Cálculos Químicos e Estequiometria: resumo para concursos

Do que trata o tópico

Este tópico trata dos cálculos químicos e da estequiometria. Estequiometria é a conta que diz quanto de cada substância entra e sai de uma reação química. O tópico ensina a contar partículas pela massa, a achar a fórmula de uma substância a partir da análise e a calcular quanto de produto uma reação forma. Ele também mostra os três ajustes que a banca mais cobra: o reagente que acaba primeiro, a pureza da amostra e o rendimento da reação. A banca usa esses assuntos em questões de laboratório, de indústria, de tratamento de água e de meio ambiente.

Todas as contas deste tópico usam a mesma ideia. Você troca a massa por mol, faz a proporção em mol e depois volta para a massa, para o volume ou para o número de partículas. Se você aprender esse caminho, você resolve quase todas as questões do assunto.

Conteúdo

Massa molar e quantidade de matéria

Este assunto e os três seguintes formam o assunto "Cálculos Químicos" do TEC. A apostila divide o assunto em quatro partes para ensinar um passo de cada vez.

Comece por uma situação do mercado. Você compra uma dúzia de ovos. Uma dúzia é um nome para 12 unidades. O vendedor não conta ovo por ovo: ele conta em dúzias. Na Química, os átomos são pequenos demais para contar um por um. Por isso, a Química usa um pacote muito maior que a dúzia. Esse pacote se chama mol.

Um mol é um pacote com $6 \times 1 0^{23}$ unidades. Esse número se chama constante de Avogadro. Um mol de moléculas de água tem $6 \times 1 0^{23}$ moléculas de água. Um mol de átomos de ferro tem $6 \times 1 0^{23}$ átomos de ferro. Algumas questões usam o valor mais exato $6, 02 \times 1 0^{23}$ . Use sempre o valor que o enunciado der.

Cada átomo tem uma massa própria. A massa atômica é a massa de um átomo, medida numa unidade muito pequena chamada unidade de massa atômica (u). A prova sempre dá a massa atômica de cada elemento, quase sempre numa tabela. Veja os valores que esta apostila usa:

Elemento	Símbolo	Massa atômica (u)
Hidrogênio	H	1
Carbono	C	12
Nitrogênio	N	14
Oxigênio	O	16
Sódio	Na	23
Alumínio	Al	27
Enxofre	S	32
Cloro	Cl	35,5
Cálcio	Ca	40
Ferro	Fe	56

A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula. A molécula de água, $H X_{2} O$ , tem 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. A conta é $2 \cdot 1 + 1 \cdot 16 = 18$ . A massa molecular da água é 18 u.

Agora vem a parte que faz tudo funcionar. A massa de 1 mol de uma substância, em gramas, tem o mesmo número da massa molecular. Essa massa se chama massa molar e tem a unidade g/mol. A água tem massa molecular de 18 u. Por isso, 1 mol de água tem 18 g. Essa regra deixa você trocar gramas por mols com uma divisão simples.

Para achar a massa molar, monte sempre uma tabela auxiliar. Ela tem uma linha por elemento. As colunas são o número de átomos, a massa atômica e a contribuição, que é o número de átomos vezes a massa atômica. A linha de Total dá a massa molar. Veja a tabela modelo para o ácido sulfúrico, $H X_{2} SO X_{4}$ :

Elemento	Número de átomos	Massa atômica	Contribuição
H	2	1	2
S	1	32	32
O	4	16	64
Total			98

A massa molar do ácido sulfúrico é 98 g/mol.

A quantidade de matéria é o número de mols de uma amostra. Ela sai de uma divisão:

n = \frac{m}{M}

Nessa fórmula, $n$ é a quantidade de matéria, em mol. A letra $m$ é a massa da amostra, em gramas. A letra $M$ é a massa molar, em g/mol. Se você tem 36 g de água e cada mol de água tem 18 g, você tem 2 pacotes de 18 g. Por isso, você tem 2 mol.

Depois de achar o número de mols, você acha o número de partículas com uma multiplicação:

N = n \cdot 6 \times 1 0^{23}

Nessa fórmula, $N$ é o número de partículas (moléculas ou átomos) e $n$ é a quantidade de matéria, em mol.

Os gases têm mais uma regra. Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), que são 0 °C e 1 atm, 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 litros. Esse valor se chama volume molar. A conta do volume é:

V = n \cdot 22, 4

Nessa fórmula, $V$ é o volume do gás em litros, nas CNTP, e $n$ é a quantidade de matéria, em mol. Algumas provas usam outro volume molar, como 24,5 L ou 25 L, para outras condições. Use sempre o valor do enunciado.

Uma última atenção: molécula e átomo não são a mesma coisa. Uma molécula de $H X_{2} SO X_{4}$ tem 4 átomos de oxigênio. Então, 1 mol de $H X_{2} SO X_{4}$ tem 4 mol de átomos de oxigênio. Para contar os átomos de um elemento, multiplique o número de mols de moléculas pelo índice do elemento na fórmula. O índice é o número pequeno que fica depois do símbolo.

Reconheça o tipo da questão: o enunciado dá uma massa, um número de partículas ou um volume de gás e pede outra dessas grandezas.
Monte a tabela auxiliar da massa molar com as massas atômicas do enunciado.
Converta a unidade da massa para gramas, se ela vier em kg ou mg.
Calcule o número de mols com $n = m \div M$ .
Converta o número de mols para a grandeza pedida: multiplique por $6 \times 1 0^{23}$ para partículas ou por 22,4 L para volume de gás nas CNTP.
Confira se a questão pede moléculas ou átomos. Para átomos, multiplique pelo índice do elemento na fórmula.

