Atividades de Proporções em reações químicas para a 1ª série do Ensino Médio com gabarito

Quando trabalho proporções em reações químicas com a 1ª série, procuro deixar claro que a equação balanceada não é apenas uma sequência de símbolos: ela mostra as relações entre as quantidades de partículas ou de mols que reagem e se formam. É comum a turma precisar de mais de uma etapa para passar da leitura da equação ao cálculo, especialmente quando o enunciado fornece massas, volumes ou concentrações.

Por isso, gosto de organizar a resolução em passos visíveis: conferir o balanceamento, converter os dados para mols, usar a proporção entre os coeficientes e, quando necessário, converter o resultado para a unidade pedida. As questões abaixo permitem observar essas etapas em contextos de síntese, neutralização, combustão e processos químicos, além de retomar energia e rendimento.

O que o aluno de 1ª série precisa saber sobre Proporções em reações químicas

Para resolver problemas de proporções em reações químicas, o aluno precisa interpretar uma equação balanceada como uma relação quantitativa entre reagentes e produtos. Os coeficientes indicam proporções em mol: por exemplo, na formação de água, 2 mol de H₂ reagem com 1 mol de O₂ e formam 2 mol de H₂O. Essa relação permite calcular uma quantidade desconhecida, mas não significa que os coeficientes sejam massas em gramas. Quando o enunciado fornece massas, é necessário convertê-las em quantidade de matéria usando a massa molar; depois, aplica-se a razão estequiométrica e, se pedido, converte-se o resultado para massa. Em situações com dois reagentes, também se verifica qual está em quantidade limitante. Alguns problemas acrescentam volume de gás, concentração, energia ou rendimento, exigindo que o estudante conecte a estequiometria a esses dados sem perder de vista a equação balanceada e as unidades.

O que ele precisa saber antes

Antes de avançar para os cálculos, vale verificar se a turma consegue balancear equações e identificar reagentes e produtos. As questões também pressupõem cálculo de mols a partir da massa molar, leitura de fórmulas químicas e compreensão de molaridade, como quantidade de matéria por volume de solução. Para problemas com reagentes em quantidades diferentes, é necessário entender o reagente limitante e comparar o que está disponível com a proporção exigida pela equação.

Outros pré-requisitos aparecem em itens específicos: a lei dos gases ideais, para relacionar quantidade de gás, temperatura, pressão e volume; e o cálculo de rendimento, que compara a produção real com a produção teórica. Também é importante distinguir sinal e sentido da variação de entalpia: um ΔH negativo indica liberação de energia. Eu costumo retomar só o pré-requisito necessário para cada situação, em vez de presumir que todos os cálculos serão resolvidos da mesma forma.

Onde os alunos mais erram

Um erro recorrente nas questões é não preservar a proporção indicada pelos coeficientes. O aluno pode tratar uma relação 2:2 como se fosse 2:1, ou usar o coeficiente de uma substância como se alterasse sua massa molar. Também pode assumir que a massa do produto é igual à massa de um dos reagentes, sem considerar os demais elementos que entram na reação. Por isso, peço que a turma escreva a razão entre as substâncias antes de substituir números.

Em problemas com massas, aparece a confusão entre gramas e mols: 20 mol não correspondem a 20 g, e a massa molar precisa participar da conversão. Em questões de reagente limitante, comparar apenas as massas fornecidas não basta; é preciso calcular os mols e confrontá-los com a proporção da equação. A questão do gás hidrogênio e do óxido de cobre, por exemplo, tem como distrator provável um volume calculado sem considerar corretamente a pressão, acompanhado de uma proporção de reação também interpretada de forma inadequada. Já em problemas de energia, o módulo pode estar certo, mas o sinal de ΔH pode ser invertido: reação exotérmica libera energia.

Por fim, rendimento real e massa teórica não são intercambiáveis. Primeiro se calcula quanto produto a estequiometria prevê; depois se compara esse valor com o obtido na prática. Esses erros não precisam virar uma lista de respostas decoradas: cada alternativa incorreta ajuda a localizar em qual etapa do raciocínio vale intervir.

