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UNIDADE 22: Estequiometria – Excesso x Limitante 
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A química em suas diversas aplicações 
apresenta reações dos mais diversos tipos. 
Industrialmente as reações químicas acontecem 
em uma escala maior que em um laboratório, e 
muitas vezes os produtos são obtidos em 
quilogramas ou toneladas, e o custo dos 
reagentes é um fator importante. Se em uma 
reação química houver mais de um reagente, a 
relação entre as quantidades destes reagentes é 
de fundamental importância, e afetará os gastos 
da indústria diretamente. 
Na reação de produção da amônia (NH3) 
por exemplo temos os reagentes hidrogênio 
molecular (H2) e nitrogênio molecular (N2). Dentre 
estes reagentes, o nitrogênio molecular é o mais 
barato (cerca de R$ 9,00/litro) do que o hidrogênio 
molecular (cerca de R$ 14,00/litro). As indústrias 
que produzem a amônia utilizam gás nitrogênio 
em excesso. Com isso o gás hidrogênio é 
totalmente consumido, restando apenas gás 
nitrogênio ao final. 
Sempre que houver um reagente em 
excesso haverá um reagente limitante. Para o 
exemplo acima o reagente limitante é o hidrogênio 
molecular, e o reagente em excesso é o nitrogênio 
molecular. Para simplificar mais as coisas imagine 
uma fábrica de bicicletas. Para produzir uma 
bicicleta são necessários dois pneus e um quadro. 
Imagine que deseja-se produzir bicicletas a partir 
de 6 quadros e 18 pneus. Com 6 quadros e 12 
pneus é possível produzir 6 bicicletas. Com isso 
há (18 – 12) = 6 pneus em excesso. Neste caso o 
quadro é o limitante. A seguir vamos estudar mais 
a fundo os casos de estequiometria nos quais há 
reagentes em excesso e limitante. Para isso 
podemos utilizar, primeiramente, o exemplo já 
citado da reação de produção da amônia: 
 
 
 
A partir da leitura da reação nota-se que a 
relação entre número de mol de nitrogênio 
molecular e hidrogênio molecular é 1:3. Suponha 
que em um sistema fechado há 3 mol de nitrogênio 
molecular e 6 mol de hidrogênio molecular. 
Deseja-se saber quantos mol de amônia serão 
produzidos. 
Para fazer a regra de três devemos sempre 
inserir o dado do reagente que é o limitante, assim 
descobriremos quanto do reagente em excesso 
reagirá. Entretanto há um problema: não se sabe 
inicialmente quem é o reagente em excesso. 
Utilizaremos portanto o dado do hidrogênio 
molecular (6 mol) e o dado do nitrogênio molecular 
(3 mol) separadamente: 
 
 
Através deste resultado podemos dizer 
que os 6 mol de H2 presentes reagirão com 2 mol 
de N2. Entretanto há 3 mol de N2 no sistema, ou 
seja, destes 3 mol reagirão apenas 2 mol de N2, 
restando 1 mol de N2 como excesso. Podemos 
confirmar que o nitrogênio molecular é o reagente 
em excesso utilizando seu dado (3 mol): 
 
O resultado obtido (9 mol de H2) foi 
superior ao número de mol de H2 que há no 
sistema, ou seja, seriam necessários 9 mol de H2 
para reagir com os 3 mol de N2 inseridos 
inicialmente. Como há apenas 6 mol de H2, este é 
o reagente limitante, enquanto o N2 será o 
reagente em excesso. Vejamos um segundo 
exemplo, a reação de combustão do gás metano: 
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Suponha que há em um cilindro 160 g de 
metano (CH4) e 320 g de oxigênio molecular (O2). 
Deseja-se saber qual é o reagente limitante/em 
excesso. Inicialmente temos a relação 
estequiométria entre as substâncias, na qual 1 mol 
de metano reage com 2 mol de oxigênio 
molecular. Vamos converter estes valores para 
massa e utilizar um dos valores de massa 
fornecidos para a regra de três. 
 