Calcule quantos mols existem em 36 g de água ( $H X_{2} O$ ). Use H = 1 e O = 16.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá a massa e pede o número de mols.
Passo 2 do roteiro: a massa molar é $2 \cdot 1 + 1 \cdot 16 = 2 + 16 = 18$ g/mol.
Passo 3 do roteiro: a massa já está em gramas.
Passo 4 do roteiro: $n = 36 \div 18 = 2$ .
Passo 5 do roteiro: a questão pede mols. Não há outra conversão.
Passo 6 do roteiro: a questão pede mols de moléculas. O valor fica como está.

Resultado: a amostra tem 2 mol de água.

Um tanque guarda 0,88 kg de gás carbônico ( $CO X_{2}$ ). Calcule o número de moléculas de gás carbônico no tanque. Use a constante de Avogadro igual a $6 \times 1 0^{23}$ e as massas atômicas da tabela.

Elemento	Massa atômica
C	12
O	16

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá a massa e pede o número de moléculas.
Passo 2 do roteiro: monte a tabela auxiliar com uma linha por elemento.

Elemento	Número de átomos	Massa atômica	Contribuição
C	1	12	12
O	2	16	32
Total			44

Passo 3 do roteiro: a massa está em kg. Um quilo tem 1.000 g. Então, $0, 88 \cdot 1.000 = 880$ g.
Passo 4 do roteiro: $n = 880 \div 44 = 20$ mol.
Passo 5 do roteiro: $N = 20 \cdot 6 \times 1 0^{23} = 120 \times 1 0^{23} = 1, 2 \times 1 0^{25}$ .
Passo 6 do roteiro: a questão pede moléculas. O valor fica como está.

Resultado: o tanque tem $1, 2 \times 1 0^{25}$ moléculas de gás carbônico.

O laboratório de um instituto de perícia recebe uma amostra de 9,8 g de ácido sulfúrico puro ( $H X_{2} SO X_{4}$ ). O perito anota as massas atômicas H = 1, S = 32 e O = 16. Ele usa a constante de Avogadro igual a $6 \times 1 0^{23}$ . No relatório, um estagiário escreve a afirmação a seguir. Julgue a afirmação.

Afirmação: a amostra contém $6 \times 1 0^{22}$ átomos de oxigênio.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá a massa e pede um número de átomos.
Passo 2 do roteiro: monte a tabela auxiliar.

Elemento	Número de átomos	Massa atômica	Contribuição
H	2	1	2
S	1	32	32
O	4	16	64
Total			98

Passo 3 do roteiro: a massa já está em gramas.
Passo 4 do roteiro: $n = 9, 8 \div 98 = 0, 1$ mol de moléculas.
Passo 5 do roteiro: o número de moléculas é $0, 1 \cdot 6 \times 1 0^{23} = 6 \times 1 0^{22}$ .
Passo 6 do roteiro: a afirmação fala de átomos de oxigênio, e não de moléculas. Cada molécula tem 4 átomos de oxigênio. Então, $4 \cdot 6 \times 1 0^{22} = 24 \times 1 0^{22} = 2, 4 \times 1 0^{23}$ átomos de oxigênio.

Resultado: errado. O valor $6 \times 1 0^{22}$ é o número de moléculas de ácido. A amostra tem $2, 4 \times 1 0^{23}$ átomos de oxigênio.

Uma estação de tratamento de água usa cloro gasoso ( $Cl X_{2}$ ) para desinfetar a água. Em um dia, a estação consome 142 g de cloro gasoso. O técnico precisa informar o volume desse gás nas CNTP. Considere a massa atômica do cloro igual a 35,5 e o volume molar igual a 22,4 L/mol. Qual é o volume de cloro gasoso consumido no dia?

A) 22,4 L
B) 44,8 L
C) 89,6 L
D) 142,0 L
E) 3.180,8 L

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá a massa de um gás e pede o volume.
Passo 2 do roteiro: monte a tabela auxiliar. A molécula de cloro gasoso tem 2 átomos.

Elemento	Número de átomos	Massa atômica	Contribuição
Cl	2	35,5	71
Total			71

Passo 3 do roteiro: a massa já está em gramas.
Passo 4 do roteiro: $n = 142 \div 71 = 2$ mol.
Passo 5 do roteiro: $V = 2 \cdot 22, 4 = 44, 8$ L.
Passo 6 do roteiro: a questão pede o volume do gás. A resposta é 44,8 L.

Resultado: alternativa B. A armadilha mais tentadora é a alternativa C. Ela aparece quando você usa a massa de um átomo de cloro (35,5) no lugar da massa da molécula (71): a conta fica $142 \div 35, 5 = 4$ mol e $4 \cdot 22, 4 = 89, 6$ L.

O erro comum neste assunto é esquecer o índice da fórmula ao calcular a massa molar. O cloro gasoso é $Cl X_{2}$ , e não $Cl$ . Outro erro comum é confundir moléculas com átomos. Antes de responder, leia de novo se a questão pede moléculas, átomos de um elemento ou o total de átomos.

Fórmula percentual, mínima e molecular

Pense numa receita de bolo. A receita diz: 2 xícaras de farinha para 1 xícara de açúcar. Se você dobra a receita, a proporção continua a mesma, 2 para 1. Uma substância química funciona do mesmo jeito. A proporção entre os átomos é sempre a mesma, em qualquer quantidade da substância.

