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ESTEQUIOMETRIA 
RESUMO GERAL DE ESTEQUIOMETRIA 
MONTAGEM DE UMA EQUAÇÃO 
EQUAÇÃO 01: REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO COMPLETA DO ÁCIDO SÚLFURICO COM 
HIDRÓXIDO DE SÓDIO 
EQUAÇÃO 02: REAÇÃO DE COMBUSTÃO COMPLETA DO OCTANO 
EQUAÇÃO 03: REAÇÃO DE DUPLA TROCA ENTRE NITRATO DE PRATA E CLORETO DE SÓDIO 
BALANCEAMENTO MACHO 
C2H6O + 3O2  2CO2 + 3H2O 
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O 
3FeS2 + 8O2  Fe3O4 + 6SO2 
3NaOH + FeCl3  Fe(OH)3 + 3NaCl 
 
BALANCEAMENTO OXIRREDUÇÃO 
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
a) RELAÇÃO 01- MOL X MOL 
b) RELAÇÃO 02- MOL X MASSA 
c) RELAÇÃO 03- MASSA X MASSA 
d) RELAÇÃO 04- MASSA X NÚMERO DE PARTÍCULAS ( ÁTOMOS, MOLÉCULAS, ÍONS) 
e) RELAÇÃO 05- MOL X NÚMERO DE PARTÍCULAS (ÁTOMOS, MOLÉCULAS, ÍONS) 
f) RELAÇÃO 06- MOL X VOLUME 
g) RELAÇÃO 07- MASSA X VOLUME NA CNTP 
h) RELAÇÃO 08- ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO GASES FORA DAS CNTP 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 01- MOL X MOL 
Exemplo 01 - (Osec-SP) Considere a reação química representada pela equação química 
não balanceada: 
 
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s) 
 
Quantos mols de O2 reagem com 4 mol de Fe(s)? 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
Exemplo 01 - (Osec-SP) Considere a reação química representada pela equação química 
não balanceada: 
 
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s) 
 
Quantos mols de O2 reagem com 4 mol de Fe(s)? 
1º Passo: Determinar quais dos componentes da reação participam do cálculo. 
Nesse caso, o exercício pede o número de mol do O2 com relação a 4 mol de Fe, portanto, esses são os 
participantes do cálculo. 
2º Passo: Verificar se a equação está balanceada e, caso seja necessário, realizar o balanceamento da 
equação. A equação do exercício não está balanceada. Após balanceá-la, temos: 
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) 
3º Passo: Montar uma regra de três para determinar o número de mol. 
Na primeira linha, colocamos o número de mol relacionado ao coeficiente do balanceamento de cada um. 
Na segunda linha, dispomos os dados do exercício: 
4 Fe(s) ----------- 3 O2(g) 
4 mol------------3 mol 
4 mol-----------x 
4.x = 4.3 
4x = 12 
x = 12 
 4 
x = 3 mol 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 02- MOL X MASSA 
Exemplo 01 - (UFMA) Considere que a gasolina seja constituída apenas de 2,2,4-trimetil-
pentano. Se abastecermos um veículo com 25 mol de gasolina, qual a quantidade de 
dióxido de carbono em gramas que será lançada na atmosfera, quando toda a gasolina for 
consumida? Dados: C=12u; O=16u 
 
C8H18 + O2 → CO2 + H2O 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
Exemplo 01 - (UFMA) Considere que a gasolina seja constituída apenas de 2,2,4-trimetil-
pentano. Se abastecermos um veículo com 25 mol de gasolina, qual a quantidade de 
dióxido de carbono em gramas que será lançada na atmosfera, quando toda a gasolina for 
consumida? Dados: C=12u; O=16u 
 
C8H18 + O2 → CO2 + H2O 
1º Passo: Determinar quais dos componentes da reação participam do cálculo. 
Nesse caso, o exercício pede a massa do CO2 com relação a 25 mol de C8H18. Portanto, esses são os participantes do 
cálculo. 
 