 
 
 
A partir do resultado obtido pode-se dizer 
que para que os 160 g de metano venham a reagir 
seriam necessários 640 g de O2, entretanto só há 
320 g de O2, logo este será o reagente limitante, 
enquanto o metano encontra-se em excesso. É 
possível calcular o excesso exato de metano 
presente na reação utilizando o dado fornecido 
para o oxigênio molecular (320 g), observe: 
 
 
 
 
O resultado obtido (80 g de metano) indica 
que dos 160 g de metano inseridos inicialmente 
apenas 80 g reagirão, ou seja, há um excesso de 
160 – 80 = 80 g de CH4. 
Vimos então que a partir dos dados 
fornecidos acerca dos reagentes pode-se 
descobrir quem é o reagente limitante/em 
excesso, e de quanto é o excesso. Se inserirmos 
na regra de três o dado do reagente limitante 
obteremos quanto do reagente em excesso 
reagirá. Se inserirmos o dado do reagente em 
excesso obteremos quanto seria necessário do 
reagente limitante para reagir totalmente. 
 
 
01. Um químico deseja preparar hidrazina 
(N2H4) através da reação de 3,6 mol de NH3 
com 1,5 mol de OCl. A reação química é 
dada pela equação: 
 
OHClHNOClNH2 2423 
 
 
O número de mols de hidrazina obtido é 
 
a) 1,5. 
b) 1,8. 
c) 2,1. 
d) 3,6. 
e) 5,1. 
 
02. Qual a massa do produto obtido entre a 
reação de 10 g de (aq)NaOH com 20 g de 
4(aq)2SOH ? 
 
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O 
 
a) 98,00 g 
b) 12,50 g 
c) 28,90 g 
d) 17,75 g 
e) 80,00 g 
 
03. O iodeto de potássio reage com nitrato de 
chumbo segundo a equação abaixo: 
 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq)  PbI2(s) + 2KNO3(aq) 
 
Sabendo que em um recipiente foram 
colocados para reagir, em solução aquosa, 
5 mols de nitrato de chumbo e 2,0 kg de 
iodeto de potássio, assinale a afirmativa 
INCORRETA: 
 
a) Cada 5,0 mols de Pb(NO3)2 reagem com 
1.660 g de KI. 
b) Cada 5,0 mols de Pb(NO3)2 produzem 
2.305 g de PbI2. 
c) Serão formados 1 mol de PbI2 e 2 mols de 
KNO3. 
d) Completada a reação, sobrarão 340 g de 
KI. 
e) Cada 5,0 mols de Pb(NO3)2 formarão 5,0 
mols de PbI2 e 10 mols de KNO3. 
 
 
 
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04. Quando se aquece uma mistura de dióxido 
de silício e carbono, ambos sólidos, eles 
reagem para formar carbeto de silício SiC e 
monóxido de carbono gasoso. Quando 
forem usados 75 g de SiO2 e 112,0 g de C, a 
massa de SiC obtida será: 
 
 SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO 
 
Dados: Si = 28; O = 16; C = 12. 
 
a) 40 g 
b) 50 g 
c) 60 g 
d) 80 g 
 
05. O alumínio (Al) reage com o oxigênio (O2) 
de acordo com a equação química 
balanceada, a seguir: 4 Al (s) + 3 O2 (g)  
2 Al2O3 (s) . A massa, em gramas, de óxido 
de alumínio (Al2O3) produzida pela reação 
de 9,0 g de alumínio com 16 g de oxigênio 
é: 
 
a) 17 
b) 34 
c) 8,5 
d) 9,0 
e) 27 
 
06. O estanho é usado na composição de ligas 
metálicas como bronze (Sn-Cu) e solda 
metálica (Sn-Pb). O estanho metálico pode 
ser obtido pela reação do minério 
cassiterita (SnO2) com carbono, 
produzindo também monóxido de carbono. 
Supondo que o minério seja puro e o 
rendimento da reação seja de 100%, a 
massa, em quilogramas, de estanho 
produzida a partir de 453 kg de cassiterita 
com 96 kg de carbono é: 
 
SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO 
 
Dados: Sn =118,7; O = 16 
 
a) 549. 
b) 476. 
c) 357. 
d) 265. 
e) 119. 
 