Como trabalhar em sala

• Comece pela leitura da equação: peça que os estudantes indiquem, em palavras, quantos mols de cada substância participam. Antes de fazer contas, comparem a razão entre os coeficientes.
• Monte um roteiro de resolução: equação balanceada, conversão para mols, proporção estequiométrica e conversão para a unidade final. Deixe o roteiro visível durante os primeiros exercícios.
• Use análise de alternativas: além de marcar a correta, peça que a turma explique qual etapa levaria a cada distrator. Isso ajuda a diferenciar erro de unidade, de proporção e de reagente limitante.
• Compare problemas parecidos: resolva uma questão que fornece mols e outra que fornece massa. A turma percebe que a proporção da reação permanece, mas a conversão inicial muda.
• Feche com uma checagem de plausibilidade: confira unidades, sinal da energia e se o produto calculado corresponde à quantidade de reagente disponível. Uma estimativa simples pode revelar um resultado incompatível com os dados.

Questões prontas de Proporções em reações químicas para a 1ª série do Ensino Médio (com gabarito comentado)

1. Redução de óxido de cobre e volume de gás

Em uma cooperativa de reciclagem, CuO reage com H₂ segundo CuO(s) + H₂(g) → Cu(s) + H₂O(g). Para uma etapa, usam-se 500,0 g de CuO. Considere M(CuO) = 79,546 g·mol⁻¹, ΔH° = −157 kJ·mol⁻¹, R = 0,08206 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹, temperatura de 298 K e pressão de H₂ de 2,00 atm. Qual é aproximadamente o volume de H₂ consumido e a energia liberada?

• ❌ A) 38,4 L; 493 kJ liberados. Os valores são aproximadamente metade dos corretos: a quantidade de CuO foi reduzida indevidamente.
• ❌ B) 153,8 L; 1974 kJ liberados. O volume não considera a pressão de 2,00 atm e a energia foi duplicada, como se a proporção exigisse 2 mol de H₂ por mol de CuO.
• ❌ C) 76,9 L; 987 kJ absorvidos. Volume e módulo da energia estão corretos, mas ΔH negativo indica liberação, não absorção.
• ❌ D) 6115 L; 157 kJ liberados. Trata 500,0 g como se fossem 500 mol de H₂ para o volume e considera apenas 1 mol de reação para a energia.
• ✅ E) 76,9 L; 987 kJ liberados. 500,0 ÷ 79,546 ≈ 6,29 mol de CuO. A razão CuO:H₂ é 1:1, então são 6,29 mol de H₂. Pela lei dos gases ideais, V = nRT/P ≈ 76,9 L. A energia liberada é 6,29 × 157 ≈ 987 kJ.

2. Neutralização de ácido sulfúrico com carbonato de sódio

Uma indústria gera 100,0 L de H₂SO₄ 0,20 M e neutraliza o efluente com Na₂CO₃ sólido: H₂SO₄ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂. Calcule a massa de Na₂CO₃ necessária e a energia liberada, sabendo que ΔH° = −132 kJ por mol de H₂SO₄ consumido.

• ✅ A) 2,12 kg de Na₂CO₃; ΔH total ≈ −2640 kJ. Há 0,20 × 100,0 = 20,0 mol de H₂SO₄, com a conversão do volume para litros já considerada. A razão é 1:1, então são necessários 20,0 mol de Na₂CO₃. Multiplicando pela massa molar de 105,99 g/mol, obtêm-se aproximadamente 2,12 kg. A energia total é 20,0 × (−132) = −2640 kJ.
• ❌ B) 20,0 g; −132 kJ. Confunde 20,0 mol com 20,0 g e considera a energia de apenas 1 mol de reação.
• ❌ C) 2,12 kg; +2640 kJ. A massa está correta, mas o sinal foi invertido: ΔH negativo corresponde à liberação de energia.
• ❌ D) 4,24 kg; −5280 kJ. Duplica os resultados ao usar uma proporção 2:1 que não aparece na equação balanceada.
• ❌ E) 1,06 kg; −1320 kJ. Usa metade da concentração e, assim, calcula metade da quantidade de ácido e dos resultados associados.