A Química descreve uma substância de três formas. A fórmula percentual diz quanto de cada elemento existe em 100 g da substância. A fórmula mínima diz a menor proporção inteira entre os átomos. A fórmula molecular diz o número real de átomos em uma molécula.

Veja um caso concreto. A glicose tem a fórmula molecular $C X_{6} H X_{12} O X_{6}$ . Os números 6, 12 e 6 podem ser divididos por 6. A menor proporção inteira é 1, 2 e 1. Por isso, a fórmula mínima da glicose é $CH X_{2} O$ .

A fórmula percentual sai da massa molar. O percentual de um elemento é a contribuição dele dividida pela massa molar, vezes 100:

% do elemento = \frac{contribui c ¸ a ˜ o do elemento}{M} \cdot 100

Nessa fórmula, a contribuição do elemento é o número de átomos dele vezes a massa atômica. A letra $M$ é a massa molar da substância. No metano, $CH X_{4}$ , o carbono contribui com 12 e a massa molar é 16. O percentual de carbono é $12 \div 16 \cdot 100 = 75%$ .

O caminho inverso é o que a banca mais cobra. A análise de laboratório dá os percentuais, e a questão pede a fórmula. O truque é imaginar uma amostra de 100 g. Com 100 g, cada percentual vira uma massa em gramas: 40% vira 40 g. Depois, você divide cada massa pela massa atômica para achar os mols de cada elemento. Por fim, você divide todos os valores pelo menor deles. O resultado é a proporção entre os átomos.

A tabela modelo da fórmula mínima tem estas colunas:

Elemento	Massa em 100 g	Massa atômica	Mols	Dividido pelo menor
C	40	12	3,33	1
H	6,7	1	6,7	2
O	53,3	16	3,33	1

Às vezes a última coluna dá um número como 1,5. Nesse caso, multiplique todos os valores por 2. Assim, 1 e 1,5 viram 2 e 3. Se aparecer 1,33, multiplique por 3.

A fórmula molecular sai da fórmula mínima e da massa molar. A fórmula molecular é a fórmula mínima repetida um número inteiro de vezes:

k = \frac{M}{M _{m ı ˊ nima}}

Nessa fórmula, $k$ é o número de vezes que a fórmula mínima se repete. A letra $M$ é a massa molar da substância, que o enunciado dá. $M_{m ı ˊ nima}$ é a massa da fórmula mínima. Depois de achar $k$ , multiplique cada índice da fórmula mínima por $k$ .

Reconheça o tipo da questão: o enunciado dá percentuais ou massas dos elementos e pede uma fórmula, ou dá a fórmula e pede um percentual.
Para achar um percentual, calcule a contribuição do elemento e divida pela massa molar.
Para achar a fórmula mínima, imagine 100 g da substância ou use as massas dadas, e divida cada massa pela massa atômica.
Divida todos os números de mols pelo menor deles. Se algum valor não for inteiro, multiplique todos pelo mesmo número até ficarem inteiros.
Para achar a fórmula molecular, divida a massa molar dada pela massa da fórmula mínima e multiplique os índices pelo resultado.
Confira a resposta: refaça a massa molar da fórmula achada e compare com o enunciado.

Calcule o percentual em massa de carbono no metano ( $CH X_{4}$ ). Use C = 12 e H = 1.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá a fórmula e pede um percentual.
Passo 2 do roteiro: a contribuição do carbono é $1 \cdot 12 = 12$ . A contribuição do hidrogênio é $4 \cdot 1 = 4$ . A massa molar é $12 + 4 = 16$ . O percentual é $12 \div 16 = 0, 75$ e $0, 75 \cdot 100 = 75%$ .
Passo 6 do roteiro: o hidrogênio fica com $4 \div 16 \cdot 100 = 25%$ . A soma $75% + 25% = 100%$ confirma a conta.

Resultado: o metano tem 75% de carbono em massa.

Um laboratório analisa uma substância orgânica feita só de carbono, hidrogênio e oxigênio. A análise mostra 40% de carbono e 6,7% de hidrogênio. O resto da massa é oxigênio. Calcule a fórmula mínima. Use C = 12, H = 1 e O = 16.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá percentuais e pede a fórmula mínima.
Passo 3 do roteiro: o oxigênio é o resto. $100 - 40 - 6, 7 = 53, 3%$ . Com 100 g, as massas são 40 g de C, 6,7 g de H e 53,3 g de O. Monte a tabela auxiliar com as colunas massa, massa atômica, mols e dividido pelo menor.

Elemento	Massa (g)	Massa atômica	Mols	Dividido pelo menor
C	40	12	3,33	1
H	6,7	1	6,7	2,01
O	53,3	16	3,33	1

Passo 4 do roteiro: os mols vêm de $40 \div 12 \approx 3, 33$ , $6, 7 \div 1 = 6, 7$ e $53, 3 \div 16 \approx 3, 33$ . O menor valor é 3,33. Então, $6, 7 \div 3, 33 \approx 2, 01$ , que arredonda para 2. A proporção é 1 C para 2 H para 1 O.
Passo 6 do roteiro: a fórmula $CH X_{2} O$ tem massa $12 + 2 + 16 = 30$ . O carbono fica com $12 \div 30 \cdot 100 = 40%$ , como no enunciado.

Resultado: a fórmula mínima é $CH X_{2} O$ .

Um órgão de vigilância sanitária analisa um açúcar apreendido. A análise mostra 40% de carbono, 6,7% de hidrogênio e 53,3% de oxigênio em massa. Outro ensaio mostra que a massa molar do açúcar é 180 g/mol. O laudo traz a afirmação a seguir. Use C = 12, H = 1 e O = 16 e julgue a afirmação.

