Exercicio reagente limitante

CASD Vestibulares Química – Estequiometria 1
Química – Frente I
Vitor Terra
Lista 4 – Estequiometria – Reagente Limitante
RESUMO
Quando dois reagentes são misturados numa proporção
diferente da estequiométrica (definida pela equação
química), eles não podem ser ambos consumidos
totalmente. Isso ocorre porque eles devem sempre reagir
na proporção estequiométrica (pela lei de Proust).
Nesse caso, o reagente que é totalmente consumido é
chamado reagente limitante. Assim que ele é consumido,
não se forma mais produto, ou seja, a reação termina.
Os demais reagentes são chamados reagentes em
excesso. Após o término da reação, sobra uma certa
quantidade dos reagentes em excesso: é a quantidade
inicial menos a quantidade que reagiu.
Como descobrir qual é o reagente limitante: imagine a
reação hipotética a seguir: A + B → produtos, onde A e B
são os reagentes. Se a questão fornecequantidades de A
e B usadas na reação, como descobrir qual deles é
totalmente consumido?
- escolher um dos reagentes (A, por exemplo) e
supor que ele é o limitante;
- calcular, usando regra de três, a quantidade de
B necessária para consumir completamente o reagente A;
- se essa quantidade encontrada de B for
suficiente (menor do que a quantidade de B dada no
enunciado), então o reagente A é o limitante. Caso
contrário, a suposição inicial estava errada e o outro
reagente (B) é o limitante.
Veja a resolução do exercíciode revisão para ficar
mais claro.
Assim que for encontrado qual é o reagente
limitante, os cálculos estequiométricos devem ser feitos
usando apenas a quantidade do limitante, pois é ele que
é totalmente consumido.
Além disso, problemas de reagente limitante são
mais fáceis de se resolver com as quantidades em mol,
em vez de massa ou volume gasoso. Na dúvida, passe as
quantidades para mol e trabalhe com elas.
EXERCÍCIO DE REVISÃO
O exercício de revisão está resolvido no final
da lista.
Reações químicas de neutralização, também
chamadas de reações ácido-base, estão entre as mais
importantes de toda a química. Um exemplo de ácido é o
ácido sulfúrico (H2SO4) e um exemplo de base é o
hidróxido de sódio (NaOH). A reação de neutralização
entre os dois é dada pela equação não balanceada a
seguir:
H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
Em um laboratório de química, uma estudante
misturou 3 mol de H2SO4 com 5 mol de NaOH. Responda
os itens a seguir, dadas as massas molares em g/mol:
H = 1, O = 16, Na = 23, S = 32.
a) Escreva a equação balanceada da reaçãoentre o ácido
sulfúrico e o hidróxido de sódio.
b) Os reagentes estão em proporção estequiométrica?
Explique.
c) Se houver, qual é o reagente limitante?
d) Se houver, qual é o reagente em excesso?
e) Qual a quantidade consumida (em mol) de H2SO4?
f) Qual a massa produzida (em g) de Na2SO4?
g) Se houver, qual a massa (em g) em excesso do
reagente que sobrou?

EXERCÍCIOS PROPOSTOS
Tarefa mínima: 1, 3, 6, 10, 12, 14, 15
Os exercícios propostos possuem dicas no
final da lista. Quando necessário, consulte uma tabela
periódica para valores de massa atômica.
1. (Fatec) Amônia é matéria-prima fundamental na
fabricação de produtos importantes, como fertilizantes,
explosivos, antibióticos e muitos outros. Na indústria, em
condições apropriadas, a síntese da amônia se realiza a
partir de nitrogênio e hidrogênio gasosos, como mostra a
equação:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Considerando que o nitrogênio e hidrogênio foram
colocados para reagir em quantidades tais como na figura,
onde 1 representa H2 e 2 representa N2 e supondo o
rendimento de 100%, pode-se afirmar que:
a) nitrogênio e hidrogênio estão em proporções
estequiométricas.
b) hidrogênio foi colocado em excesso.
c) nitrogênio é o reagente limitante.
d) hidrogênio é o reagente limitante.
e) ambos os reagentes estão em excesso.
2. (UFRN) Baseando-se na equação
2 NO2 (g) + O3 (g) → N2O5 (g) + O2 (g)
e nos diagramas a seguir, que representam a mistura
reagente e também duas situações alternativas para os
produtos de reação [diagramas (I) e (II)],
pode-se afirmar que o produto da reação para a mistura
reagente acima é corretamente representado por
a) II, em que NO2 é o reagente limitante.
b) I, em que NO2 é o reagente limitante.
c) II, em que O3 é o reagente limitante.
d) I, em que O3 é o reagente limitante.