2º Passo: Verificar se a equação está balanceada. Caso não esteja, fazer o balanceamento. 
A equação do exercício não está balanceada. Após balanceá-la, temos: 
1 C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O 
 
3º Passo: Montar uma regra de três para determinar o número de mol. 
Na primeira linha da regra de três, utilizamos o número de mol relacionado ao coeficiente do balanceamento do C8H18, 
junto com a massa molar relacionada ao coeficiente do CO2. Na segunda linha, são colocados os dados solicitados pelo 
exercício: 
1 C8H18 → 8 CO2 
1 mol------------8.44g 
25 mol-----------x 
1.x = 25.8.44 
x = 8800g 
Se dividirmos essa massa obtida por 1000, teremos 8,8 Kg. 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 03- MASSA X MASSA 
Exemplo 01 - (Unimep-SP) O cromo é obtido por aluminotermia, que usa o óxido de 
cromo-III (Cr2O3), proveniente do minério cromita (FeO. Cr2O3): 
 
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3. 
 
A massa de cromo obtida a partir de uma tonelada de óxido de cromo-III é 
aproximadamente igual a: Dados: M.A. de Cr = 52; M.A. de O = 16; M.A. de Al= 27) 
 
Exemplo 01 - (Unimep-SP) O cromo é obtido por aluminotermia, que usa o óxido de 
cromo-III (Cr2O3), proveniente do minério cromita (FeO. Cr2O3): 
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3. 
A massa de cromo obtida a partir de uma tonelada de óxido de cromo-III é 
aproximadamente igual a: Dados: M.A. de Cr = 52; M.A. de O = 16; M.A. de Al= 27) 
1º Passo: calcular a massa molar do Cr2O3 (óxido de cromo III). Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua 
respectiva massa e, em seguida, somar os resultados: 
Cr2O3 = 2.52 + 3.16 
Cr2O3 = 104 + 48 
Cr2O3 = 152 g/mol 
2º Passo: calcular a massa molar do Cr (cromo). Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela sua respectiva massa e, em 
seguida, somar os resultados: 
Cr = 1.52 
Cr = 52 g/mol 
3º Passo: transformar a massa do Cr2O3 fornecida pelo enunciado em Kg, já que a resposta deve ser em Kg. Para isso, basta multiplicar por 
1000. 
Massa do Cr2O3 = 1. 1000 
Massa do Cr2O3 = 1000Kg 
4º Passo: montar a regra de três que relaciona massa e moléculas, como o enunciado pede. Nessa relação, vamos utilizar apenas as 
substâncias Cr2O3 e Cr; 
OBS.: As massas da 1ª linha podem permanecer em gramas porque se trata de uma regra de três. Assim, ao multiplicarmos cruzado, essas 
unidades anulam-se, sobrando o Kg da 2ª linha. 
Cr2O3 → 2Cr 
1 mol----------------2mol 
152g -------- 2. 52g 
1000Kg-------- x g 
152.x = 1000.104 
152x = 104000 
x = 104000 
 152 
x = 684,21Kg 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 04- MASSA X NÚMERO DE PARTÍCULAS ( ÁTOMOS, MOLÉCULAS, ÍONS) 
Exemplo 01 - (Unifor-CE) Para eliminar o dióxido de carbono, CO2, da atmosfera das naves 
espaciais, são utilizados recipientes com hidróxido de lítio, LiOH, adaptados à ventilação. A 
equação da reação entre essas substâncias está representada a seguir: 
 
CO2(g) + 2LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l) 
 
Considerando uma massa de LiOH de 100,0 g, o número de moléculas de CO2(g) que pode 
ser eliminado da atmosfera das naves é de, aproximadamente, 
Dado: Constante de Avogadro = 6,0x1023 mol–1 
 