07. Considere as informações a seguir. 
 
Estão sendo pesquisados, para uso em 
veículos automotores, combustíveis 
alternativos à gasolina, pois eles geram 
níveis menores de poluentes. O propano foi 
sugerido como um combustível econômico 
para veículos. Suponha que, num teste, 
sejam queimados 22,0 kg de C3H8 com 400 
kg de ar, produzindo gás carbônico e água 
conforme a reação: 
 
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g) 
 
Massas molares em g/mol: C3H8 = 44,0; O2 = 
32,0. 
Considerando que no ar tem-se 23% em 
massa de oxigênio, pode-se afirmar que a 
massa de oxigênio em excesso na reação de 
combustão do propano é de aproximadamente 
 
a) 320 kg. 
b) 92 kg. 
c) 80 kg. 
d) 5 kg. 
e) 12 kg. 
 
08. A quantidade máxima de hidróxidode ferro 
que se pode preparar a partir de uma 
mistura de 888g de brometo férrico e 612g 
de hidróxido de potássio é: 
 
FeBr3 + 3 KOH → Fe(OH)3 + 3 KBr 
 
a) 321g 
b) 1500g 
c) 1070g 
d) 276,0g 
e) 548g 
 
09. Faz-se reagir 25g de anidrido fosfórico com 
25g óxido de cálcio. A massa de produto 
formado é, aproximadamente: 
 
P2O5 + 3 CaO→ Ca3(PO4)2 
 
a) 50,0g 
b) 48,7g 
c) 57,0g 
d) 46,1g 
e) 40,5g 
 
10. A reação completa entre 5,0 g de gás 
carbônico e 8,0 g de hidróxido de sódio, 
segundo a equação balanceada: 
 
CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O 
 
produz................gramas de carbonato de 
sódio, restando...............g do reagente 
colocado em excesso. Os números que 
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preenchem corretamente as lacunas são, 
respectivamente, 
 
 
a) 10,0 e 0,6 
b) 2,0 e 1,0 
c) 5,8 e 4,0 
d) 10,0 e 3,0 
e) 8,3 e 0,6 
 
 
 
QUESTÃO 01 Gabarito: [A] 
 
QUESTÃO 02 Gabarito: [D] 
 
QUESTÃO 03 Gabarito: [C] 
 
QUESTÃO 04 Gabarito: [B] 
 
QUESTÃO 05 Gabarito: [A] 
 
QUESTÃO 06 Gabarito: [C] 
 
QUESTÃO 07 Gabarito: [E] 
 
QUESTÃO 08 Gabarito: [A] 
 
QUESTÃO 09 Gabarito: [D] 
 
QUESTÃO 10 Gabarito: [E] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referencial Teórico: 
FONSECA, Martha Reis Marques da. Coleção de 
Química: Parte 01, Parte 02 e Parte 03. São 
Paulo: Editora Atica, 2014. 
 
FONSECA, Martha Reis Marques 
da. Completamente Química, Ciências, 
Tecnologia & Sociedade. São Paulo: Editora 
FTD S.A., 2001, 624 p. 
 
TITO CANTO. Química na abordagem do 
cotidiano, volume 1, 5ª edição, ed moderna, São 
Paulo, 2009. 
 
FELTRE, R. Química Geral. 7ª edição, ed 
moderna, São Paulo, 2008. 
 
FELTRE, R. Físico-Química. 7ª edição, ed 
moderna, São Paulo, 2008. 
 
FELTRE, R. Química Orgânica. 7ª edição, ed 
moderna, São Paulo, 2008. 
 
USBERCO, João; Salvador, 
Edgard. Química Geral. 12ª.ed. São Paulo: 
Saraiva, 2006. 
 
LEMBO, Antonio; Groto,Robson. Química - Geral e 
Orgânica. 2010. 
 
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de 
química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 
2006. 965 p. 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; 
BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 
9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
 
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de 
Química: questionando a vida moderna o meio 
ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006 
 
MENDES, Aristênio. Elementos de Química 
Inorgânica, Fortaleza, 2005. 
 
LEE, JD Química Inorgânica: não tão Concisa. 
Ed. Edgard Blucher Edito, 1ª.ed, 2003. 
 
SOLOMONS, ,T.w. Graham. Química Orgânica, 
10ª edição, LTC, 2012 
 
LEHNINGER, AL; NELSON, DL e COX, MM. 
Princípios de Bioquímica. Ed. Artmed, 6ª.ed 
2014. 
 
 
GABARITOS 
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