3. (Cesgranrio-RJ) O H2S reage com o SO2 segundo a
reação: 2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O. Qual o número
máximo de mols de enxofre (S) que pode ser formado
quando se faz reagir 5 mol de H2S com 2 mol de SO2?
a) 3 b) 4 c) 6 d) 7,5 e) 15
4. (Unesp) Considere a reação em fase gasosa:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Fazendo-se reagir 4 L de N2 com 9 L de H2 em condições
de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar
que:
a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas.
b) o N2 está em excesso.
c) após o término da reação, os reagentes serão
totalmente convertidos em amônia.
d) a reação se processa com aumento do volume total.
e) após o término da reação, serão formados 8 L de NH3.
5. (UFF-RJ) Amônia gasosa pode ser preparada pela
seguinte reação balanceada:
CaO (s) + 2 NH4Cℓ (s) → 2 NH3 (g) + H2O (g) + CaCℓ2 (s).
Se 224 g de cloreto de amônio forem misturados com 112
g de óxido de cálcio, então a massa máxima, em gramas,
de amônia produzida será de:
Dado: massas molares CaO = 56 g/mol, NH4Cℓ = 53,5
g/mol, NH3 = 17 g/mol
a) 68,0
b) 34,0
c) 71,0
d) 36,0
e) 32,0
6. (Unesp) Na indústria, a amônia é obtida pelo processo
denominado Haber-Bosch, pela reação entre o nitrogênio
e o hidrogênio na presença de um catalisador apropriado,
conforme mostra a reação não-balanceada:
N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
Com base nessas informações, considerando um
rendimento de 100% e sabendo que as massas molares
desses compostos são: N2 = 28 g/mol, H2 = 2 g/mol, NH3
= 17 g/mol, calcule:
a) a massa de amônia produzida reagindo-se 7 g de
nitrogênio com 3 g de hidrogênio;
b) nas condições descritas no item a, existe reagente em
excesso? Se existir, qual a massa em excesso desse
reagente?

7. (PUC-RJ) A cisplatina, de fórmula Pt(NH3)2Cℓ2, é um
composto utilizado no tratamento de determinados tipos
de câncer. A sua obtenção passa pela reação, não
balanceada, representada a seguir.
(NH4)2PtCℓ4 (s) + NH3 (aq) → NH4Cℓ (aq) + Pt(NH3)2Cℓ2 (s)
Fazendo reagir 1,5 mol de (NH4)2PtCℓ4 com 0,5 mol de
NH3, é correto afirmar que a quantidade máxima de
cisplatina obtida será igual a:
a) 75 g.
b) 90 g.
c) 108 g.
d) 130 g.
e) 155 g.
8. (UFG-GO) As pérolas contêm, majoritariamente, entre
diversas outras substâncias, carbonato de cálcio(CaCO3).
Para obtenção de uma pérola artificial composta
exclusivamente de CaCO3, um analista, inicialmente,
misturou 22 g de CO2 e 40 g de CaO. Nesse sentido,
conclui-se que o reagente limitante e a massa em excesso
presente nessa reação são, respectivamente,
a) CO2 e 22 g
b) CaO e 10 g
c) CO2 e 12 g
d) CaO e 20 g
e) CO2 e 8 g
9. (UFRGS) Observe a reação abaixo que ilustra a síntese
do paracetamol.
Foi realizada uma síntese de paracetamol usando 218 g
de p-aminofenol e 102 g de anidrido acético.
Considerando que, para cada comprimido, são
necessários 500 mg de paracetamol, qual a quantidade
máxima de comprimidos que pode ser obtida?
a) 204.
b) 218.
c) 302.
d) 422.
e) 640.
10. (UFRJ) Um camundongo, com 10 g, apresenta a
seguinte composição centesimal em massa:
Determine a quantidade máxima de água, em gramas, que
poderia ser formada apenas pela combinação dos átomos
de hidrogênio e oxigênio presentes no camundongo.
11. (Unicamp) Um importante fator natural que contribui
para a formação de óxidos de nitrogênio na atmosfera são
os relâmpagos. Considere um espaço determinado da
atmosfera em que haja 20 % em massa de oxigênio e
80 % de nitrogênio, e que numa tempestade haja apenas
formação de dióxido de nitrogênio. Supondo-se que a
reação seja completa, consumindo todo o reagente
limitante, pode-se concluir que, ao final do processo, a
composição percentual em massa da atmosfera naquele
espaço determinado será aproximadamente igual a
a) 29 % de dióxido de nitrogênio e 71 % de nitrogênio.
b) 40 % de dióxido de nitrogênio e 60 % de nitrogênio.
c) 60 % de dióxido de nitrogênio e 40 % de nitrogênio.
d) 71 % de dióxido de nitrogênio e 29 % de nitrogênio.