Afirmação: a fórmula molecular do açúcar é $C X_{2} H X_{4} O X_{2}$ , porque essa fórmula tem os mesmos percentuais da análise.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá percentuais e a massa molar. A afirmação fala da fórmula molecular.
Passo 3 do roteiro: com 100 g, os mols são $40 \div 12 \approx 3, 33$ de C, $6, 7 \div 1 = 6, 7$ de H e $53, 3 \div 16 \approx 3, 33$ de O.
Passo 4 do roteiro: dividindo pelo menor valor (3,33), a proporção é 1 C, 2 H e 1 O. A fórmula mínima é $CH X_{2} O$ .
Passo 5 do roteiro: a massa da fórmula mínima é $12 + 2 \cdot 1 + 16 = 30$ . Então, $k = 180 \div 30 = 6$ . Os índices viram $1 \cdot 6 = 6$ , $2 \cdot 6 = 12$ e $1 \cdot 6 = 6$ . A fórmula molecular é $C X_{6} H X_{12} O X_{6}$ .
Passo 6 do roteiro: a massa de $C X_{6} H X_{12} O X_{6}$ é $6 \cdot 12 + 12 \cdot 1 + 6 \cdot 16 = 72 + 12 + 96 = 180$ . A conta bate com o enunciado. A fórmula $C X_{2} H X_{4} O X_{2}$ tem massa $24 + 4 + 32 = 60$ , e não 180.

Resultado: errado. A fórmula $C X_{2} H X_{4} O X_{2}$ tem os mesmos percentuais, porque tem a mesma fórmula mínima. Mas a massa molar dela é 60 g/mol. A fórmula molecular com 180 g/mol é $C X_{6} H X_{12} O X_{6}$ .

Uma empresa de mineração analisa uma amostra de 16 g de um óxido de ferro. O laboratório separa os dois elementos e registra as massas na tabela abaixo. Considere Fe = 56 e O = 16. Qual é a fórmula mínima do óxido?

Componente	Massa na amostra (g)
Ferro	11,2
Oxigênio	4,8
Total	16,0

A) $FeO$
B) $Fe X_{2} O X_{3}$
C) $Fe X_{3} O X_{4}$
D) $FeO X_{2}$
E) $Fe X_{3} O X_{2}$

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá as massas dos elementos e pede a fórmula mínima.
Passo 3 do roteiro: a questão já dá as massas. Não é preciso imaginar 100 g. Monte a tabela auxiliar.

Elemento	Massa (g)	Massa atômica	Mols	Dividido pelo menor
Fe	11,2	56	0,2	1
O	4,8	16	0,3	1,5

Passo 4 do roteiro: os mols vêm de $11, 2 \div 56 = 0, 2$ e $4, 8 \div 16 = 0, 3$ . O menor valor é 0,2. Então, $0, 2 \div 0, 2 = 1$ e $0, 3 \div 0, 2 = 1, 5$ . O valor 1,5 não é inteiro. Multiplique os dois por 2: $1 \cdot 2 = 2$ e $1, 5 \cdot 2 = 3$ . A proporção é 2 Fe para 3 O.
Passo 6 do roteiro: $Fe X_{2} O X_{3}$ tem massa $2 \cdot 56 + 3 \cdot 16 = 112 + 48 = 160$ . O ferro fica com $112 \div 160 = 70%$ . Na amostra, $11, 2 \div 16 = 70%$ . A conta bate.

Resultado: alternativa B. A armadilha mais tentadora é a alternativa E. Ela aparece quando você divide as massas em gramas (11,2 e 4,8) sem passar para mol: a proporção de massa parece de 3 para 1 ou de 3 para 2, mas a fórmula conta átomos, e não gramas.

O erro comum neste assunto é montar a fórmula com a proporção das massas, sem dividir pela massa atômica. A fórmula conta átomos, por isso a conta precisa passar por mol. Outro erro comum é arredondar 1,5 para 2. Quando a divisão dá 1,5, multiplique tudo por 2.

Proporção em mol na reação

Pense de novo numa receita. Um sanduíche leva 2 fatias de pão e 1 fatia de queijo. Com 10 fatias de pão, você faz 5 sanduíches e usa 5 fatias de queijo. A receita fixa a proporção, e você faz uma regra de três.

A equação química é a receita da reação. Os números grandes na frente de cada fórmula se chamam coeficientes. Os coeficientes dizem a proporção em mol entre as substâncias. Veja a formação da água:

2 H X_{2} + O X_{2} 2 H X_{2} O

Essa equação diz: 2 mol de hidrogênio reagem com 1 mol de oxigênio e formam 2 mol de água. A proporção é 2 para 1 para 2. Com 4 mol de hidrogênio, tudo dobra: 2 mol de oxigênio e 4 mol de água.

Os coeficientes só valem se a equação estiver balanceada. Balancear é ajustar os coeficientes para que cada elemento tenha o mesmo número de átomos dos dois lados da seta. Isso acontece porque, numa reação, nenhum átomo some e nenhum átomo aparece. Os átomos só mudam de lugar. Por isso, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. Essa regra se chama lei de Lavoisier.

Para balancear, comece pelo elemento que aparece em menos substâncias. Deixe o hidrogênio e o oxigênio para o fim, se eles aparecem em muitas substâncias. Depois, confira átomo por átomo. Veja o caso do alumínio com o oxigênio:

4 Al + 3 O X_{2} 2 Al X_{2} O X_{3}

Do lado esquerdo há $4$ átomos de Al e $3 \cdot 2 = 6$ átomos de O. Do lado direito há $2 \cdot 2 = 4$ átomos de Al e $2 \cdot 3 = 6$ átomos de O. A equação está balanceada.

