Atividades de Proporções em reações químicas para a 2ª série do Ensino Médio com gabarito

Quem já ensinou estequiometria sabe: o assunto de proporções em reações químicas costuma parecer simples no quadro e virar confusão na hora da prova. Eu mesma passei por isso várias vezes. Na 2ª série, quando o aluno precisa sair da equação balanceada e chegar a mols e massas, cada etapa tem um pequeno desvio possível, e é aí que a nota cai.

Neste post eu organizo como trabalho o tema em sala, quais erros aparecem com mais frequência e reúno questões prontas com gabarito comentado, para você aplicar sem precisar montar tudo do zero.

O que o aluno de 2ª série precisa saber sobre Proporções em reações químicas

Proporções em reações químicas são as relações entre as quantidades de reagentes e produtos, expressas pelos coeficientes da equação balanceada. Esses coeficientes indicam quantos mols de cada substância participam da reação, e é a partir deles que se calcula quanto de um produto se forma ou quanto de um reagente é consumido. Em outras palavras, a equação balanceada funciona como uma receita: ela diz as proporções exatas em que as substâncias se combinam. O aluno precisa entender que essas proporções valem para mols, e que a conversão para massa só acontece depois, usando a massa molar de cada substância. Quando ele consegue passar de mol para mol e, em seguida, de mol para grama, ele domina a base do cálculo estequiométrico que aparece em praticamente todas as questões desta habilidade.

O que ele precisa saber antes

Os pré-requisitos mais citados nas questões são reação de neutralização, reação química balanceada, cálculo de mols, massa molar e o próprio cálculo estequiométrico. Se o aluno ainda tropeça em balancear uma equação ou em calcular a massa molar de um composto como o CaCO3 ou o NH3, é melhor revisar isso antes de avançar para as questões de rendimento e de reagente limitante.

Onde os alunos mais erram

O erro típico que eu mais vejo é tratar a proporção como se fosse 1:1, ignorando os coeficientes. Nas questões de neutralização com Ca(OH)2 e HCl, por exemplo, o aluno tende a responder com a mesma quantidade em mol para os dois reagentes, esquecendo o coeficiente 2 do ácido. Esse é o distrator mais provável em várias questões desta lista.

Outro erro recorrente aparece no cálculo de rendimento percentual. Muitos alunos dividem a massa obtida pela massa inicial do reagente, quando o correto é comparar o valor real com a quantidade teórica prevista pela equação. Isso acontece porque o aluno não calculou primeiro o que a reação deveria produzir.

Há ainda a confusão entre massa e mol: o estudante calcula corretamente a quantidade em mol e esquece de converter para grama, ou usa a massa molar de um produto no lugar de outro. Vale chamar atenção para esse ponto em sala, porque a resposta fica numericamente próxima da certa e passa despercebida se o aluno não conferir as unidades.

Como trabalhar em sala

Algumas ideias que funcionam bem no dia a dia, sem material caro:

• Comece sempre pela equação balanceada no quadro e peça que os alunos escrevam, na própria folha, a razão entre os coeficientes antes de qualquer cálculo.
• Use uma tabela simples com três colunas (substância, mols, massa) para organizar cada problema. Isso reduz muito o erro de unidade.
• Proponha exercícios em que o aluno precise identificar o reagente limitante. Mesmo sem laboratório, a pergunta de qual reagente acaba primeiro ajuda a fixar a lógica da proporção.
• Trabalhe o rendimento percentual com um exemplo real de cotidiano, como a quantidade de gás produzida em uma reação, comparando o valor teórico com o valor obtido.
• Revise, ao final da aula, os três erros mais comuns que você observou, pedindo que a turma explique por que cada um está errado.

Questões prontas de Proporções em reações químicas para a 2ª série do Ensino Médio (com gabarito comentado)

A seguir estão as questões desta habilidade, com alternativas comentadas. Você também pode encontrar mais atividades organizadas por habilidade na página de questões da habilidade EM13CNT307.

Questão 1: neutralização entre Ca(OH)2 e HCl

Em uma neutralização representada por Ca(OH)2 + 2HCl -> CaCl2 + 2H2O, quantos mol de HCl são neutralizados por 0,30 mol de Ca(OH)2?