Dados: Equação da reação: ½ N2 + O2 → NO2
Massas molares em g mol-1: N2 = 28, O2 = 32 e NO2 = 46
12. (PUC-RJ) A nave estelar Enterprise, de Jornada nas
estrelas, usou B5H9 e O2 como mistura combustível. As
duas substâncias reagem de acordo com a seguinte
equação balanceada:
2 B5H9 (ℓ) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 (s) + 9 H2O (g)
a) Se um tanque contém 126 kg de B5H9 e o outro 240 kg
de O2 líquido, qual tanque esvaziará primeiro? Mostre com
cálculos.
b) Quanta água terá sido formada (em kg) quando um dos
reagentes tiver sido completamente consumido?
13. (Unesp) São colocadas para reagir entre si as massas
de 1,00 g de sódio metálico e 1,00 g de cloro gasoso.
Considere que o rendimento da reação é 100%.
São dadas as massas molares, em g/mol: Na=23,0 e
Cℓ=35,5. A afirmação correta é:
a) há excesso de 0,153 g de sódio metálico.
b) há excesso de 0,352 g de sódio metálico.
c) há excesso de 0,282 g de cloro gasoso.
d) há excesso de 0,153 g de cloro gasoso.
e) nenhum dos dois elementos está em excesso

14. (ENEM) A eutrofização é um processo em que rios, lagos e mares adquirem níveis altos de nutrientes,
especialmente fosfatos e nitratos, provocando posterior acúmulo de matéria orgânica em decomposição. Os nutrientes
são assimilados pelos produtores primários e o crescimento desses é controlado pelo nutriente limítrofe, que é o
elemento 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.
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–.
15. (UFMG) Considere uma reação hipotética que ocorre
em fase gasosa e envolve os reagentes X e Y e o produto
Z. Num experimento, foram misturados, em um recipiente,
5 mol de X com 5 mol de Y. Após 1 minuto, nesse
recipiente, havia 4 mol de X, 3 mol de Y e 1 mol de Z, como
registrado neste quadro:
X Y Z
Início 5 mol 5 mol 0
Após 1 min. 4 mol 3 mol 1 mol
Suponha que essa reação prossegue até o consumo total
do reagente limitante. Considerando-se a quantidade
inicial de X e Y, é CORRETO afirmar que a quantidade
máxima de Z a ser obtida nessa reação é de
a) 2,5 mol.
b) 3,5 mol.
c) 4 mol.
d) 5 mol.
16. (Fuvest) O tanque externo do ônibus espacial
Discovery carrega, separados, 1,20 × 106 L de hidrogênio
líquido a –253 °C e 0,55 × 106 L de oxigênio líquido a
–183 °C. Nessas temperaturas, a densidade do hidrogênio
é 34 mol/L (equivalente a 0,068 g/mL) e a do oxigênio é
37 mol/L (equivalente a 1,18 g/mL).
Considerando o uso que será feito desses dois líquidos,
suas quantidades (em mols), no tanque, são tais que há
a) 100% de excesso de hidrogênio.
b) 50% de excesso de hidrogênio.
c) proporção estequiométrica entre os dois.
d) 25% de excesso de oxigênio.
e) 75% de excesso de oxigênio.
Massa molar (g/mol)
H .......... 1,0
O ...........16

17. (UFRGS) Observe a reação representada a seguir,
que pode ser utilizada para obtenção de cobre metálico.
3 CuO + 2 NH3 → 3 Cu + N2 + 3 H2O
Utilizando essa reação, foram realizados dois
experimentos, nos quais se partiu de quantidades
diferentes dos reagentes, na ausência de produtos. As
massas iniciais dos reagentes e as massas finais dos
produtos foram cuidadosamente pesadas. Essas massas,
em gramas, encontram-se no quadro a seguir.
Exp
Substâncias
iniciais
Substâncias
obtidas Observação
CuO NH3 Cu N2 H2O
1 477 m1 381 56 108
Não foi
observado
nenhum
excesso
2 954 m2 762 112 216
Excesso de
50 g de
NH3
A análise desses dados permite concluir que as massas
m1 e m2 da espécie NH3 apresentam a relação indicada na
alternativa
a) m2 = m1 x 2.
b) m2 = (m1 x 2) – 50.
c) m2 = (m1 x 2) + 50.
d) m2 = m1 + (2 x 50).
e) m2 = m1 – (2 x 50).