A proporção é sempre em mol, nunca em gramas. A massa de 2 mol de hidrogênio não é igual à massa de 2 mol de água. Por isso, a conta segue sempre o mesmo caminho: massa dada, mol do dado, mol do pedido, grandeza pedida.

Leia a massa, o volume ou as partículas da substância dada
Converta a quantidade dada para mol
Use os coeficientes para achar o mol da substância pedida
A questão pede massa?
SimMultiplique o mol pela massa molar
NãoMultiplique por 22,4 L ou por 6 x 10 elevado a 23
Confira a unidade da resposta

Fluxograma

A tabela modelo desta conta tem uma coluna para cada substância que importa e uma linha para cada etapa:

Linha	Substância dada	Substância pedida
Coeficiente	2	2
Mol na questão	4	4
Massa molar (g/mol)	2	18
Massa (g)	8	72

Reconheça o tipo da questão: o enunciado traz uma reação e pede quanto se forma ou quanto se gasta de uma substância.
Balanceie a equação e confira átomo por átomo.
Converta a quantidade dada para mol, com a massa molar, o volume molar ou a constante de Avogadro.
Faça a regra de três em mol com os coeficientes da substância dada e da substância pedida.
Converta o mol da substância pedida para a grandeza que a questão pede.
Confira a unidade (g, kg, L) e veja se o valor faz sentido com a proporção da equação.

Na reação $2 H X_{2} + O X_{2} 2 H X_{2} O$ , calcule a massa de água formada por 4 mol de hidrogênio. Use H = 1 e O = 16.

Passo 1 do roteiro: a reação é dada, e a questão pede a massa de um produto.
Passo 2 do roteiro: há 4 átomos de H e 2 átomos de O de cada lado. A equação está balanceada.
Passo 3 do roteiro: a quantidade dada já está em mol: 4 mol de hidrogênio.
Passo 4 do roteiro: 2 mol de $H X_{2}$ formam 2 mol de $H X_{2} O$ . A proporção é de 1 para 1. Então, 4 mol de $H X_{2}$ formam 4 mol de $H X_{2} O$ .
Passo 5 do roteiro: a massa molar da água é $2 \cdot 1 + 16 = 18$ g/mol. A massa é $4 \cdot 18 = 72$ g.
Passo 6 do roteiro: a resposta está em gramas, como a questão pede.

Resultado: formam-se 72 g de água.

Um fogão industrial queima 3,2 kg de metano. A reação é $CH X_{4} + 2 O X_{2} CO X_{2} + 2 H X_{2} O$ . Calcule a massa de gás carbônico liberada, em kg. Use C = 12, H = 1 e O = 16.

Passo 1 do roteiro: a reação é dada, e a questão pede a massa de um produto.
Passo 2 do roteiro: do lado esquerdo há 1 C, 4 H e $2 \cdot 2 = 4$ O. Do lado direito há 1 C, $2 \cdot 2 = 4$ H e $2 + 2 = 4$ O. A equação está balanceada.
Passo 3 do roteiro: a massa em gramas é $3, 2 \cdot 1.000 = 3.200$ g. A massa molar do metano é $12 + 4 \cdot 1 = 16$ g/mol. Então, $n = 3.200 \div 16 = 200$ mol de metano.
Passo 4 do roteiro: 1 mol de $CH X_{4}$ forma 1 mol de $CO X_{2}$ . Então, 200 mol de metano formam 200 mol de gás carbônico.
Passo 5 do roteiro: a massa molar do $CO X_{2}$ é $12 + 2 \cdot 16 = 44$ g/mol. A massa é $200 \cdot 44 = 8.800$ g.
Passo 6 do roteiro: a questão pede kg. Então, $8.800 \div 1.000 = 8, 8$ kg.

Resultado: a queima libera 8,8 kg de gás carbônico.

O airbag de um carro infla com o gás nitrogênio formado pela decomposição da azida de sódio. A reação é $2 NaN X_{3} 2 Na + 3 N X_{2}$ . Um engenheiro de uma montadora testa uma bolsa com 130 g de azida de sódio. Considere Na = 23, N = 14 e o volume molar igual a 22,4 L/mol nas CNTP. O relatório do teste traz a afirmação a seguir. Julgue a afirmação.

Afirmação: a decomposição completa dos 130 g de azida de sódio forma 44,8 L de gás nitrogênio nas CNTP.

Passo 1 do roteiro: a reação é dada, e a afirmação fala do volume de um produto.
Passo 2 do roteiro: do lado esquerdo há 2 Na e $2 \cdot 3 = 6$ N. Do lado direito há 2 Na e $3 \cdot 2 = 6$ N. A equação está balanceada.
Passo 3 do roteiro: a massa molar do $NaN X_{3}$ é $23 + 3 \cdot 14 = 23 + 42 = 65$ g/mol. Então, $n = 130 \div 65 = 2$ mol.
Passo 4 do roteiro: 2 mol de $NaN X_{3}$ formam 3 mol de $N X_{2}$ . Os 2 mol do teste formam 3 mol de nitrogênio.
Passo 5 do roteiro: o volume é $3 \cdot 22, 4 = 67, 2$ L.
Passo 6 do roteiro: o valor de 44,8 L corresponde a 2 mol de gás. Ele aparece quando se usa a proporção de 1 para 1, sem olhar os coeficientes.