Exemplo 01 - (Unifor-CE) Para eliminar o dióxido de carbono, CO2, da atmosfera das naves 
espaciais, são utilizados recipientes com hidróxido de lítio, LiOH, adaptados à ventilação. A 
equação da reação entre essas substâncias está representada a seguir: 
CO2(g) + 2LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l) 
Considerando uma massa de LiOH de 100,0 g, o número de moléculas de CO2(g) que pode 
ser eliminado da atmosfera das naves é de, aproximadamente, 
Dado: Constante de Avogadro = 6,0x1023 mol–1 
1º Passo: calcular a massa molar de LiOH. Para isso, devemos multiplicar a quantidade de 
cada átomo pela sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados: 
LiOH = 1.7 + 1.16 + 1.1 
LiOH = 7 + 16+ 1 
LiOH = 24 g/mol 
 2º Passo: Montar a regra de três que relaciona massa e moléculas, como o enunciado pede. 
Nessa relação, vamos utilizar apenas as substâncias LiOH e CO2. 
CO2(g) + 2LiOH(s) 
1 mol----------------2mol 
6.1023 moléculas-------- 2. 24 
x moléculas-------- 100 g 
48.x = 100.6.1023 
48x = 600.1023 
x = 600.1023 
 48 
x = 12,5.1023 
ou 
x = 1,25.1024 moléculas 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 05- MOL X NÚMERO DE PARTÍCULAS (ÁTOMOS, MOLÉCULAS, ÍONS) 
Exemplo 01: Dada a reação química abaixo: 
 
CH4 + O2 → CO2 + H2O 
 
Indique a quantidade de átomos de carbono obtidos a partir da queima do metano com 3 
mol de oxigênio. 
Exemplo 01: Dada a reação química abaixo: 
 
CH4 + O2 → CO2 + H2O 
Indique a quantidade de átomos de carbono obtidos a partir da queima do metano com 3 
mol de oxigênio. 
1º Passo: Determinar quais dos componentes da reação participam do cálculo. 
Nesse caso, o exercício pede o número de átomos de carbono obtidos (presentes no CO2, que é o 
produto) com relação a 3 mol de O2. Esses, portanto, são os participantes do cálculo. 
2º Passo: Verificar se a equação está balanceada e, caso sejanecessário, fazer o balanceamento. 
A equação do exercício não está balanceada, logo, devemos balanceá-la: 
1 CH4 + 2 O2 → 1 CO2 + 2 H2O 
3º Passo: Montar uma regra de três para determinar o número de átomos de carbono. 
Na primeira linha da regra de três, utilizamos o número de mol relacionado ao coeficiente do 
balanceamento do O2, junto com a multiplicação entre o coeficiente do CO2, o índice de carbonos no 
CO2 e a constante de Avogadro (6.10
23). Na segunda linha, são colocados os dados solicitados pelo 
exercício: 
2 O2 → 1 CO2 
2 mol------------1.1.6.1023 átomos de carbono 
3 mol-----------x 
2.x = 3.1.1.6.1023 
2x = 18.1023 
x = 18.1023 
 2 
x = 9.1023 átomos de carbono 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 06- MOL X VOLUME 
Exemplo 01 - (Mackenzie-SP) O volume de gás sulfídrico liberado em CNTP, quando 0,02 
mol de sulfeto de sódio reage com ácido clorídrico em excesso, será: 
 
Na2S + HCl → NaCl + H2S 
Exemplo 01 - (Mackenzie-SP) O volume de gás sulfídrico liberado em CNTP, quando 0,02 
mol de sulfeto de sódio reage com ácido clorídrico em excesso, será: 
 
Na2S + HCl → NaCl + H2S 
1º Passo: Determinar quais dos componentes da reação participam do cálculo. Nesse caso, 
o exercício pede o volume do H2S com relação a 0,02 mol de Na2S. Então, esses são os 
participantes do cálculo. 
 
2º Passo: Verificar se a equação está balanceada e, caso seja necessário, balanceá-la. A 
equação do exercício não está balanceada. Depois de balanceá-la, temos: 
 
1 Na2S + 2 HCl → 2 NaCl + 1 H2S 
 
3º Passo: Montar uma regra de três para determinar o número de mol. 
Na primeira linha da regra de três, colocamos o número de mol relacionado ao coeficiente 
do balanceamento do Na2S, junto com o volume molar relacionado ao coeficiente do H2S. 
Na segunda linha, são colocados os dados solicitados pelo exercício: 
1 Na2S → 1 H2S 
1 mol------------1.22,4L 
0,02 mol-----------x 
1.x = 0,02.22,4 
x = 0,448 L 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 07- MASSA X VOLUME NA CNTP 
Exemplo 01 - (Unirio-RJ) Jaques A. A. Charles, químico famoso por seus experimentos com 
balões, foi o responsável pelo segundo voo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o 
qual o balão foi cheio, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação: 
Dados: H = 1; Fe = 56. 
 
