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Estequiometria

Química 1ª Série EM Estequiometria 10 questoes

Atividade de Química para 1ª Série EM sobre Estequiometria. Pronta para imprimir, editar e compartilhar no CriarProvas.

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Informacoes Pedagogicas

Alinhamento BNCC

EM13CNT101EM13CNT102EM13CNT107

Sobre esta atividade

Atividade sobre Estequiometria para o Ensino Médio, abordando os cálculos das quantidades de reagentes e produtos envolvidos nas reações químicas.

O que ensinar

Ensinar os conceitos fundamentais da estequiometria: Leis Ponderais (Lavoisier e Proust), o conceito de mol, massa molar, volume molar nas CNTP, relações massa-massa, massa-mol e massa-volume, além de pureza, rendimento e reagente limitante.

Conteudo abordado

Estequiometria é o ramo da Química que realiza cálculos das quantidades de reagentes e produtos em uma reação química. Baseia-se nas Leis Ponderais: Lei de Lavoisier (conservação das massas: a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos, m_reat = m_prod) e Lei de Proust (proporções fixas: uma substância composta sempre contém os mesmos elementos combinados na mesma proporção em massa). O mol é a unidade de quantidade de matéria no SI, correspondendo a 6,02×10²³ partículas (Constante de Avogadro). A massa molar (M) é a massa de 1 mol de substância, expressa em g/mol. Para gases nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão: 0°C e 1 atm), 1 mol ocupa 22,4 L (volume molar). As relações estequiométricas utilizam os coeficientes da equação balanceada para estabelecer proporções em mols entre as substâncias. A regra de três é a ferramenta matemática central para converter massa em mols, mols em volume, etc. Pureza dos reagentes (%) indica a fração efetivamente reagente na amostra. Rendimento da reação (%) compara a quantidade obtida experimentalmente com a quantidade teórica. O reagente limitante é o que se consome primeiro, determinando o quanto de produto pode ser formado; o reagente em excesso é o que sobra ao final. Em reações sucessivas, somam-se as etapas para obter a equação global. A fórmula mínima (empírica) representa a menor proporção inteira de átomos, e a fórmula molecular indica o número real de átomos. A análise elementar determina a fórmula a partir das porcentagens em massa dos elementos. A estequiometria tem aplicações industriais no cálculo de massas de reagentes necessários e produtos formados, considerando perdas e rendimentos.

Como ensinar

Iniciar com exemplos cotidianos de receitas culinárias para introduzir proporções. Apresentar as Leis de Lavoisier e Proust com experimentos demonstrativos simples. Utilizar a tabela periódica para calcular massas molares. Resolver exercícios progressivos: primeiro relações mol-mol, depois massa-massa, massa-mol e massa-volume. Introduzir pureza e rendimento com problemas contextualizados da indústria. Trabalhar reagente limitante com analogia de sanduíches (pães, hambúrgueres, queijo).

Maiores dificuldades

Alunos costumam confundir mol com massa molecular. Dificuldade em balancear equações antes de iniciar os cálculos. Erro na montagem da regra de três (inverter grandezas). Dificuldade em identificar o reagente limitante quando os dados vêm em unidades diferentes (massa, mol, volume).

Banca

Estequiometria

Superior

Inferior

Esquerda

Direita

Questoes

Alternativas

Estequiometria

Química · Estequiometria · 1ª Série EM · 2026

Leia atentamente todas as questões antes de responder.

Nome

Turma

Data

1. A Lei de Lavoisier, também conhecida como Lei da Conservação das Massas, afirma que:

A) Em uma reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.

B) Em uma reação química, a massa total dos produtos é sempre maior que a dos reagentes.

C) Em uma reação química, a massa total dos reagentes é sempre maior que a dos produtos.

D) As massas dos reagentes e produtos não apresentam relação definida em uma reação química.

2. A Lei de Proust (Lei das Proporções Fixas) estabelece que:

A) Uma substância composta sempre apresenta os mesmos elementos combinados na mesma proporção em massa.

B) A massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes.

C) Elementos diferentes podem se combinar em qualquer proporção para formar uma substância.

D) A proporção entre as massas dos elementos em um composto varia com a temperatura.

3. Um mol de qualquer substância contém um número fixo de partículas. Esse número é conhecido como:

A) Constante de Avogadro (6,02 × 10²³).

B) Número de massa (A).

C) Número atômico (Z).

D) Constante de Faraday (9,65 × 10⁴).

4. Qual é a massa molar (em g/mol) da água (H₂O)? Dados: H = 1 g/mol; O = 16 g/mol.

A) 18 g/mol.

B) 17 g/mol.

C) 20 g/mol.

D) 16 g/mol.

5. Nas CNTP (0°C e 1 atm), o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás é de:

A) 22,4 L.

B) 11,2 L.

C) 44,8 L.

D) 24,5 L.

6. Na reação N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, quantos mols de amônia (NH₃) são produzidos a partir de 6 mols de H₂?

A) 4 mols de NH₃.

B) 2 mols de NH₃.

C) 6 mols de NH₃.

D) 3 mols de NH₃.

7. Um reagente possui 80% de pureza. Se utilizarmos 100 g desse reagente, a massa efetiva da substância pura será de:

A) 80 g.

B) 100 g.

C) 20 g.

D) 120 g.

8. Em uma reação com rendimento de 75%, a massa teórica de produto calculada foi de 40 g. Qual a massa real obtida?

A) 30 g.

B) 40 g.

C) 75 g.

D) 10 g.

9. Na reação 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, se misturarmos 4 g de H₂ e 32 g de O₂, qual é o reagente limitante? Dados: H₂ = 2 g/mol; O₂ = 32 g/mol.

A) O₂ é o limitante.

B) H₂ é o limitante.

C) Ambos se consomem completamente.

D) Nenhum dos dois, a reação não ocorre.

10. Considere a reação balanceada: CaCO₃ → CaO + CO₂. Calcule a massa de CaO obtida ao decompor 200 g de CaCO₃ com 80% de pureza, sabendo que o rendimento da reação é de 90%. Dados: Ca = 40 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol. Apresente todos os cálculos passo a passo e indique a massa final de CaO obtida.