3. Reagente limitante na síntese de amônia

Em um reator, 5,00 g de N₂ reagem com 6,00 g de H₂, conforme N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Considerando N = 14,0 g/mol e H = 1,0 g/mol, identifique o reagente limitante e calcule a massa máxima de NH₃.

• ❌ A) N₂ limitante; aproximadamente 9,11 g de NH₃. O resultado decorre de usar 14,0 g/mol como massa molar de N₂, embora a molécula tenha dois átomos de nitrogênio.
• ✅ B) N₂ limitante; aproximadamente 6,07 g de NH₃. 5,00 g de N₂ correspondem a 0,1786 mol; 6,00 g de H₂ correspondem a 3,00 mol. O N₂ exigiria 0,5358 mol de H₂, portanto está em menor quantidade relativa à proporção. A razão N₂:NH₃ é 1:2: formam-se 0,3572 mol, ou cerca de 6,07 g de NH₃.
• ❌ C) H₂ limitante; 17,00 g de NH₃. Identifica o limitante de forma equivocada e usa o H₂ disponível sem verificar a proporção requerida.
• ❌ D) N₂ limitante; 3,04 g de NH₃. Aplica uma proporção 1:1 entre N₂ e NH₃, apesar do coeficiente 2 do produto.
• ❌ E) N₂ limitante; 5,71 g de NH₃. Considera incorretamente a massa molar de NH₃ como 16,0 g/mol, deixando de incluir um átomo de hidrogênio.

4. Massa de cloreto de alumínio produzida

A equação da produção de cloreto de alumínio é 2 Al(s) + 3 Cl₂(g) → 2 AlCl₃(s). Foram utilizados 54,0 g de alumínio, com cloro suficiente. Considere M(Al) = 26,98 g/mol e M(AlCl₃) = 133,88 g/mol. Qual massa aproximada de AlCl₃ se forma?

• ❌ A) 80,9 g. Divide a massa molar do produto pelo coeficiente do Cl₂, como se os coeficientes alterassem a massa molar.
• ❌ B) 401,6 g. Interpreta o coeficiente 3 do Cl₂ como se a equação produzisse 3 mol de AlCl₃ para cada 2 mol de Al.
• ❌ C) 54,0 g. Supõe que a massa do produto deve ser igual à massa inicial do alumínio, ignorando a incorporação do cloro.
• ❌ D) 133,9 g. Calcula a massa de apenas 1 mol de produto, embora 54,0 g de Al correspondam a aproximadamente 2,00 mol.
• ✅ E) 267,8 g. 54,0 ÷ 26,98 ≈ 2,00 mol de Al. A razão Al:AlCl₃ é 2:2, logo formam-se 2,00 mol de produto; 2,00 × 133,88 ≈ 267,8 g.

5. Formação de água a partir de hidrogênio

Na reação 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l), são consumidos completamente 3,00 mol de H₂, com O₂ em excesso. Qual quantidade de água se forma?

• ❌ A) 4,50 mol. Usa uma proporção incorreta, como se 2 mol de H₂ produzissem 3 mol de água.
• ❌ B) 1,50 mol. Divide os mols de H₂ pelo coeficiente 2, mas ignora que H₂O também tem coeficiente 2.
• ✅ C) 3,00 mol. A razão entre H₂ e H₂O é 2:2, equivalente a 1:1; assim, 3,00 mol de H₂ formam 3,00 mol de água.
• ❌ D) 6,00 mol. Multiplica por 2 sem usar a razão entre os coeficientes das duas substâncias.
• ❌ E) 0,75 mol. Divide duas vezes por 2, reduzindo indevidamente a quantidade de produto.

6. Mols de cloro para formar cloreto de alumínio

Na reação 2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃, quantos mols de Cl₂ são necessários para obter 4 mol de AlCl₃?