Resultado: errado. A proporção é de 2 mol de azida para 3 mol de nitrogênio. O volume correto é 67,2 L, e não 44,8 L.

Uma fábrica de esquadrias queima pó de alumínio em um ensaio de controle. A reação, ainda sem balanceamento, é $Al + O X_{2} Al X_{2} O X_{3}$ . O ensaio usa 54 g de alumínio, e todo o alumínio reage. As massas atômicas estão na tabela abaixo. Qual é a massa de óxido de alumínio formada?

Elemento	Massa atômica
Al	27
O	16

A) 51 g
B) 102 g
C) 153 g
D) 204 g
E) 408 g

Passo 1 do roteiro: a reação é dada, e a questão pede a massa de um produto.
Passo 2 do roteiro: o óxido tem 2 Al e 3 O. Para igualar o oxigênio, use 3 $O X_{2}$ (6 átomos) e 2 $Al X_{2} O X_{3}$ (6 átomos). Então, o lado direito tem $2 \cdot 2 = 4$ Al, e o lado esquerdo precisa de 4 Al. A equação balanceada é $4 Al + 3 O X_{2} 2 Al X_{2} O X_{3}$ .
Passo 3 do roteiro: $n = 54 \div 27 = 2$ mol de alumínio.
Passo 4 do roteiro: monte a tabela auxiliar, com uma coluna para o alumínio e outra para o óxido.

Linha	Al	$Al X_{2} O X_{3}$
Coeficiente	4	2
Mol na questão	2	1
Massa molar (g/mol)	27	102
Massa (g)	54	102

Passo 4 do roteiro, de novo: 4 mol de Al formam 2 mol de óxido. A proporção é de 2 para 1. Então, $2 \div 2 = 1$ mol de óxido.
Passo 5 do roteiro: a massa molar do óxido é $2 \cdot 27 + 3 \cdot 16 = 54 + 48 = 102$ g/mol. A massa é $1 \cdot 102 = 102$ g.
Passo 6 do roteiro: os 54 g de alumínio recebem $102 - 54 = 48$ g de oxigênio. O valor faz sentido.

Resultado: alternativa B. A armadilha mais tentadora é a alternativa D. Ela aparece quando você usa a equação sem balancear: a proporção de 1 Al para 1 $Al X_{2} O X_{3}$ dá $2 \cdot 102 = 204$ g.

O erro comum neste assunto é fazer a regra de três com as massas e os coeficientes misturados. O coeficiente vale para mol, e não para grama. Outro erro comum é usar a equação sem balancear. Antes de qualquer conta, confira átomo por átomo.

Reagente limitante, pureza e rendimento

Volte ao sanduíche de 2 fatias de pão e 1 fatia de queijo. Você tem 10 fatias de pão e 3 fatias de queijo. O pão dá para 5 sanduíches. O queijo dá para 3 sanduíches. Você faz só 3 sanduíches, porque o queijo acaba primeiro. Sobram 4 fatias de pão.

Na reação química é igual. O reagente limitante é o reagente que acaba primeiro. Ele decide quanto produto se forma. O reagente em excesso é o reagente que sobra no fim. A conta do produto usa sempre o reagente limitante.

O limitante não é o reagente com menor massa, nem o reagente com menos mols. Para achar o limitante, divida o número de mols de cada reagente pelo coeficiente dele na equação. O menor resultado é o limitante. Essa divisão diz quantas vezes a receita pode ser feita com cada reagente. A tabela modelo do limitante tem estas colunas:

Reagente	Massa (g)	Massa molar	Mols	Mols dividido pelo coeficiente
$N X_{2}$	28	28	1	1
$H X_{2}$	9	2	4,5	1,5

Nessa tabela, o nitrogênio tem o menor valor na última coluna. Ele é o limitante.

A pureza é o segundo ajuste. Uma amostra do mundo real quase nunca é pura. Um minério de ferro tem o óxido de ferro misturado com terra e pedra. Só a parte pura reage. A conta da massa pura é:

massa pura = massa da amostra \cdot \frac{pureza}{100}

Nessa fórmula, a massa da amostra é a massa total que o enunciado dá, e a pureza é o percentual da substância que reage. Com 200 g de amostra e 80% de pureza, a massa pura é $200 \cdot 0, 80 = 160$ g.

O rendimento é o terceiro ajuste. Na prática, a reação forma menos produto que a conta prevê. Uma parte se perde nas paredes do recipiente ou numa reação paralela. O rendimento compara o produto obtido com o produto previsto:

rendimento = \frac{massa obtida}{massa prevista} \cdot 100

Nessa fórmula, a massa prevista é a massa que a estequiometria calcula, e a massa obtida é a massa que a reação forma de verdade. Se a questão dá o rendimento e pede a massa obtida, multiplique a massa prevista pelo rendimento em número decimal.

A ordem dos ajustes importa. A pureza entra no começo, porque ela muda a quantidade de reagente. O rendimento entra no fim, porque ele muda a quantidade de produto.

Reconheça o tipo da questão: o enunciado dá dois reagentes, uma pureza em percentual ou um rendimento em percentual.
Se há pureza, calcule a massa pura do reagente antes de qualquer outra conta.
Converta cada reagente para mol.
Se há dois reagentes, divida os mols de cada um pelo coeficiente. O menor resultado é o limitante.
Faça a regra de três em mol a partir do limitante e converta para a grandeza pedida.
Se há rendimento, multiplique o resultado pelo rendimento em número decimal.
Confira se a questão pede o produto, a sobra do reagente em excesso ou o próprio rendimento.