18. (Unicamp) A Terra é um sistema em equilíbrio
altamente complexo, possuindo muitos mecanismos
autorregulados de proteção. Esse sistema admirável se
formou ao longo de um extenso processo evolutivo de
4550 milhões de anos. A atmosfera terrestre é parte
integrante desse intrincado sistema. A sua existência,
dentro de estreitos limites de composição, é essencial
para a preservação da vida. No gráfico a seguir, pode-se
ver a abundância relativa de alguns de seus constituintes
em função da altitude. Um outro constituinte, embora
minoritário, que não se encontra na figura é o ozônio, que
age como filtro protetor da vida na alta atmosfera. Na
baixa atmosfera, a sua presença é danosa à vida, mesmo
em concentrações relativamente baixas.
a) Considerando que o ozônio seja formado a partir da
combinação de oxigênio molecular com oxigênio atômico,
e que este seja formado a partir da decomposição do
oxigênio molecular, escreva uma sequência de equações
químicas que mostre a formação do ozônio.
b) Tomando como base apenas o gráfico e as reações
químicas citadas no item a, estime em que altitude a
formação de ozônio é mais favorecida do ponto de vista
estequiométrico. Justifique.
19. (Unicamp) Em um recipiente aberto à atmosfera com
capacidade volumétrica igual a 2,24 litros, nas condições
normais de temperatura e pressão, colocou-se uma
massa de 0,36 g de grafite. Fechou-se o recipiente e, com
o auxílio de uma lente, focalizando a luz solar sobre o
grafite, iniciou-se sua reação com o oxigênio presente
produzindo apenas gás carbônico. Assuma que todo o
oxigênio presente tenha sido consumido na reação.
a) Escreva a equação química da reação.
b) Qual é a quantidade de gás carbônico formado, em
mol?
c) Qual será a pressão dentro do recipiente quando o
sistema for resfriado até a temperatura inicial? Justifique.
20. (Fuvest) Adicionando-se solução aquosa de sal A a
uma solução aquosa de sal B, forma-se um precipitado em
uma reaçãopraticamente completa. Para se determinar os
coeficientes estequiométricos dos reagentes, na equação
dessa reação, fez-se uma série de 6 experimentos. Em
cada um, a quantidade de A era fixa e igual a 4,0∙10-3 mol.
A quantidade de B era variável. Os dados destes
experimentos estão na tabela adiante:
Experimento 1 2 3 4 5 6
Volume (mL)
da solução do
sal B, 0,10
mol/L
6,0 12,0 18,0 24,0 30,0 36,0
Massa (g) do
precipitado
formado
0,20 0,40 0,60 0,66 0,66 0,66
a) Calcule as quantidades, em mol, do sal B utilizadas
nesses experimentos.
b) No quadriculado a seguir, construa o gráfico: massa de
precipitado versus quantidade, em mol, de sal B. Através
deste gráfico justifique quais devem ser os coeficientes
estequiométricos de A e B.

21. (Fuvest) H2 (g) e Cℓ2 (g) estão contidos em balões
interligados por meio de um tubo com torneira, nas
condições indicadas no desenho. Ao se abrir a torneira, os
gases se misturam e a reação entre eles é iniciada por
exposição à luz difusa. Forma-se então HCℓ (g), em uma
reação completa até desaparecer totalmente, pelo menos
um dos reagentes.
Quanto vale a razão entre as quantidades, em mols, de
Cℓ2 (g) e de HCℓ (g), após o término da reação?
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6
22. (PUC-SP) Um determinado metal queima ao ar para
formar o respectivo óxido, um sólido de alta temperatura
de fusão. A relação entre a massa do metal oxidado e a
massa de óxido formado está representada no gráfico a
seguir.
Durante um experimento, realizado em recipiente
fechado, foi colocado para reagir 1,00 g do referido metal,
obtendo-se 1,40 g do seu óxido. Considerando-se que
todo o oxigênio presente no frasco foi consumido, pode-
se determinar que a massa de oxigênio presente no
sistema inicial é x.
Em outro recipiente fechado, foram colocados 1,50 g do
referido metal em contato com 1,20 g de oxigênio.
Considerando que a reação ocorreu até o consumo total
de pelo menos um dos reagentes, pode-se afirmar que a
massa de óxido gerado é y.
Sabendo que o metal em questão forma apenas um cátion
estável e considerando que em todas as reações o
rendimento foi de 100%, os valores de x e y são,
respectivamente,
a) 0,40 g e 2,70 g.
b) 0,40 g e 2,50 g.
c) 0,56 g e 2,50 g.
d) 0,56 g e 3,00 g.
e) 0,67 g e 2,70 g.
