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

Quem ensina Química na 1ª série do Ensino Médio sabe que o momento em que as proporções entram na conversa é um divisor de águas. Até ali, o aluno lida com fórmulas e nomes; de repente, precisa dizer quantos mols de um reagente são necessários para produzir uma certa quantidade de produto. Eu já vi turmas inteiras travarem nessa virada, mesmo com a equação escrita no quadro.

Pensando nisso, reuni aqui o que costumo levar para a sala: a explicação do conceito, os erros que mais aparecem, ideias práticas de aplicação e oito questões com gabarito comentado para você usar direto na prova ou no trabalho.

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

Proporções em reações químicas, na prática, são as relações entre as quantidades das substâncias que participam de uma reação. A equação balanceada indica essas relações através dos coeficientes estequiométricos: eles mostram quantos mols de cada reagente são consumidos e quantos mols de produto são formados. Por exemplo, na reação de formação da amônia, N2 + 3 H2 → 2 NH3, a proporção é de 1 mol de nitrogênio para 3 mols de hidrogênio, resultando em 2 mols de amônia. O aluno precisa entender que essa proporção vale para quantidades em mol, e que, para trabalhar com massa, é preciso converter gramas em mols usando a massa molar de cada substância. Quando esse caminho fica claro, boa parte dos problemas de estequiometria deixa de parecer um enigma e vira um roteiro de passos organizados.

O que ele precisa saber antes

Para resolver bem as questões sobre proporções, o aluno precisa dominar dois pré-requisitos. O primeiro é o cálculo de molaridade, que permite relacionar quantidade de soluto e volume de solução com a quantidade de matéria. O segundo é a capacidade de trabalhar com reações químicas balanceadas, porque sem o balanceamento os coeficientes não representam proporção nenhuma. Se a turma ainda tropeça nessas duas ideias, vale revisá-las antes de entrar nas questões de massa e rendimento.

Onde os alunos mais erram

O erro mais recorrente é confundir mols com gramas. O aluno encontra a quantidade de mols corretamente e, na hora de responder, entrega esse número como massa, sem multiplicar pela massa molar. Outro tropeço clássico é tratar a massa de um reagente como se fosse diretamente a quantidade que reage, ignorando qual dos reagentes limita a reação. Isso leva a respostas que parecem plausíveis, mas estão erradas, justamente porque o raciocínio parou no meio do caminho.

Em muitas questões de múltipla escolha, a alternativa que aparece com mais força como distrator é a que reproduz esse erro de conversão ou de identificação do reagente limitante. Por isso, ao corrigir, vale perguntar ao aluno de onde veio cada número. Quando ele consegue explicar o caminho, geralmente percebe sozinho onde errou.

Como trabalhar em sala

Algumas ideias que funcionam sem exigir material caro:

• Monte uma tabela de três linhas com os dados de cada reagente e produto: massa dada, massa molar, mols e proporção da equação. Ela organiza o raciocínio e facilita a conferência.
• Use a mesma reação em todas as atividades da semana e varie só os números. O aluno passa a reconhecer o padrão em vez de decorar uma fórmula para cada problema.
• Peça que a turma identifique o reagente limitante antes de calcular qualquer produto, comparando quantidades em mol com os coeficientes da equação.
• Faça uma rodada de correção oral em que cada aluno explica um passo, e não só a resposta final. É aí que os erros de conversão aparecem.

Se quiser ver como isso se encaixa no conjunto de habilidades, a questões da habilidade EM13CNT307 reúne exemplos alinhados ao tema.

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

Questão 1: cálculo de NaCO3 na neutralização de efluente

Uma indústria gera 100,0 L de H2SO4 0,20 M. Para neutralizar o efluente usa-se Na2CO3 sólido pela reação balanceada H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2O + CO2. Calcule a massa de Na2CO3 necessária e a energia liberada se ΔHº reação = -132 kJ·mol⁻¹ (por mol de H2SO4 consumido).

• ✅ A) 2,12 kg Na2CO3; ΔH total ≈ -2640 kJ. — Correta: 20,0 mol de H2SO4 exigem 20,0 mol de Na2CO3, ou seja, cerca de 2,12 kg, e a energia total é 20,0 × (-132) = -2640 kJ.
• ❌ B) 20,0 g Na2CO3; ΔH ≈ -132 kJ — Confunde mols com gramas: 20,0 mol correspondem a aproximadamente 2119,8 g.
• ❌ C) 2,12 kg Na2CO3; ΔH ≈ +2640 kJ — O sinal da variação de entalpia está invertido; a reação é exotérmica, então o valor deve ser negativo.
• ❌ D) 4,24 kg Na2CO3; ΔH ≈ -5280 kJ — Assume proporção 2:1 sem base na equação, dobrando os mols necessários.
• ❌ E) 1,06 kg Na2CO3; ΔH ≈ -1320 kJ — Usa metade dos mols, como se a concentração fosse 0,10 M em vez de 0,20 M.