A estequiometria de uma reação prevê 50 g de produto. O laboratório obtém 40 g. Calcule o rendimento da reação.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá a massa prevista e a massa obtida e pede o rendimento.
Passo 6 do roteiro: o rendimento é $40 \div 50 = 0, 8$ . Em percentual, $0, 8 \cdot 100 = 80%$ .
Passo 7 do roteiro: a questão pede o rendimento. O valor é menor que 100%, como esperado.

Resultado: o rendimento é de 80%.

Uma fábrica de cal aquece 0,2 kg de calcário. O calcário tem 80% de carbonato de cálcio, e o resto é areia que não reage. A reação é $CaCO X_{3} CaO + CO X_{2}$ . Calcule a massa de cal ( $CaO$ ) formada. Use Ca = 40, C = 12 e O = 16.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá uma pureza.
Passo 2 do roteiro: a massa da amostra é $0, 2 \cdot 1.000 = 200$ g. A massa pura é $200 \cdot 0, 80 = 160$ g de carbonato de cálcio.
Passo 3 do roteiro: a massa molar do $CaCO X_{3}$ é $40 + 12 + 3 \cdot 16 = 40 + 12 + 48 = 100$ g/mol. Então, $n = 160 \div 100 = 1, 6$ mol.
Passo 4 do roteiro: há um reagente só. Não há limitante para achar.
Passo 5 do roteiro: 1 mol de $CaCO X_{3}$ forma 1 mol de $CaO$ . Então, formam-se 1,6 mol de cal. A massa molar do $CaO$ é $40 + 16 = 56$ g/mol. A massa é $1, 6 \cdot 56 = 89, 6$ g.
Passo 6 do roteiro: o enunciado não dá rendimento. A reação é completa.
Passo 7 do roteiro: a questão pede a massa de cal, em gramas.

Resultado: formam-se 89,6 g de cal.

Uma indústria de fertilizantes produz amônia pela reação $N X_{2} + 3 H X_{2} 2 NH X_{3}$ . Em um ensaio, o reator recebe 28 g de nitrogênio e 9 g de hidrogênio. Considere N = 14 e H = 1. O técnico de produção escreve a afirmação a seguir. Julgue a afirmação.

Afirmação: o hidrogênio é o reagente limitante, porque o reator recebe menos massa de hidrogênio que de nitrogênio.

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá dois reagentes. É preciso achar o limitante.
Passo 2 do roteiro: o enunciado não dá pureza.
Passo 3 do roteiro: a massa molar do $N X_{2}$ é $2 \cdot 14 = 28$ g/mol. A massa molar do $H X_{2}$ é $2 \cdot 1 = 2$ g/mol. Então, $28 \div 28 = 1$ mol de nitrogênio e $9 \div 2 = 4, 5$ mol de hidrogênio.
Passo 4 do roteiro: monte a tabela auxiliar e divida os mols pelo coeficiente.

Reagente	Mols	Coeficiente	Mols dividido pelo coeficiente
$N X_{2}$	1	1	1
$H X_{2}$	4,5	3	1,5

Passo 4 do roteiro, de novo: o nitrogênio tem o menor valor (1). O nitrogênio é o limitante. O hidrogênio está em excesso: 1 mol de $N X_{2}$ usa $3 \cdot 1 = 3$ mol de $H X_{2}$ , e sobram $4, 5 - 3 = 1, 5$ mol, isto é, $1, 5 \cdot 2 = 3$ g de hidrogênio.
Passo 5 do roteiro: 1 mol de $N X_{2}$ forma 2 mol de $NH X_{3}$ . A massa molar da amônia é $14 + 3 \cdot 1 = 17$ g/mol. A massa de amônia é $2 \cdot 17 = 34$ g.
Passo 7 do roteiro: a afirmação diz que o limitante é o hidrogênio. A conta mostra que o limitante é o nitrogênio.

Resultado: errado. A menor massa não decide o limitante. O hidrogênio tem massa molar pequena e por isso está em excesso. O limitante é o nitrogênio, e a reação forma 34 g de amônia.

Uma siderúrgica transforma minério de ferro em ferro metálico pela reação $Fe X_{2} O X_{3} + 3 CO 2 Fe + 3 CO X_{2}$ . Um lote tem 1.000 kg de minério, com 80% de óxido de ferro ( $Fe X_{2} O X_{3}$ ). O resto é material que não reage. O rendimento do alto-forno é de 90%. Os dados do processo estão na tabela abaixo. Qual é a massa de ferro obtida no lote?

Dado	Valor
Massa de minério	1.000 kg
Pureza do minério	80%
Rendimento	90%
Massa atômica do Fe	56
Massa atômica do O	16

A) 350 kg
B) 504 kg
C) 560 kg
D) 630 kg
E) 700 kg

Passo 1 do roteiro: o enunciado dá uma pureza e um rendimento.
Passo 2 do roteiro: a massa pura é $1.000 \cdot 0, 80 = 800$ kg de óxido de ferro.
Passo 3 do roteiro: a massa molar do $Fe X_{2} O X_{3}$ é $2 \cdot 56 + 3 \cdot 16 = 112 + 48 = 160$ g/mol. Em kg, a conta é a mesma: 160 kg por quilomol. Um quilomol é igual a 1.000 mol. Então, $800 \div 160 = 5$ quilomols de óxido.
Passo 4 do roteiro: o monóxido de carbono não tem quantidade dada. O óxido de ferro decide a conta.
Passo 5 do roteiro: 1 mol de $Fe X_{2} O X_{3}$ forma 2 mol de Fe. Então, $5 \cdot 2 = 10$ quilomols de ferro. A massa prevista é $10 \cdot 56 = 560$ kg.
Passo 6 do roteiro: com rendimento de 90%, a massa obtida é $560 \cdot 0, 90 = 504$ kg.
Passo 7 do roteiro: a questão pede a massa de ferro obtida. A resposta é 504 kg.