23. (Fuvest) Em solução aquosa, íons de tálio podem ser
precipitados com íons cromato. Forma-se o sal pouco
solúvel, cromato de tálio, Tℓx(CrO4)y. Tomaram-se 8 tubos
de ensaio. Ao primeiro, adicionaram-se 1 mL de solução
de íons tálio (incolor) na concentração de 0,1 mol/L e 8 mL
de solução de íons cromato (amarela), também na
concentração de 0,1 mol/L. Ao segundo tubo,
adicionaram-se 2 mL da solução de íons tálio e 7 mL da
solução de íons cromato. Continuou-se assim até o oitavo
tubo, no qual os volumes foram 8 mL da solução de íons
tálio e 1 mL da solução de íons cromato. Em cada tubo,
obteve-se um precipitado de cromato de tálio. Os
resultados foram os da figura.
Os valores de x e y, na fórmula Tℓx(CrO4)y, são,
respectivamente,
a) 1 e 1 b) 1 e 2 c) 2 e 1 d) 2 e 3 e) 3 e 2
24. (Fuvest) Para estudar a variação de temperatura
associada à reação entre Zn (s) e Cu2+ (aq), foram
realizados alguns experimentos independentes, nos quais
diferentes quantidades de Zn (s) foram adicionadas a
100 mL de diferentes soluções aquosas de CuSO4. A
temperatura máxima (Tf) de cada mistura, obtida após a
reação entre as substâncias, foi registrada conforme a
tabela:
E
x
p
Quantidade
de matéria
de Zn (s)
(mol)
Quantidade
de matéria
de Cu2+ (aq)
(mol)
Quantidade
de matéria
total*
(mol)
Tf
(°C)
1 0 1,0 1,0 25,0
2 0,2 0,8 1,0 26,9
3 0,7 0,3 1,0 27,9
4 X Y 1,0 T4
*Quantidade de matéria total = soma das quantidades
de matéria iniciais de Zn(s) e Cu2+(aq).
a) Escreva a equação química balanceada que representa
a transformação investigada.
b) Qual é o reagente limitante no experimento 3? Explique.
c) No experimento 4, quais deveriam ser os valores de X
e Y para que a temperatura T4 seja a maior possível?
Justifique sua resposta.

RESOLUÇÃO DO EXERCÍCIO DE REVISÃO
a) Usando a “regra do MACHO”, começamos a balancear
pelo Metal, no caso, o Na. Isso é feito colocando o
coeficiente do Na2SO4 como 1 e o coeficiente do NaOH
como 2:
H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 + H2O
Agora balanceia-se o Ametal, no caso, o S. Isso é
feito colocando o coeficiente do H2SO4 como 1:
1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 + H2O
Como não tem carbono envolvido, agora
balanceia-se o Hidrogênio. Como têm 4 H do lado
esquerdo, colocamos o coeficiente 2 na H2O:
1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 + 2 H2O
Note que nos dois lados da equação tem 2 átomos
de Na, 1 átomo de S, 4 átomos de H e 6 átomos de O,
indicado que ela está corretamente balanceada. Podemos
escrever a equação omitindo os coeficientes que valem 1:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
b) Segundo a equação balanceada, a proporção
estequiométrica é de 1 mol de H2SO4 para 2 mol de NaOH.
Ou seja, para os regentes estarem em proporção
estequiométrica, a quantidade de NaOH (em mol) deve
ser o dobro da quantidade de H2SO4. Como temos 5 mol
de NaOH e 3 mol de H2SO4, a quantidade de NaOH não
é o dobro da quantidade de H2SO4, portanto os reagentes
não estão em proporção estequiométrica.
c) Vamos supor que o H2SO4 é o reagente limitante. Nesse
caso, seriam consumidos 3 mol de H2SO4. Pela proporção
estequiométrica, deveriam ser consumidos 6 mol de
NaOH, o que é impossível, pois só temos 5 mol de NaOH.
Logo, o NaOH é o reagente limitante.
Podemos confirmar que o NaOH é o reagente limitante
calculando a quantidade necessária de H2SO4 para reagir
com 5 mol de NaOH. Pela proporção estequiométrica, a
quantidade de H2SO4 consumida é a metade, ou seja,
2,5 mol. Podemos confirmar isso com a seguinte regra de
três:
Número de mols
de NaOH
Número de mols
de H2SO4
2 mol 1 mol
5 mol x
2 mol
5 mol
=
1 mol
x
⇒ 𝐱 = 𝟐, 𝟓 𝐦𝐨𝐥 𝐝𝐞 𝐇 𝟐 𝐒𝐎 𝟒
Como temos disponíveis 3 mol de H2SO4, todos os 5 mol
de NaOH serão consumidos e ainda vão sobrar 0,5 mol de
H2SO4. Logo, o reagente limitante é o NaOH e o reagente
em excesso é o H2SO4.
d) De acordo com o item anterior, o reagente em excesso
é o H2SO4.