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) 
 
Supondo-se que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico; o volume, em litros, de 
gás hidrogênio obtido nas CNTP foi de: 
 
Exemplo 01 - (Unirio-RJ) Jaques A. A. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi 
o responsável pelo segundo voo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi cheio, 
ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação: Dados: H = 1; Fe = 56. 
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) 
 
Supondo-se que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico; o volume, em litros, de gás 
hidrogênio obtido nas CNTP foi de: 
1º Passo: verificar o balanceamento da equação. Como ela está balanceada, temos a relação 1 mol: 2 mol: 1 mol: 1 
mol. 
2º Passo: calcular a massa molar do ferro metálico. Para isso, devemos multiplicar a quantidade de cada átomo pela 
sua respectiva massa e, em seguida, somar os resultados: 
Fe = 1.56 
Fe = 56 g/mol 
3º Passo: passar a massa do ferro fornecida pelo enunciado para gramas, já que a massa molar foi calculada no 2º 
passo em gramas. Para isso, basta multiplicar por 1000. 
Massa do Fe = 448. 1000 
Massa do Fe = 448000 g 
4º Passo: montar a regra de três que relaciona massa e moléculas, como o enunciado pede. Nessa relação, vamos 
utilizar apenas as substâncias Fe e H2. 
OBS.: O volume molar utilizado na CNTP, como pede o enunciado, é de 22,4 L. 
Fe(s) → H2(g) 
1 mol----------------1mol 
56g -------- 1. 22,4L 
448000 g-------- x L 
56.x = 448000.22,4 
56x = 10035200 
x = 10035200 
 56 
x = 179200 L 
ESTEQUIOMETRIA: CASOS SIMPLES 
RELAÇÃO 08- ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO GASES FORA DAS CNTP 
Exemplo: Sabendo-se que a reação abaixo ocorreu na temperatura de 27°C e pressão de 1 
atm. Determine a massa de HCl que foi necessária para reagir com NaHCO3 e produzir 492 
L de CO2(g). 
 
 
Exemplo: Sabendo-se que a reação abaixo ocorreu na temperatura de 27°C e pressão de 1 
atm. Determine a massa de HCl que foi necessária para reagir com NaHCO3 e produzir 492 
L de CO2(g). 
 
CASOS ESPECIAIS 
 Os cálculos estequiométricos obedecem a uma regra geral para sua resolução, que 
são aplicadas na maioria dos casos e sempre levarão ao resultado correto. Porém, o ditado é 
verdadeiro, e para toda regra há uma exceção. Estas exceções são chamadas de Casos 
Particulares de Cálculos Estequiométricos. 
 
 Quando há a particularidade? 
 
 Quando se trata de questões que não podem ser resolvidas da maneira 
tradicional, traremos aqui as mais comuns, que geralmente são pedidas em provas como os 
vestibulares, sendo elas a seguintes: 
 Quando um dos reagentes estiver em excesso; 
 Quando envolver o rendimento da reação; 
 Quando haver impureza nos reagentes; 
 Quando apresentar reações químicas consecutivas. 
01- REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE 
Exemplo 01: Considere a seguinte reação corretamente balanceada: 
 
6 Na(l) + Al2O3(s)→ 2 Al(l) + 3 Na2O(s) 
 
a) Determine o reagente limitante e o reagente em excesso dessa reação quando 5,52g de 
sódio reage com 10,2 g de Al2O3. 
b) Qual é a massa de alumínio produzida? 
c) Qual é a massa do reagente em excesso que permanecerá sem reagir no final do 
processo? 
01- REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE 
Resolução: 
a) Vamos seguir os três passos citados para resolver a letra “a”: 
 
1º PASSO: 
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s) 
 
A massa molar do Na é 23 g/mol e do Al2O3 é 102 g/mol. Determinando a quantidade em 
mols (n) de cada reagente: 
n = m/MM 
nNa = 5,52g / 23 g/mol → nNa = 0,24 mol 
nAl2O3= 10,2g / 102 g/mol → nAl2O3 = 0,1 mol 
 
