Atividades de Proporções em reações químicas para a 3ª série do Ensino Médio com gabarito

Quando ensino proporções em reações químicas na 3ª série do Ensino Médio, procuro deixar claro que os coeficientes de uma equação balanceada não são números decorativos: eles expressam relações entre quantidades de matéria. Na prática, a turma precisa interpretar essas relações e escolher uma sequência de cálculo adequada, seja para encontrar mols, massas de produtos ou o reagente limitante. É comum a aula exigir retomadas de balanceamento e massa molar, porque uma conta pode estar bem executada e ainda assim partir de uma proporção incorreta.

Organizei aqui uma sequência que vai de relações diretas entre mols a problemas com massas e reagente limitante. Eu a usaria para observar onde está a dificuldade antes de avançar: na leitura dos coeficientes, na conversão entre massa e mol ou na identificação de qual reagente acaba primeiro. As questões podem servir tanto para uma atividade de revisão quanto para compor uma avaliação formativa.

O que o aluno de 3ª série precisa saber sobre Proporções em reações químicas

Na 3ª série, o aluno precisa interpretar uma equação química balanceada como uma relação quantitativa entre reagentes e produtos. Os coeficientes indicam proporções em mol, não massas diretamente: em 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, por exemplo, a relação entre H₂ e H₂O é 2:2, enquanto entre O₂ e H₂O é 1:2. A partir desses coeficientes, é possível calcular a quantidade de produto formada ou de reagente necessária, usando fatores de conversão que preservem as unidades. Quando os dados vêm em gramas, primeiro é preciso converter massa em mol com a massa molar; depois, aplicar a proporção da equação e, se necessário, converter o resultado novamente para gramas. Em situações com dois reagentes em quantidades definidas, também é preciso comparar o que está disponível com o que a reação exige para identificar o limitante. Esse raciocínio conecta representações simbólicas e quantidades mensuráveis, aspecto pertinente à habilidade EM13CNT101.

O que ele precisa saber antes

As questões desta sequência pressupõem alguns conhecimentos anteriores que vale a pena conferir antes da aplicação. O primeiro é o balanceamento de equações químicas: sem uma equação balanceada, os coeficientes não fornecem a relação estequiométrica correta. O segundo é o cálculo de mols a partir da massa e da massa molar, além da conversão inversa de mol para massa. Também é necessário compreender que os coeficientes representam proporções entre as espécies químicas e saber montar uma razão, como 2 mol de H₂ para 2 mol de H₂O.

Para as questões com mais de um reagente, é importante que a turma saiba comparar as quantidades disponíveis com a razão exigida pela equação. Não basta escolher o reagente de menor massa como limitante: é preciso converter as massas em mols e verificar qual substância se esgota primeiro. Se essa base ainda não estiver firme, proponho retomar um exemplo numérico curto antes de entregar a lista.

Onde os alunos mais erram

Um erro recorrente indicado pelas questões é confundir a quantidade inicial de um reagente com a quantidade de produto que será formada. Isso aparece quando se usa uma proporção de 1:1 sem conferir os coeficientes ou quando se copia diretamente o número de mols de uma espécie para outra. Na combustão do metano, por exemplo, 1 mol de CH₄ produz 2 mol de H₂O; ignorar o coeficiente 2 leva a uma resposta incompatível com a equação.

Outro tropeço é aplicar os coeficientes como se fossem fatores isolados, multiplicando ou dividindo a quantidade dada sem comparar os coeficientes das duas substâncias envolvidas. Em 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, H₂ e H₂O estão na proporção 1:1, embora ambos tenham coeficiente 2. Também pode haver confusão entre massa e mol: a igualdade de mols não significa igualdade de massas, pois as massas molares dos compostos são diferentes. A alternativa A da questão da célula a combustível é um distrator provável: parte de todo o H₂ disponível como se ele fosse necessariamente consumido e não verifica se há O₂ suficiente. Já em problemas de reagente limitante, escolher o reagente pela massa maior ou menor, sem converter para mols, pode conduzir a uma identificação errada.