• ✅ A) 6 mol de Cl₂. A proporção é 3 mol de Cl₂ para 2 mol de AlCl₃; dobrando a quantidade de produto, são necessários 6 mol de Cl₂.
• ❌ B) 3 mol de Cl₂. Essa quantidade produz 2 mol de AlCl₃, metade do que se pretende obter.
• ❌ C) 4 mol de Cl₂. Usa uma correspondência direta entre os mols, sem respeitar a proporção 3:2.
• ❌ D) 8 mol de Cl₂. Não se deve dobrar diretamente os 4 mol de produto; a razão estequiométrica resulta em 6 mol.
• ❌ E) 2 mol de Cl₂. É insuficiente para formar 4 mol de AlCl₃, pois a equação exige 3 mol de Cl₂ para cada 2 mol do produto.

7. Massa de amônia e reagente limitante

Na síntese de amônia, N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Um reator contém 10,0 g de N₂ e 5,00 g de H₂. Qual massa de NH₃ pode ser obtida, considerando o limite estequiométrico? Use M(N₂) = 28,02 g/mol, M(H₂) = 2,016 g/mol e M(NH₃) = 17,03 g/mol.

• ✅ A) Aproximadamente 12,16 g de NH₃. 10,0 g de N₂ correspondem a 0,3569 mol e 5,00 g de H₂ a 2,480 mol. Para consumir o N₂ seriam necessários 1,0707 mol de H₂, menos do que há disponível; portanto, N₂ é limitante. A proporção forma 0,7138 mol de NH₃, equivalentes a cerca de 12,16 g.
• ❌ B) 6,00 g. Subestima a produção e não considera toda a quantidade de produto que pode ser formada a partir do reagente limitante.
• ❌ C) 3,25 g. Também subestima a produção prevista pela proporção estequiométrica.
• ❌ D) 15,00 g. É superior à quantidade calculada a partir do N₂ limitante e dos coeficientes da reação.
• ❌ E) 20,32 g. Superestima a produção ao confundir a proporção entre reagentes e produtos.

8. Massa teórica de dióxido de carbono e rendimento

Na combustão, C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O. Com 44,0 g de C₃H₈ e 160,0 g de O₂, calcule a massa teórica de CO₂ e o rendimento percentual se a produção real foi 120,0 g. Use M(C₃H₈) ≈ 44,10 g/mol, M(O₂) = 32,00 g/mol e M(CO₂) = 44,01 g/mol.

• ❌ A) Massa teórica de 150,0 g de CO₂. O valor não corresponde à proporção da equação com as quantidades fornecidas.
• ✅ B) Massa teórica ≈ 132,0 g; rendimento ≈ 90,9%. 44,0 g de propano correspondem aproximadamente a 1,00 mol e 160,0 g de O₂ a 5,00 mol, quantidades estequiométricas. Um mol de C₃H₈ forma 3 mol de CO₂, ou cerca de 132,0 g. O rendimento é 120,0 ÷ 132,0 × 100 ≈ 90,9%.
• ❌ C) Rendimento de 75,0%. Não usa corretamente a massa teórica calculada pela equação para comparar com a produção real.
• ❌ D) Rendimento de 100%. A produção real, 120,0 g, é menor que a massa teórica de aproximadamente 132,0 g.
• ❌ E) Massa teórica de 120,0 g. Esse é o valor da produção real informado, não o valor teórico obtido pela estequiometria.

Próximos passos

Use as questões em sequência ou selecione algumas conforme o ponto que sua turma precisa retomar: proporção entre mols, conversão de massa, reagente limitante, gases, energia ou rendimento. Para relacionar a atividade à habilidade questões da habilidade EM13CNT101, confira outros itens alinhados ao mesmo código. Também posso montar uma avaliação ajustada ao conteúdo que estou trabalhando com a turma pelo gerador de provas do GeraProva; o cadastro grátis permite conhecer a plataforma.

As questões e explicações podem servir como ponto de partida: revise os dados e o nível de aprofundamento para adequá-los ao planejamento da sua turma. Experimente o GeraProva para preparar outras atividades de Química com mais praticidade.