2º PASSO: 
Fazer a relação estequiométrica para descobrir a quantidade de Al2O3 necessária para reagir 
com 0,24 mol de Na: 
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s) 
6 mol ----- 1 mol 
0,24 mol---- x 
x = 0,04 mol 
01- REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE 
3º PASSO: O cálculo anterior mostrou que seria necessário 0,04 mol de Al2O3 para reagir 
totalmente com 0,24 mol de Na. Mas, o 1º passo mostrou que na verdade temos uma massa 
maior do que essa, que é de 0,05 mol de Al2O3. Assim, o Al2O3(s) é o reagente em excesso e 
o Na é o reagente limitante. 
 
b) Para saber qual é a massa de alumínio produzida, basta relacionar com a quantidade do 
reagente limitante que temos, isto é, do sódio: 
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s) 
6 mol de Na ---- 2 mol de Al 
6 mol . 23 g/mol de Na ----- 2 mol . 27 g/mol de Al 
138 g de Na ---- 54 g de Al 
5,52 g de Na ---- y 
y = 54 . 5,52 
 138 
y = 2,16 g de Al serão produzidos. 
 
c) Para saber a massa de reagente em excesso (Al2O3) que irá sobrar, basta diminuir a 
quantidade que foi colocada para reagir no início pela quantidade que de fato reagiu: 
1 mol ----- 102 g 
0,04 mol ---- w 
w = 4,08 g de Al2O3 reagiram 
10,2 – 4,08 = 6,12 g de Al2O3 restaram. 
02- RENDIMENTOS DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
1º EXEMPLO: Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás oxigênio 
(O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real dessa reação. (Dados: 
Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol). 
02- RENDIMENTOS DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
1º EXEMPLO: Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás oxigênio 
(O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real dessa reação. (Dados: 
Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol). 
1º PASSO: Temos que escrever a reação química balanceada para saber qual é o rendimento teórico dessa reação: 
 
2 H2 + 1 O2 → 2 H2O 
2 mol 1 mol 2 mol 
 ↓ ↓ ↓ 
2 . 2g 1 . 32g 2 . 18 g 
 4 g 32 g 36g 
 
Teoricamente, 4 g de H2 reagiram com 32 g de O2, produzindo 36 g de H2O. Usando os valores dados no exercício, fazemos uma regra de 
três simples e descobrimos o rendimento teórico. Isso será feito no próximo passo. 
 
2º PASSO: 
É importante verificar se algum dos reagentes é limitante da reação, porque se ele acabar, a reação irá parar, independentemente da 
quantidade em excesso que ainda tenha do outro reagente. Para sabermos disso, basta determinar a quantidade de produto que seria 
formada por cada um dos reagentes separadamente: 
 
- Para o H2: 
4 g de H2 ------ 36 g de H2O 
2 g de H2 ------ x 
x = 2 g . 36 g = 18 g de água 
 
- Para o O2: 
32 g de H2 ------ 36 g de H2O 
16 g de H2 ------ x 
x = 16 g . 36 g = 18 g de água 
 32 g 
02- RENDIMENTOS DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
1º EXEMPLO: Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás oxigênio 
(O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real dessa reação. (Dados: 
Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol). 
Como deu a mesma quantidade de água produzida para os dois, eles reagem 
proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante. 
3º PASSO: 
Agora, basta relacionar o rendimento teórico (18 g de água) com o rendimento real obtido 
na reação, que foi dado no enunciado (14g de água): 
Rendimento teórico --------- 100% 
Rendimento real --------- x 
x = Rendimento real . 100% 
 Rendimento teórico 
 
