Cálculos estequiométricos são o coração da Química no ENEM. Eles conectam fórmulas, massas, volumes, mol e concentração para prever “quanto” de cada substância reage ou se forma. Com poucos passos e alguns atalhos, você resolve a maioria das questões com segurança.
Pense sempre em um roteiro curto e repetível. Ele evita erros e acelera sua conta.
- Traduza o enunciado
• Identifique o que é dado (massa, volume, mol, concentração, pureza, rendimento).
• Sublinhe a pergunta (massa de produto? volume de gás? reagente em excesso?). - Balanceie a equação antes de qualquer conta
• Coeficientes inteiros mínimos.
• Em combustões: primeiro C, depois H, por fim O.
• Em íons poliatômicos estáveis (SO4²⁻, NO3⁻, PO4³⁻), trate como “blocos” quando aparecem intactos. - Converta tudo para mol
• Massa → mol: n = m/M.
• Volume de gás (CNTP) → mol: n = V/22,4 L. A 25 °C e 1 atm, use ~24,5 L/mol.
• Solução → mol: n = Molaridade × Volume(L).
• Partículas → mol: n = N/NA. - Aplique as razões estequiométricas (mundo dos coeficientes)
• Use a proporção entre os coeficientes para “saltar” de reagente a produto.
• Se houver dois reagentes dados, teste o limitante pela proporção em mol. - Volte da quantidade de mol à unidade pedida
• Para massa: m = n × M.
• Para volume de gás: V = n × Vm.
• Para concentração: M = n/V (em L). - Reagente limitante e excesso
• Para cada 1 mol do reagente A, quantos mol do B a reação exige?
• Compare o “preciso” com o “disponível”. Quem faltar primeiro é o limitante.
• Calcule a sobra do excesso por diferença (disponível − consumido). - Rendimento e pureza
• Rendimento(%) = (experimental/teórico)×100.
• Se há pureza p%: massa útil = m × p/100 antes de entrar na conta estequiométrica. - Gases, soluções e sólidos: três cenários clássicos
• Gases: CNTP (22,4 L/mol) ou use PV = nRT.
• Soluções: neutralização ácido–base, precipitação, oxirredução; sempre em mol.
• Sólidos: massas e pureza; às vezes hidratos (·nH2O).
Exemplo guiado 1 (combustão simples)
Problema: Qual a massa de CO2 formada na combustão completa de 44 g de propano (C3H8)?
• Equação: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O.
• Mol de C3H8: 44/44 = 1 mol.
• Relação: 1 mol C3H8 → 3 mol CO2.
• Mol de CO2: 3 mol → massa = 3×44 = 132 g.
• Resposta rápida e segura.
Exemplo guiado 2 (limitante e sobra)
Problema: 27 g de Al reagem com 32 g de O2 para formar Al2O3. Qual a massa de Al2O3 e a sobra de O2?
• Equação: 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3.
• Mol: Al = 27/27 = 1,00 mol; O2 = 32/32 = 1,00 mol.
• Para 1,00 mol Al, preciso de 0,75 mol O2. Tenho 1,00 → O2 em excesso; Al é limitante.
• Mol de Al2O3: 1,00×(2/4) = 0,50 mol.
• Massa: 0,50×102 = 51 g.
• O2 consumido: 0,75 mol → 24 g; sobra: 0,25 mol → 8 g.
Exemplo guiado 3 (rendimento e pureza)
Problema: 10,0 g de CaCO3 (pureza 90%) sofrem decomposição CaCO3 → CaO + CO2 com rendimento de 80%. Qual a massa de CaO?
• Massa útil: 10,0×0,90 = 9,0 g de CaCO3.
• Teórico: 100 g CaCO3 → 56 g CaO ⇒ 9,0 → 5,04 g.
• Experimental (80%): 5,04×0,80 = 4,03 g de CaO.
Exemplo guiado 4 (gás liberado)
Problema: 6,5 g de Zn reagem com excesso de HCl: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2. Qual o volume de H2 em CNTP?