Como trabalhar em sala

• Comece pelos coeficientes: escreva uma equação balanceada e peça que a turma formule em palavras as relações entre seus componentes. Antes das contas, é útil ouvir “dois mols de hidrogênio produzem dois mols de água”.
• Organize as unidades: proponha que cada resolução registre dado, conversão, proporção e resposta com unidade. Esse roteiro simples ajuda a localizar se o problema está na massa molar ou na relação estequiométrica.
• Compare respostas próximas: em vez de informar logo o gabarito, peça que os alunos expliquem por que duas alternativas parecem plausíveis e qual etapa permite distingui-las. Isso torna visíveis os erros de coeficiente e de conversão.
• Faça uma progressão curta: use primeiro questões de mol para mol, depois massa para massa e, por fim, problemas com dois reagentes. Assim, a turma enfrenta uma dificuldade nova de cada vez.
• Feche com uma justificativa: peça que cada estudante explique como identificou o limitante e confira se a unidade final responde ao enunciado. Uma resposta numérica sem raciocínio não mostra se a proporção foi compreendida.

Questões prontas de Proporções em reações químicas para a 3ª série do Ensino Médio (com gabarito comentado)

Nas questões abaixo, mantenha o foco na equação balanceada e nas unidades. As justificativas das alternativas incorretas mostram quais confusões cada opção pode revelar; podem servir como ponto de partida para uma correção coletiva.

1. Reagente limitante e produção de água

Em uma atividade sobre tecnologias de baixo carbono, uma escola simulou a produção de água em uma célula a combustível pela reação 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l). Foram colocados no sistema 5,00 g de H₂ e 16,0 g de O₂. Considere as massas molares H₂ = 2,00 g·mol⁻¹, O₂ = 32,0 g·mol⁻¹ e H₂O = 18,0 g·mol⁻¹. Admitindo reação completa até o consumo total de um dos reagentes, qual alternativa identifica corretamente o reagente limitante e a massa máxima de água produzida?

• ❌ A) H₂ é limitante; H₂O = 45,0 g. Incorreta: considera que todo o H₂ reage e calcula o produto sem verificar a proporção nem o O₂ disponível. Além disso, identifica incorretamente o limitante.
• ✅ B) O₂ é limitante; H₂O = 18,0 g. Correta: 5,00 g de H₂ correspondem a 2,50 mol e 16,0 g de O₂ a 0,500 mol. Essa quantidade de O₂ exige 1,00 mol de H₂, que está disponível. O O₂ limita a reação; pela razão 1:2, forma-se 1,00 mol de H₂O, ou 18,0 g.
• ❌ C) O₂ é limitante; H₂O = 9,0 g. Identifica corretamente o limitante, mas considera que 0,500 mol de O₂ formam somente 0,500 mol de água, ignorando a razão 1:2.
• ❌ D) H₂ é limitante; H₂O = 18,0 g. A massa de água coincide com a correta por outro caminho, mas a identificação do limitante é errada: o O₂ disponível requer menos H₂ do que há no sistema.
• ❌ E) O₂ é limitante; H₂O = 36,0 g. Acerta o reagente limitante, mas duplica indevidamente o produto: 0,500 mol de O₂ formam 1,00 mol, não 2,00 mol, de H₂O.

2. Combustão do metano e massa de dióxido de carbono

Uma amostra contém 16,0 g de metano (CH₄), que sofre combustão completa segundo a equação não balanceada CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. Considere CH₄ = 16,0 g/mol, CO₂ = 44,0 g/mol, O₂ = 32,0 g/mol e H₂O = 18,0 g/mol. Após balancear a equação e supondo oxigênio suficiente, qual massa de CO₂ será formada?