18 g de água ----------- 100% 
14,4 g de água -------- x 
 x = 14,4 g . 100% 
 18g 
 x = 80% 
03- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTES IMPUROS 
1º EXEMPLO: Determinando a quantidade de produto que será formado: 
Qual é a massa de óxido de cálcio (CaO) obtida na decomposição de 250 g de calcário, 
contendo 80% de carbonato de cálcio(CaCO3)? (Dados: Massas molares: Ca = 40 g/mol, O = 
16 g/mol, C = 12 g/mol). 
03- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTES IMPUROS 
1º EXEMPLO: Determinando a quantidade de produto que será formado: 
Qual é a massa de óxido de cálcio (CaO) obtida na decomposição de 250 g de calcário, 
contendo 80% de carbonato de cálcio(CaCO3)? (Dados: Massas molares: Ca = 40 g/mol, O = 
16 g/mol, C = 12 g/mol). 
Resolução: A reação é dada por: 
CaCO3 → CaO + CO2 
As massas molares são: 
MM(CaCO3) = 100 g/mol 
MM(CaO) = 56 g/mol 
MM (CO2) = 44 g/mol 
Descobrindo quanto de carbonato realmente há na amostra que poderá reagir: 
100 g de calcário ---- 80 g de CaCO3 (porque a pureza é de 80%) 
250 g de calcário ---- x 
x = 200 g de CaCO3 
Visto que a proporção estequiométrica na equação química balanceada é de 1:1, temos: 
CaCO3 → CaO + CO2 
 1 mol 1 mol 
100 g/mol 56 g/mol 
100 g de CaCO3 ------- 56 g de CaO 
200 g de CaCO3 ------- y 
y = 112 g de CaO serão produzidos. 
03- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTES IMPUROS 
2º EXEMPLO: Determinando a quantidade de reagente que precisa ser utilizado: 
Se quisermos obter 180 L de CO2 a partir da mesma amostra impura de calcário do exercício 
anterior (com 80% de grau de pureza), qual será a massa do reagente que precisaremos 
utilizar? 
03- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTES IMPUROS 
2º EXEMPLO: Determinando a quantidade de reagente que precisa ser utilizado: 
Se quisermos obter 180 L de CO2 a partir da mesma amostra impura de calcário do exercício 
anterior (com 80% de grau de pureza), qual será a massa do reagente que precisaremos 
utilizar? 
Resolução: Agora iremos trabalhar com volume. É sabido que em 1 mol sempre há 22,4 L 
nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão). Assim, temos: 
CaCO3 → CaO + CO2 
 1 mol 1 mol 
 
100 g de CaCO3 ------- 22,4 L de CO2 
 x ------- 180 L de CO2 
x = 803,57 g de CaCO3 
 
No entanto, esse valor está considerando uma amostra pura. Vamos realizar, então, um 
cálculo para encontrar a massa do calcário impuro: 
100 de calcário impuro -------- 80 g de CaCO3 
 k -------- 803,57g de CaCO3 
k = 1004, 46 g de CaCO3 impuro 
03- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTES IMPUROS 
3º EXEMPLO: Determinando o grau de pureza do reagente: 
 
A reação a seguir é realizada para se produzir amônia: 
 
1 N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g) 
 
Digamos que nessa reação foi utilizado 200 g de gás nitrogênio e obtiveram-se 170 g de gás 
amônia. Qual era o grau de pureza do gás nitrogênio usado no início? (Dados: Massas 
molares: N = 14 g/mol, H = 1 g/mol). 
03- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTES IMPUROS 
3º EXEMPLO: Determinando o grau de pureza do reagente: 
 
A reação a seguir é realizada para se produzir amônia: 
 
1 N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g) 
 
Digamos que nessa reação foi utilizado 200 g de gás nitrogênio e obtiveram-se 170 g de gás 
amônia. Qual era o grau de pureza do gás nitrogênio usado no início? (Dados: Massas 
molares: N = 14 g/mol, H = 1 g/mol). 
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
1 mol 2 mol 
28 g/mol 2 . 17 g/mol 
 
28 g de N2 --------- 34 g de NH3 
x ------------------- 170 g de NH3 
x = 140 g de N2 
Assim, numa amostra de 200 g do reagente impuro, temos apenas 140 g do N2 puro. Para 
saber o grau de pureza, basta realizar a seguinte regra de três: 
200 g de N2 ------- 100% 
140 g de N2 ------- p 
p = 70% de pureza em N2. 
4. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EM REAÇÕES CONSECUTIVAS