• Mol Zn: 6,5/65 = 0,10 mol.
• Proporção: 1 Zn → 1 H2 ⇒ n(H2) = 0,10 mol.
• Volume: 0,10×22,4 = 2,24 L.
Exemplo guiado 5 (neutralização em solução)
Problema: 0,500 L de NaOH 1,0 mol/L neutralizam H2SO4: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O. Qual a massa de H2SO4 consumida?
• n(NaOH) = 1,0×0,500 = 0,500 mol.
• n(H2SO4) = 0,500×(1/2) = 0,250 mol.
• m(H2SO4) = 0,250×98 = 24,5 g.
Atalhos que economizam tempo
• Sempre passe para mol; só volte ao final.
• Em CNTP, memorize 22,4 L/mol; a 25 °C, ~24,5 L/mol.
• Em neutralizações: escreva a razão em mol direto dos coeficientes.
• Para sobras: “disponível − exigido pela estequiometria”.
• Em problemas grandes, rascunhe um “mapa”: dados → mol → razão → resposta.
Erros frequentes (e como evitar)
• Calcular sem balancear: pare, balanceie e só depois continue.
• Confundir índice com coeficiente: mude coeficiente, nunca a fórmula.
• Ignorar pureza/rendimento: aplique antes (pureza) e depois (rendimento) das contas.
• Misturar 22,4 com 24,5 L/mol: confira T e P.
• Pular unidades: anote g, mol, L; cheque coerência na última linha.
Checklist final para o ENEM
• Equação balanceada.
• Tudo em mol.
• Limitante definido.
• Conversão final (massa/volume/partículas/concentração).
• Unidades e sentido físico checados.
SIMULADO ENEM
(1) Um cilindro contém 44 g de propano que queimam completamente em excesso de oxigênio: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O. O volume de CO2 formado em CNTP é, aproximadamente:
A) 22,4 L
B) 44,8 L
C) 67,2 L
D) 89,6 L
E) 112,0 L
Comentário de resolução: 44 g C3H8 = 1 mol. A razão indica 1 → 3 mol CO2. Em CNTP, 3×22,4 = 67,2 L. Gabarito: C.
(2) Em um processo, 5,40 g de Al reagem com 9,60 g de O2 formando Al2O3. Considere 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3. A massa de Al2O3 formada e o reagente em excesso são, respectivamente:
A) 10,2 g; O2 em excesso
B) 10,2 g; Al em excesso
C) 15,3 g; O2 em excesso
D) 7,65 g; Al em excesso
E) 7,65 g; O2 em excesso
Comentário de resolução: n(Al) = 5,40/27 = 0,20 mol; n(O2) = 9,60/32 = 0,30 mol. Para 0,20 mol Al, precisa 0,20×(3/4) = 0,15 mol O2 (tenho 0,30). Al é limitante. n(Al2O3) = 0,20×(2/4) = 0,10 mol → m = 0,10×102 = 10,2 g. Gabarito: A.
(3) 25,0 mL de H2SO4 são titulados com 40,0 mL de NaOH 0,500 mol/L. Reação: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O. A concentração molar do H2SO4 é:
A) 0,200 mol/L
B) 0,250 mol/L
C) 0,300 mol/L
D) 0,400 mol/L
E) 0,500 mol/L
Comentário de resolução: n(NaOH) = 0,0400×0,500 = 0,0200 mol. Razão 2:1 ⇒ n(H2SO4) = 0,0100 mol. Volume do ácido = 0,0250 L. M = 0,0100/0,0250 = 0,400 mol/L. Gabarito: D.
Guarde o método: balanceie, converta para mol, use a razão estequiométrica, identifique o limitante, volte à unidade pedida e ajuste por pureza/rendimento. Com esse passo a passo, cálculos estequiométricos ficam previsíveis e rápidos no ENEM.
ENEMPEDIA 
Deixe um comentário