• ❌ A) 0,15 mol de HCl — Erro procedimental: dividiu a quantidade de Ca(OH)2 por 2, quando a estequiometria exige multiplicar por 2 a quantidade de HCl.
• ❌ B) 0,30 mol de HCl — Erro superficial: considerou a mesma quantidade em mol para os dois reagentes, ignorando o coeficiente 2 do HCl. Este é o distrator mais provável.
• ✅ C) 0,60 mol de HCl — Correta: a equação mostra a proporção 1:2 entre Ca(OH)2 e HCl, então 0,30 mol de Ca(OH)2 neutralizam 0,60 mol de HCl.
• ❌ D) 0,90 mol de HCl — Erro plausível: aplicou uma proporção inadequada, como se a quantidade de HCl fosse três vezes a de Ca(OH)2.
• ❌ E) 0,45 mol de HCl — Erro conceitual: não respeitou a razão estequiométrica exata de 1 mol de Ca(OH)2 para 2 mol de HCl.

Questão 2: decomposição do carbonato de cálcio

Na decomposição completa do carbonato de cálcio, representada por CaCO3 -> CaO + CO2, qual massa de CO2 é liberada a partir de 100 g de CaCO3? Considere Ca = 40, C = 12 e O = 16.

• ❌ A) 56 g de CO2 — Incorreta. 56 g é a massa molar do CaO, não do CO2. O erro surge de uma leitura rápida do produto formado. Este é o distrator mais provável.
• ❌ B) 28 g de CO2 — Incorreta. Resulta de somar 12 + 16 e esquecer que há dois átomos de oxigênio na molécula.
• ✅ C) 44 g de CO2 — Correta. A massa molar do CaCO3 é 100 g/mol, então 100 g correspondem a 1 mol. Pela equação, 1 mol de CaCO3 produz 1 mol de CO2, de massa molar 44 g/mol.
• ❌ D) 100 g de CO2 — Incorreta. Confunde a massa do reagente inicial com a massa do gás liberado, desconsiderando que parte da massa permanece no CaO.
• ❌ E) 40 g de CO2 — Incorreta. Associa de modo impreciso a massa liberada a um único elemento do composto, sem usar a estequiometria da reação.

Questão 3: rendimento percentual na decomposição do H2O2

Na decomposição 2H2O2 -> 2H2O + O2, 6,8 g de H2O2 produziram 1,6 g de O2. Qual foi o rendimento percentual da reação? Considere H = 1 e O = 16.

• ❌ A) 25% — Costuma surgir quando se considera uma quantidade teórica de O2 duas vezes maior que a correta.
• ❌ B) 23,5% — Erro de leitura superficial: divide a massa de O2 obtida pela massa inicial de H2O2, em vez de comparar com o valor teórico.
• ✅ C) 50% — Correta. 6,8 g de H2O2 correspondem a 0,20 mol. Pela proporção, formam-se teoricamente 0,10 mol de O2, isto é, 3,2 g. Com 1,6 g obtidos, o rendimento é 1,6/3,2 × 100 = 50%.
• ❌ D) 75% — Valor plausível para quem estima sem seguir toda a estequiometria. Este é o distrator mais provável.
• ❌ E) 100% — Ocorre quando se entende que a massa obtida já é a esperada, sem calcular a quantidade teórica prevista pela equação.

Questão 4: quantidade de água formada a partir de O2

Na reação balanceada 2H2 + O2 -> 2H2O, quantos mol de água se formam a partir de 5 mol de O2, com H2 em excesso?

• ❌ A) Formam-se 5 mol de H2O. — Assume proporção 1:1 entre O2 e H2O, ignorando os coeficientes.
• ❌ B) Formam-se 2,5 mol de H2O. — Inverte a razão estequiométrica e divide por 2, quando deveria multiplicar. Este é o distrator mais provável.
• ❌ C) Formam-se 20 mol de H2O. — Interpreta mal os coeficientes e conclui que 1 mol de O2 produziria 4 mol de H2O.
• ✅ D) Formam-se 10 mol de H2O. — Correta: 1 mol de O2 forma 2 mol de H2O; logo, 5 mol de O2 formam 10 mol de H2O.
• ❌ E) Formam-se 2 mol de H2O. — Observa apenas o coeficiente 2 da água e desconsidera a quantidade inicial de 5 mol de O2.