Agora que sabemos que o reagente limitante é o
NaOH, devemos usar somente a quantidade de NaOH
consumida para fazer os cálculos estequiométricos, pois
somente o NaOH será totalmente consumido. A tabela
abaixo pode ajudar a evitar confusão:
Início 3 mol 5 mol 0 0
Reagiu
Final
Preenchemos a primeira linha da tabela com as
quantidades iniciais dos reagentes. Como o NaOH é o
reagente limitante, todo ele é consumido, ou seja, reagem
todos os 5 mol e sobram zero no final:
Reagiu – 5 mol
Final 0
Agora preenchemos a segunda linha da tabela
com as demais quantidades que reagiram. Note que esses
valores vão seguir a proporção estequiométrica definida
pelos coeficientes. Por exemplo: a quantidade consumida
de H2SO4 é 2,5 mol, metade da quantidade de NaOH
consumida, pois o coeficiente do H2SO4 é 1 e o do NaOH
é 2. Na dúvida, os valores podem ser encontrados por
regra de três.
Reagiu – 2,5 mol – 5 mol + 2,5 mol + 5 mol
Final 0
Finalmente, para encontrar as quantidades dos
participantes no final, é só somar a primeira com a
segunda linha (considerando o sinal negativo):
Reagiu – 2,5 mol – 5 mol + 2,5 mol + 5 mol
Final 0,5 mol 0 2,5 mol 5 mol
Portanto, há um excesso de 0,5 mol de H2SO4 e
foram formados 2,5 mol de Na2SO4 e 5 mol de H2O.
e) De acordo com a tabela, são consumidos 2,5 mol de
H2SO4.
f) De acordo com a tabela, são formados 2,5 mol de
Na2SO4. A massa molar do Na2SO4 é 2∙23 + 32 + 4∙16 =
142 g/mol. Assim, a massa produzida de Na2SO4 foi:
𝐦 = n ⋅ M = 2,5 mol ⋅ 142 g/mol = 𝟑𝟓𝟓 𝐠
g) De acordo com a tabela, sobraram 0,5 mol de H2SO4. A
massa molar do H2SO4 é 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98 g/mol.
Assim, a massa em excesso de H2SO4 é:
𝐦 = n ⋅ M = 0,5 mol⋅ 98 g/mol = 𝟒𝟗 𝐠
Note que preenchemos a tabela inteira, para fins de
ilustração, mas o exercício não pediu nada a respeito da
H2O formada, por exemplo. Assim, a coluna da H2O
poderia ter ficado em branco sem prejuízo na resolução.

DICAS PARA OS EXERCÍCIOS
PROPOSTOS
1. Na figura, estão representadas 11 moléculas de
H2 e 6 de N2. Segundo a equação balanceada, cada 3
moléculas de H2 reagem com uma de N2. Suponha que o
N2 seja o reagente limitante (totalmente consumido).
Quantas moléculas de H2 seriam necessárias para reagir?
Além disso, não faz sentido dizer que “ambos os
reagentes estão em excesso”. Se um está em excesso,
então o outro é o limitante.
2. Na mistura de reagentes, estão representadas
8 moléculas de NO2 e 5 moléculas de O3. Segundo a
equação balanceada, cada 2 moléculas de NO2 reagem
com uma de O3. Se o O3 fosse totalmente consumido,
seriam necessárias 10 moléculas de NO2... na situação da
figura, isso é possível?
A tabela a seguir pode ajudar a prever como vai
ser a situação final:
2 NO2 + O3 → N2O5 + O2
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Reagiu
Final
3. Segundo a equação balanceada, cada 2 mol de
H2S reagem com 1 mol de SO2. Quantos mols de H2S são
necessários para reagir com 2 mol de SO2? Quantos mols
de SO2 são necessários para reagir com 5 mol de H2S?
Respondendo adequadamente às perguntas
acima, é possível notar que o SO2 é o reagente limitante.
4. Lembre-se de que os coeficientes expressam
tanto proporção em mols quanto em volume gasoso.
Como todos os participantes da reação são gases, a
equação balanceada pode ser lida como “cada 1 L de N2
reage com 3 L de H2, formando 2 L de NH3”. Nesse caso,
passar os valores para mol só vai dificultar.
5. O óxido de cálcio é o CaO e o cloreto de amônio
é o NH4Cℓ. Uma opção para resolver é dividir as massas
dos reagentes pelas suas respectivas massas molares e
encontrar que as quantidades dos reagentes são
exatamente 2 mol de CaO e um pouco mais do que 4 mol
de NH4Cℓ. Assim fica mais fácil de ver qual o reagente
limitante.