• ❌ A) 16,0 g de CO₂. Incorreta: supõe que a massa do produto é igual à do metano, sem considerar a incorporação de oxigênio.
• ❌ B) 11,0 g de CO₂. Incorreta: divide indevidamente a massa molar do CO₂ por quatro, confundindo a fórmula com uma operação para obter a massa produzida.
• ❌ C) 88,0 g de CO₂. Incorreta: duplica a quantidade de CO₂ ao atribuir a ele o coeficiente 2 que pertence à água.
• ❌ D) 32,0 g de CO₂. Incorreta: usa a massa molar do O₂ como se fosse a do CO₂.
• ✅ E) 44,0 g de CO₂. Correta: a equação balanceada é CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Os 16,0 g de CH₄ equivalem a 1,0 mol e a razão CH₄:CO₂ é 1:1. Forma-se 1,0 mol de CO₂, correspondente a 44,0 g.

3. Quantidade de água na combustão do metano

A combustão completa do metano, com oxigênio suficiente, é representada por CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Quantos mols de água são formados quando 2,00 mol de CH₄ reagem completamente?

• ✅ A) 4,00 mol de H₂O. Correta: a equação indica 1 mol de CH₄ para 2 mol de H₂O. Assim, 2,00 × 2 = 4,00 mol de água.
• ❌ B) 2,00 mol de H₂O. Usa uma relação 1:1 que não corresponde aos coeficientes de CH₄ e H₂O.
• ❌ C) 8,00 mol de H₂O. Duplica novamente a razão estequiométrica, aplicando um fator a mais.
• ❌ D) 1,00 mol de H₂O. Reduz indevidamente a quantidade e não considera que o coeficiente da água é 2.
• ❌ E) 3,00 mol de H₂O. Soma 2,00 mol ao coeficiente 1 do metano, operação que não representa a proporção entre as espécies.

4. Relação entre hidrogênio e água

Na formação de água, a equação balanceada é 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l). Se 4,00 mol de H₂ reagem completamente e o oxigênio está em quantidade suficiente, qual quantidade de água se forma?

• ❌ A) 8,00 mol de H₂O. Multiplica os mols de H₂ pelo coeficiente 2, embora H₂ e H₂O tenham coeficientes iguais.
• ❌ B) 2,00 mol de H₂O. Divide a quantidade dada pelo coeficiente 2 sem comparar os coeficientes de H₂ e H₂O.
• ❌ C) 1,00 mol de H₂O. Faz uma divisão sucessiva pelos coeficientes, sem base na razão estequiométrica.
• ✅ D) 4,00 mol de H₂O. Correta: 2 mol de H₂ produzem 2 mol de H₂O; a razão é 1:1. Portanto, 4,00 mol de H₂ formam 4,00 mol de água.
• ❌ E) 6,00 mol de H₂O. Soma os coeficientes 2 e 1 à quantidade dada, método que não descreve a relação entre reagentes e produtos.

5. Massa de trióxido de enxofre

No controle de gases industriais, ocorre a reação 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃. Se 16 g de SO₂ reagem totalmente, qual massa de SO₃ é produzida?

• ❌ A) 10 g. A quantidade inicial de SO₂ corresponde a 0,25 mol; pela razão 1:1, forma-se 0,25 mol de SO₃, cuja massa é 20 g.
• ❌ B) 15 g. Essa massa corresponde a menos do que a quantidade de SO₃ calculada pela proporção e massa molar.
• ✅ C) 20 g. Correta: 16 g de SO₂ equivalem a 0,25 mol (massa molar 64 g/mol). A razão SO₂:SO₃ é 1:1; 0,25 mol de SO₃, com massa molar 80 g/mol, correspondem a 20 g.
• ❌ D) 25 g. Excede a massa correspondente aos 0,25 mol de SO₃ previstos.
• ❌ E) 40 g. É o dobro da massa calculada e não respeita a quantidade de matéria obtida pela proporção 1:1.

