, P nas razões atômicas de 106 : 16 : 1 
Crescimento de peixes e 
outros produtores secundários 
Decomposição bacteriana 
de resíduos vegetais e animais 
Processo de 
envelhecimento 
C N P 
 
 
 
 23 Noções de Estequiometria 
 
 
71 – (UPE – Quí. I/2004) O ácido acetilsalicílico (C9H8O4), comumente chamado de “aspirina”, é muito usado pelos alunos, 
após uma prova de química, física ou matemática, disciplinas que requerem muitos cálculos e atenção. A massa de 
ácido salicílico (C7H6O3) que deve reagir com anidrido acético (C4H6O3), para se obter três comprimidos de aspirina, 
cada um com 0,6g, admitindo que o ácido salicílico é 92% puro, é ... 
Dados: C = 12u H = 1u O = 16u 
 
 C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2 
 
a) 1,50g. b) 1,92g. c) 1,65g. d) 1,38g. e) 2,25g. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais 
 
 
 24 Noções de Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
 Página 03: 
 
2º quesito: a) 4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O 
b) 4 Si2H3 + 11 O2  8 SiO2 + 6 H2O 
c) 4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2 
d) Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g) 
e) 2 Aℓ2O3(s) + 3 C(s)  4 Aℓ(s) + 3 CO2(g) 
f) 2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g). 
 
3º quesito: a) CH3OH + O2  CO2 + H2O 
b) C2H4 + 3 O2  2 CO2 + 2 H2O 
c) C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O 
d) C4H8 + 6 O2  4 CO2 + 4 H2O 
e) C3H4 + 4 O2  3 CO2 + 2 H2O 
f) C2H2 + 5/2 O2  2 CO2 + 1 H2O 
 
4º quesito: a) 2 NH3  N2 + 3 H2 
b) H2O2  H2O + ½ H2 
c) C5H10 + H2  C5H12 
d) C4H8 + H2  C4H10 
e) 2 NaN3  2 Na + 3 N2 
 
5º quesito: 8 mol 6º quesito: 4 mol 7º quesito: 89,6 L 
 
 
 Páginas 04 até 23: 
 
No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta 
 
08 C 28 E 48 D 68 B 
09 C 29 A 49 01 69 B 
10 D 30 E 50 40 70 C 
11 D 31 30 51 49 71 A 
12 E 32 04 52 A 
13 69 33 B 53 62 
14 52 34 C 54 82 
15 A 35 B 55 D 
16 E 36 16 56 C 
17 D 37 B 57 C 
18 D 38 59 58 D 
19 C 39 B 59 E 
20 92 40 D 60 VVFFV 
21 96 41 64 61 FFVVV 
22 56 42 B 62 VVFFF 
23 A 43 B 63 VVVFF 
24 E 44 B 64 D 
25 D 45 E 65 E 
26 A 46 A 66 56 
27 20 47 D 67 D 
Comunique-se com seu professor: quimicaeber@hotmail.com 
 
 
Gabarito do Capítulo: 
Noções de Estequiometria 
mailto:quimicaeber@hotmail.com