Outra opção é supor que o CaO é o reagente
limitante e calcular a massa de NH4Cℓ para reagir com
112 g de CaO, ou vice-versa.
6. Passe os valores das massas de N2 e H2 para
mol. Vai ser mais fácil trabalhar com eles em mol do que
em massa. Além disso, note que a equação dada não está
balanceada.
7. A equação balanceada é:
(NH4)2PtCℓ4 (s) + 2 NH3 (aq) →2 NH4Cℓ (aq) + Pt(NH3)2Cℓ2 (s)
8. Nesse caso, também é mais fácil trabalhar com
as quantidades em mol do que em gramas. Caso ache
necessário, use a tabela apresentada na resolução do
exercício de revisão.
9. Com esses valores de massa, pode parecer
difícil achar quem é o reagente limitante. Novamente,
passe os valores para mol que vai ficar mais fácil de
enxergar.
10. Reformulando a pergunta: qual a massa de
água que pode ser formada a partir de 1 g de hidrogênio
e 6,4 g de oxigênio?
A água é formada pela seguinte reação
balanceada: 2 H2 + O2 → 2 H2O. Converta as massas para
mol, descubra qual é o reagente limitante e encontre a
quantidade de água formada.
Note que não tem problema pensar no hidrogênio
da composição do camundongo como se fosse H2. Isso
porque 1 g de H tem a mesma quantidade de átomos do
que 1 g de H2. No entanto, 1 mol de H e 1 mol de H2 têm
quantidades diferentes de átomos.
11. Considere 100 g dessa atmosfera, com 20 g
de oxigênio e 80 g de nitrogênio. Pelas alternativas,
podemos deduzir que o reagente limitante é o oxigênio,
pois o oxigênio não aparece na composição final da
mistura em nenhuma das alternativas. Assim, calcule a
massa de NO2 formado considerando que todos os 20 g
de oxigênio reagiram.
Observação: a composição do ar atmosférico é
aproximadamente 20 % O2 e 80 % N2 em volume (ou em
mols), e não em massa. Essa mistura apresentada na
questão não tem a composição do ar atmosférico que
conhecemos.
12. O tanque que esvaziará primeiro é aquele que
contém o reagente limitante. Mais uma vez, passar os
valores para mol vai facilitar a sua vida. Além disso, o valor
dado na prova para a massa molar do boro foi 10,8 g/mol.
13. Aqui o jeito é passar para mol também, só que
nesse caso os valores não vão ser redondos. Paciência.
A equação da reação entre o sódio e o cloro é:
2 Na + Cℓ2 → 2 NaCℓ
14. Uma das dificuldades dessa questão é
encontrar o que é relevante no meio de tanta informação,
típico do ENEM. O dado relevante está aqui:
Ou seja: a “proporção estequiométrica” entre
carbono, nitrogênio e fósforo no processo de fixação é de
106:16:1. Veja qual é a proporção entre as quantidades
desses nutrientes na água do lago dividindo todos os
valores pelo menor (0,2 mol/L).
15. No mesmo intervalo de tempo (1 min), foram
consumidos 1 mol de X, 2 mol de Y e foi formado 1 mol de
Z. Isso quer dizer que a proporção estequiométrica entre
X, Y e Z é de 1:2:1, ou seja, a equação balanceada é:
X + 2 Y → Z

16. Calcule o número de mols de hidrogênio e
oxigênio a partir dos volumes e das “densidades” (vamos
ver depois que mol/L é unidade de uma grandeza
chamada concentração molar, não densidade).
Além disso, o uso que será feito do hidrogênio e
do oxigênio é colocar os dois para reagir entre si,
formando água e liberando energia para a propulsão do
foguete, de acordo com a seguinte equação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
17. Note que as massas dadas do experimento 2
são o dobro das massas dadas do experimento 1, e que
no experimento 1 elas estão exatamente na proporção
estequiométrica, pois não há excesso de reagente neste
experimento.
18. O ozônio é o O3. A formação de ozônio será
mais favorável na altitude em que os reagentes que o
formam estiverem na proporção estequiométrica, pois
nesse caso a quantidade de ozônio formado é máxima.
19. A equação balanceada é C + O2 → CO2.
Lembre-se de que 1 mol de gás ideal ocupa 22,4 L nas
CNTP e que a composição do ar atmosférico é
aproximada 20 % de O2 e 80 % de N2, em mol.
Além disso, o que acontece com a quantidade de
gases (em mol) no recipiente depois da reação?
20. Para calcular o número de mols, multiplique o
volume da solução (em L) pela concentração da solução
(em mol/L).