6. Mols de hidrogênio necessários para formar água

Na reação balanceada 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, quantos mols de H₂ são necessários para produzir 5,0 mol de H₂O?

• ❌ A) 3,0 mol de H₂. A relação entre H₂ e H₂O é 1:1, portanto essa quantidade é insuficiente.
• ✅ B) 5,0 mol de H₂. Correta: os coeficientes de H₂ e H₂O são iguais; a razão é 2:2, equivalente a 1:1. Para formar 5,0 mol de H₂O, são necessários 5,0 mol de H₂.
• ❌ C) 10,0 mol de H₂. Duplica a quantidade apesar de cada mol de H₂ corresponder a um mol de H₂O.
• ❌ D) 2,5 mol de H₂. Divide por dois sem usar a razão entre os coeficientes das duas substâncias.
• ❌ E) 1,0 mol de H₂. Não atende à proporção necessária para formar 5,0 mol de água.

7. Proporção entre alumínio e cloro

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

• ❌ A) 2 mol de Cl₂. Essa quantidade reagiria com apenas 4/3 mol de Al, conforme a razão 2:3.
• ❌ B) 3 mol de Cl₂. Pela equação, 3 mol de Cl₂ reagem com 2 mol de Al, não com 4 mol.
• ❌ C) 4 mol de Cl₂. Ainda não são suficientes: 4 mol de Al requerem uma quantidade proporcional maior de Cl₂.
• ✅ D) 6 mol de Cl₂. Correta: a equação relaciona 2 mol de Al a 3 mol de Cl₂. Ao dobrar o alumínio para 4 mol, dobramos também o cloro: 6 mol.
• ❌ E) 8 mol de Cl₂. É mais do que o necessário segundo a razão 2:3; não corresponde à quantidade estequiométrica solicitada.

8. Reagente limitante e massa de ferro

Na redução do minério, ocorre Fe₂O₃(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO₂(g). Misturam-se 160 g de Fe₂O₃ e 100 g de CO. Determine a massa de ferro obtida e identifique o reagente limitante. Massas molares: Fe₂O₃ = 159,69 g·mol⁻¹; CO = 28,01 g·mol⁻¹; Fe = 55,85 g·mol⁻¹.

• ❌ A) 90 g de ferro, com Fe₂O₃ limitante e CO em excesso. A identificação dos reagentes não basta: a massa de ferro indicada não corresponde ao cálculo estequiométrico com as quantidades fornecidas.
• ❌ B) 50,0 g de ferro, com CO limitante. O CO não é limitante: há 3,570 mol disponíveis, enquanto cerca de 3,006 mol são necessários para reagir com todo o Fe₂O₃.
• ✅ C) 111,8 g de Fe; reagente limitante: Fe₂O₃. Correta: 160/159,69 = 1,002 mol de Fe₂O₃, que exigem 3,006 mol de CO. Como há 100/28,01 = 3,570 mol de CO, ele está em excesso. A proporção forma 2,004 mol de Fe, equivalentes a 111,8 g.
• ❌ D) 100 g de ferro. Esse valor não resulta da razão entre Fe₂O₃ e Fe nem da conversão de mols em massa.
• ❌ E) 200 g de ferro. A massa ignora as quantidades de matéria e os coeficientes da reação; não é compatível com o cálculo estequiométrico.

Próximos passos

Depois da atividade, separo os erros por etapa: leitura dos coeficientes, conversão massa-mol ou análise do reagente limitante. Essa devolutiva ajuda a decidir se vale retomar um conceito ou propor novos exercícios. Para ampliar o trabalho, consulte também as questões da habilidade EM13CNT101. Você pode montar uma avaliação ajustada à sua turma no gerador de provas do GeraProva e fazer seu cadastro grátis para começar.

Use as questões como ponto de partida e adapte a sequência ao que sua turma já estudou. O gabarito comentado apoia a correção; a conversa sobre o raciocínio é que ajuda a planejar a próxima aula.