Questão 2: reagente limitante na produção de amônia

Em uma unidade experimental de produção de fertilizantes, o nitrogênio do ar reage com o hidrogênio para formar amônia, substância usada na fabricação de diversos produtos agrícolas. Em um ensaio, são colocados em um reator 5,00 g de N2 e 6,00 g de H2. A reação pode ser representada pela equação: N2 + 3 H2 → 2 NH3. Considerando a reação apresentada e as massas molares N = 14,0 g/mol e H = 1,0 g/mol, identifique o reagente limitante e calcule a massa máxima de NH3 formada nesse ensaio.

• ❌ A) N₂ é o reagente limitante; formam-se aproximadamente 9,11 g de NH₃. — Usa 14,0 g/mol como se fosse a massa molar da molécula N₂, duplicando a quantidade de matéria.
• ✅ B) N₂ é o reagente limitante; formam-se aproximadamente 6,07 g de NH₃. — Correta: 5,00 g de N₂ equivalem a 0,1786 mol, que exigem 0,5358 mol de H₂; como há excesso de H₂, o N₂ limita e a amônia formada é cerca de 6,07 g.
• ❌ C) H₂ é o reagente limitante; formam-se aproximadamente 17,00 g de NH₃. — Escolhe o limitante pela menor massa fornecida, sem comparar mols com os coeficientes.
• ❌ D) N₂ é o reagente limitante; formam-se aproximadamente 3,04 g de NH₃. — Aplica proporção 1:1 entre N₂ e NH₃, ignorando que 1 mol de N₂ gera 2 mol de NH₃.
• ❌ E) N₂ é o reagente limitante; formam-se aproximadamente 5,71 g de NH₃. — Usa 16,0 g/mol como massa molar da amônia, desconsiderando um átomo de hidrogênio.

Questão 3: massa de cloreto de alumínio formada

Em uma atividade de Química sobre a produção de cloreto de alumínio, a turma analisou a reação entre alumínio metálico e gás cloro. A equação balanceada do processo é: 2 Al(s) + 3 Cl2(g) → 2 AlCl3(s). No experimento, foram utilizados 54,0 g de alumínio, e o cloro estava presente em quantidade suficiente para que todo o alumínio reagisse. Considere as massas molares: Al = 26,98 g/mol e AlCl3 = 133,88 g/mol. Com base nos dados do experimento, qual é a massa aproximada de AlCl3 formada nessa reação?

• ❌ A) Aproximadamente 80,9 g de AlCl₃. — Divide a massa molar do produto pelo coeficiente do Cl₂, tratando o coeficiente como se alterasse a massa molar da substância.
• ❌ B) Aproximadamente 401,6 g de AlCl₃. — Interpreta o coeficiente 3 do Cl₂ como se formasse 3 mol de AlCl₃, quando a equação mostra 2 mol de Al para 2 mol de AlCl₃.
• ❌ C) Aproximadamente 54,0 g de AlCl₃. — Supõe que a massa do produto é igual à do alumínio, esquecendo que o cloro também é incorporado ao produto.
• ❌ D) Aproximadamente 133,9 g de AlCl₃. — Calcula apenas 1 mol de produto, sem perceber que 54,0 g de alumínio correspondem a cerca de 2,00 mol.
• ✅ E) Aproximadamente 267,8 g de AlCl₃. — Correta: 54,0 ÷ 26,98 ≈ 2,00 mol de Al, que produzem 2,00 mol de AlCl₃, logo 2,00 × 133,88 ≈ 267,8 g.

Questão 4: mols de Cl2 para obter 4 mols de AlCl3

Na produção de cloreto de alumínio, 2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3, quantos mols de Cl2 são necessários para obter 4 mols de AlCl3?

• ✅ A) 6 mols de Cl2 — Correta: a razão é 3 mol de Cl₂ para 2 mol de AlCl₃, e para 4 mol de produto são necessários 6 mol de Cl₂.
• ❌ B) 3 mols de Cl2 — Três mols de Cl₂ formariam apenas 2 mols de AlCl₃, pois a proporção é de 3 para 2.
• ❌ C) 4 mols de Cl2 — Usa o número de mols do produto como se fosse o do reagente, sem aplicar os coeficientes.
• ❌ D) 8 mols de Cl2 — Dobra a razão da equação de forma indevida; o valor correto é 6 mol.
• ❌ E) 2 mols de Cl2 — Dois mols de Cl₂ não bastam para formar 4 mols de AlCl₃.

Questão 5: massa de amônia pelo processo de Haber

Na síntese de NH3 via Haber: N2 + 3 H2 → 2 NH3. Se um reator contém 10,0 g de N2 e 5,00 g de H2, qual a massa de NH3 (g) obtida, assumindo reagentes consumidos completamente conforme limite estequiométrico? (MM N2=28,02; H2=2,016; NH3=17,03 g·mol⁻¹).