Além disso, a proporção estequiométrica entre A
e B é atingida quando o gráfico muda de uma reta
inclinada para uma reta horizontal. A partir desse ponto,
não adianta continuar aumentando o número de mols de
B que a quantidade de produto formada é limitada pela
quantidade de A, ou seja, nessa parte do gráfico, o A é o
reagente limitante.
21. Note que a questão não forneceu o valor da
constante universal dos gases ideais (R), ou seja, não é
necessário (e nem recomendável) usar PV = nRT para
achar o número de mols de H2 e Cℓ2. Em vez disso, basta
saber a relação entre o número de mols de H2 e Cℓ2. Note
que a pressão do Cℓ2 é cincovezes maior do que a de H2
e que os dois gases ocupam o mesmo volume à mesma
temperatura.
22. O gráfico permite obter a proporção entre as
massas de metal e do seu óxido. Veja o primeiro ponto do
gráfico: a cada 12 g de metal, são formados 20 g de óxido.
Essa é a proporção em massa da reação – use ela para
descobrir quem é o reagente limitante (metal ou oxigênio)
no segundo experimento para então encontrar o valor de y.
Para encontrar o valor de x (no primeiro
experimento), basta usar a lei de Lavoisier, já que todo o
oxigênio utilizado reagiu.
23. Veja que a quantidade de produto (no caso, o
precipitado) formado é máxima no 6° tubo da esquerda
para a direita, o que sugere que, neste tubo, os reagentes
(íons tálio e cromato) estão na proporção estequiométrica.
Para calcular o número de mols, multiplique o volume da
solução (em L) pela concentração da solução (em mol/L).
24. Reações deste tipo serão estudadas com
detalhes no segundo semestre. Por enquanto, basta saber
que a equação é:
Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
Ou seja, a proporção entre Zn e Cu2+ é de 1:1.
Considerando que a reação acima libera calor, a
temperatura será a maior possível quando a quantidade
de Zn e Cu2+ que reagirem para formar produto for
máxima. Isso acontece quando Zn e Cu2+ estão em...?
GABARITO
Exercício de revisão
a) H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
b) Não, pois a proporção estequiométrica é de
1 mol de H2SO4 para 2 mol de NaOH, e foram misturados
3 mol de H2SO4 e 5 mol de NaOH.
c) O reagente limitante é o NaOH
d) O reagente em excesso é o H2SO4
e) Reagiram 2,5 mol de H2SO4
f) Foram formados 355 g de Na2SO4
g) Sobraram 49 g de H2SO4.
Exercícios propostos
1. D
2. B
3. C
4. B
5. A
6. a) 8,5 g de NH3
b) Sim, o reagente em excesso é o H2, com
1,5 g de excesso.
7. A
8. C
9. C
10. 7,2 g de água
11. A
12. a) O tanque com O2 esvaziará primeiro.
b) 101,25 kg de água
13. B
14. B
15. A
16. C
17. C

18. a) O2 → 2 O
O2 + O → O3
b) A formação de ozônio é favorecida quando
não há excesso nem de O2, nem de O, ou seja,
quando eles estão em proporção estequiométrica.
Como a proporção entre O2 e O na formação do
ozônio é de 1:1, a formação é favorecida quando as
suas concentrações são iguais, ou seja, quando as
curvas se cruzam. De acordo com o gráfico, isso
ocorre na altitude de 130 km.
19. a) C + O2 → CO2
b) 0,02 mol de CO2
c) A pressão dentro do recipiente, no final,
será a mesma que no início, pois não houve
variação na quantidade (em mol) dos gases (O2 e
CO2), como pode ser observado na equação
química.
20. a) Nos experimentos de 1 a 6: 6,0 ∙ 10-4
mol, 12,0 ∙ 10-4 mol, 18,0 ∙ 10-4 mol, 24,0 ∙ 10-4 mol,
30,0 ∙ 10-4 mol e 36,0 ∙ 10-4 mol.
b) A proporção estequiométrica entre A e B é
de 2:1 (2 A reagem com 1 B).
21. B
22. C
23. C
24. a) Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
b) Como a proporção estequiométrica entre
Zn é Cu2+ é de 1:1, o Cu2+ é o reagente limitante,
pois está em menor quantidade.
c) Para que a temperatura seja a maior
possível, a quantidade de reagentes consumidos
deve ser a maior possível, o que ocorrequando não
há excesso de reagentes. Como a proporção é de
1:1 e a quantidade de matéria total é 1,0 mol, então
devem reagir quantidades iguais dos dois
reagentes: 0,5 mol. Assim, X = Y = 0,5 mol.
“Uma boa vida é aquela inspirada pelo amor e guiada
pelo conhecimento. ”
– Bertrand Russell, matemático britânico

Exercicio reagente limitante

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