Veja a conta em sequência, uma linha por etapa:

Etapa	Valor
Minério	1.000 kg
Óxido puro (80%)	800 kg
Óxido em quilomol	5
Ferro em quilomol	10
Ferro previsto	560 kg
Ferro obtido (90%)	504 kg

Resultado: alternativa B. A armadilha mais tentadora é a alternativa C. Ela aparece quando você esquece o rendimento e para nos 560 kg. A alternativa D aparece quando você esquece a pureza e usa os 1.000 kg inteiros.

O erro comum neste assunto é escolher o limitante pela menor massa ou pelo menor número de mols, sem dividir pelo coeficiente. Outro erro comum é aplicar a pureza e o rendimento no lugar trocado. A pureza corrige o reagente, no começo. O rendimento corrige o produto, no fim.

Cálculos químicos
- Massa molar e mol
  - Massa molar: soma das massas atômicas
  - Mol: massa dividida pela massa molar
  - Partículas: mol vezes a constante de Avogadro
  - Gás nas CNTP: mol vezes 22,4 L
- Fórmulas
  - Percentual: contribuição dividida pela massa molar
  - Mínima: massas em mol, divididas pelo menor
  - Molecular: mínima vezes a razão das massas
- Proporção na reação
  - Balancear antes de contar
  - Coeficiente é proporção em mol
- Ajustes
  - Limitante: menor valor de mol dividido pelo coeficiente
  - Pureza: no reagente, no começo
  - Rendimento: no produto, no fim

Quadros e comparações

O enunciado dá	A questão pede	O que fazer
massa	mol	dividir pela massa molar
mol	partículas	multiplicar por $6 \times 1 0^{23}$
mol de gás	volume nas CNTP	multiplicar por 22,4 L
percentuais	fórmula mínima	passar para mol e dividir pelo menor
fórmula mínima e massa molar	fórmula molecular	dividir as massas e multiplicar os índices
massa de um reagente	massa de um produto	massa, mol, proporção, mol, massa
massas de dois reagentes	massa de produto	achar o limitante e usar só ele
pureza	qualquer produto	corrigir o reagente no começo
rendimento	produto obtido	corrigir o produto no fim

Ponto	Fórmula mínima	Fórmula molecular
O que mostra	a menor proporção entre os átomos	o número real de átomos
Exemplo da glicose	$CH X_{2} O$	$C X_{6} H X_{12} O X_{6}$
Dado que basta	os percentuais ou as massas	os percentuais e a massa molar
Percentuais	iguais aos da molecular	iguais aos da mínima

Ponto	Pureza	Rendimento
O que corrige	a quantidade de reagente	a quantidade de produto
Quando entra	no começo da conta	no fim da conta
Por que existe	a amostra tem impurezas	parte do produto se perde

Para decorar

Quantidade de matéria: $n = \frac{m}{M}$ .
Número de partículas: $N = n \cdot 6 \times 1 0^{23}$ .
Volume de gás nas CNTP: $V = n \cdot 22, 4$ L.
Percentual de um elemento: contribuição do elemento dividida pela massa molar, vezes 100.
Fórmula molecular: $k = \frac{M}{M _{m ı ˊ nima}}$ , e cada índice da mínima vezes $k$ .
Massa pura: massa da amostra vezes a pureza em número decimal.
Rendimento: massa obtida dividida pela massa prevista, vezes 100.
Massas molares úteis: $H X_{2} O$ = 18; $CO X_{2}$ = 44; $CH X_{4}$ = 16; $NH X_{3}$ = 17; $H X_{2} SO X_{4}$ = 98; $CaCO X_{3}$ = 100; $Fe X_{2} O X_{3}$ = 160 (em g/mol).

Pegadinhas

#	Errado	Certo
1	O cloro gasoso tem massa molar de 35,5 g/mol.	O cloro gasoso é $Cl X_{2}$ e tem massa molar de 71 g/mol.
2	0,1 mol de $H X_{2} SO X_{4}$ tem $6 \times 1 0^{22}$ átomos de oxigênio.	Esse é o número de moléculas. Os átomos de oxigênio são 4 vezes mais: $2, 4 \times 1 0^{23}$ .
3	A proporção dos coeficientes vale para as massas em gramas.	Os coeficientes dão a proporção em mol. A massa sai depois, com a massa molar.
4	Duas substâncias com os mesmos percentuais têm a mesma fórmula molecular.	Elas têm a mesma fórmula mínima. A massa molar decide a fórmula molecular.
5	O reagente com menor massa é o limitante.	O limitante tem o menor valor de mols dividido pelo coeficiente.
6	O rendimento corrige a massa do reagente.	O rendimento corrige o produto, no fim. A pureza corrige o reagente, no começo.
7	A divisão que dá 1,5 arredonda para 2 na fórmula mínima.	Multiplique todos os valores por 2. Assim, 1 e 1,5 viram 2 e 3.

Fontes e data

Este guia não usa norma. As regras são da Química geral básica, e as massas atômicas são os valores arredondados que as provas costumam dar. Todas as contas dos exemplos foram conferidas em 13/10/2026.