• ❌ A) 6,00 g de NH3 — Cálculo insuficiente, sem considerar a totalidade do reagente limitante.
• ❌ B) 3,25 g de NH3 — Subestima a massa gerada por não aplicar corretamente a quantidade do reagente limitante.
• ❌ C) 15,00 g de NH3 — Valor muito acima do esperado para os reagentes fornecidos.
• ✅ D) 12,16 g de NH3 (aprox.) — Correta: 10,0 g de N₂ correspondem a 0,3569 mol, que é o limitante; formam-se 0,7138 mol de NH₃, equivalentes a 12,16 g.
• ❌ E) 20,32 g de NH3 — Superestima a produção por confusão na relação estequiométrica.

Questão 6: rendimento na combustão do propano

(Dificuldade 3) Reação: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O. Com 44,0 g de C3H8 e 160,0 g de O2 (MM C3H8≈44,10; O2=32,00; CO2=44,01) calcule a massa teórica de CO2 e o rendimento percentual se a produção real foi 120,0 g CO2.

• ❌ A) A massa teórica de CO2 é 150,0 g. — Cálculo errado, pois não parte da estequiometria correta da reação.
• ✅ B) Massa teórica CO2 ≈132,0 g; rendimento ≈90,9%. — Correta: 44,0 g de C₃H₈ equivalem a 1,00 mol e 160,0 g de O₂ a 5,00 mol; o CO₂ teórico é 3,00 × 44,01 ≈ 132,0 g, e o rendimento é 120,0/132,0 ≈ 90,9%.
• ❌ C) Rendimento percentual de 75,0%. — Ignora o valor teórico correto do produto, que é o que define o percentual.
• ❌ D) O rendimento percentual é 100%. — Não faz sentido, já que a produção real foi menor que a teórica.
• ❌ E) A massa teórica de CO2 é 120,0 g. — Confunde a massa real obtida com a massa teórica, que precisa ser calculada a partir da reação.

Questão 7: concentração de uma limonada em kg/L

Em uma feira, um vendedor de limonada utiliza 2 litros de água e 1 kg de açúcar para fazer 15 copos. Qual a concentração em kg/L da solução?

• ❌ A) 0,25 kg/L — Cálculo incorreto da concentração.
• ✅ B) 0,5 kg/L — Correta: C = m/V = 1 kg ÷ 2 L.
• ❌ C) 1 kg/L — Não considera corretamente o volume da solução.
• ❌ D) 2 kg/L — Inverte a relação, usando o volume no numerador.
• ❌ E) 3 kg/L — Valor alto demais para os dados apresentados.

Questão 8: conservação de massa na síntese da amônia

Você já pensou de onde vem o fertilizante que alimenta boa parte das culturas do planeta? A amônia, principal insumo para a produção de fertilizantes nitrogenados, é obtida pela reação entre nitrogênio atmosférico e hidrogênio, segundo a equação: N2 + 3 H2 → 2 NH3. Em uma instalação piloto, introduziram-se 28 g de N2 e 9 g de H2 (MM N2 = 28 g/mol; H2 = 2 g/mol). Após a reação, observou-se gás hidrogênio residual, indicando consumo completo de N2. Considera-se que a transformação ocorreu completamente, sem formação de outros produtos. Dados pelo MM de NH3 = 17 g/mol. A partir dessas informações, identifique o reagente limitante, calcule a massa de NH3 produzida e verifique se a conservação de massa se confirma.

• ❌ A) N2 é limitante, 34 g de NH3 formados e massa não conservada — A massa dos reagentes consumidos (28 + 6 = 34 g) coincide com a do produto, logo a massa se conserva.
• ❌ B) N2 é limitante, 51 g de NH3 formados e massa conservada — 51 g supõe consumo total de H2, o que não corresponde ao limitante N2.
• ❌ C) H2 é limitante, 51 g de NH3 formados e massa não conservada — Tanto o limitante quanto a massa de NH3 estão incorretos.
• ✅ D) N2 é limitante, 34 g de NH3 formados e massa conservada — Correta: 28 g de N₂ são 1 mol e 9 g de H₂ são 4,5 mol (mais que 3 mol exigidos); formam-se 2 mol de NH₃, ou 34 g, igualando a massa dos reagentes consumidos.
• ❌ E) H2 é limitante, 34 g de NH3 formados e massa conservada — O H₂ não é limitante, pois está em excesso em relação à razão estequiométrica.

Próximos passos

Se você está montando a avaliação do bimestre, vale começar pelas questões de identificação do reagente limitante e depois avançar para rendimento. Quando a turma já domina a conversão entre mols e gramas, as questões de dificuldade maior ficam muito mais produtivas. Para quem quer ir além, o gerador de provas do GeraProva monta uma prova nova a partir desse mesmo tema em poucos minutos, e você pode começar de graça no cadastro grátis.

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