Questão 5: produção de amônia a partir de H2

Na produção de amônia (NH3), utilizada na fabricação de fertilizantes, o nitrogênio reage com o hidrogênio segundo a equação química balanceada: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g). Em uma etapa do processo, há 9 mol de H2 disponíveis, enquanto o N2 está em excesso. Considere que a reação ocorre completamente. Com base na proporção entre os coeficientes da equação química, quantos mols de NH3 podem ser produzidos a partir de 9 mol de H2?

• ❌ A) 3 mol de NH₃ — Divide diretamente a quantidade de H₂ pelo coeficiente do H₂, sem aplicar a razão entre os coeficientes. Este é o distrator mais provável.
• ❌ B) 18 mol de NH₃ — Multiplica a quantidade de H₂ pelo coeficiente do NH₃, sem dividir pelo coeficiente do H₂.
• ❌ C) 27 mol de NH₃ — Multiplica 9 mol pelo próprio coeficiente do H₂, em vez de usar a razão da equação.
• ✅ D) 6 mol de NH₃ — Correta: 3 mol de H₂ produzem 2 mol de NH₃; logo, 9 mol de H₂ correspondem a 9 × (2/3) = 6 mol de NH₃. Como o N₂ está em excesso, o H₂ é o reagente limitante.
• ❌ E) 9 mol de NH₃ — Considera que a quantidade de NH₃ formada é igual à de H₂ consumido, ignorando os coeficientes.

Questão 6: massa de NH3 obtida a partir de N2

Na reação balanceada N2 + 3H2 -> 2NH3, qual massa de NH3 pode ser obtida a partir de 14 g de N2, com H2 em excesso? Considere N = 14 e H = 1.

• ❌ A) 14 g de NH3. — Supõe que a massa de NH3 deve ser igual à massa de N2 consumida, desconsiderando o hidrogênio na composição da amônia.
• ❌ B) 8,5 g de NH3. — Calcula 0,5 mol de N2 corretamente, mas aplica proporção 1:1 com NH3, esquecendo que 1 mol de N2 produz 2 mol de NH3.
• ❌ C) 34 g de NH3. — Usa diretamente a massa de 1 mol de NH3 sem ajustar que 14 g de N2 correspondem a 0,5 mol. Este é o distrator mais provável.
• ✅ D) 17 g de NH3. — Correta: 14 g de N2 correspondem a 0,5 mol; pela equação, formam-se 1 mol de NH3, de massa 17 g.
• ❌ E) 7 g de NH3. — Faz uma redução numérica simples a partir dos 14 g iniciais, sem usar a estequiometria nem a massa molar do NH3.

Questão 7: neutralização entre HCl e NaOH

Na neutralização representada por HCl + NaOH -> NaCl + H2O, quantos mol de NaOH são necessários para neutralizar completamente 0,25 mol de HCl?

• ❌ A) São necessários 0,50 mol de NaOH. — Não é preciso dobrar a base, pois a proporção é 1:1. Este é o distrator mais provável.
• ❌ B) São necessários 0,125 mol de NaOH. — Divide a quantidade de HCl por 2, quando a estequiometria mostra 1 mol para 1 mol.
• ✅ C) São necessários 0,25 mol de NaOH. — Correta: na proporção 1:1, 0,25 mol de HCl exigem 0,25 mol de NaOH.
• ❌ D) São necessários 1,00 mol de NaOH. — A neutralização não exige 1 mol de base por padrão; depende da proporção estequiométrica.
• ❌ E) São necessários 0,20 mol de NaOH. — Parece próxima, mas a razão 1:1 leva exatamente a 0,25 mol.

Questão 8: massa de cobre formada na reação com alumínio

Na reação balanceada 2Al + 3CuSO4 -> Al2(SO4)3 + 3Cu, qual massa de cobre é formada quando 0,40 mol de Al reage completamente com CuSO4 em excesso? Considere Cu = 63,5.

• ❌ A) 25,4 g de Cu — Assume proporção molar 1:1 entre Al e Cu, mas a equação mostra 2 mol de Al formando 3 mol de Cu. Este é o distrator mais provável.
• ❌ B) 16,9 g de Cu — Aplica a razão estequiométrica de forma invertida, como se 3 mol de Al formassem 2 mol de Cu.
• ✅ C) 38,1 g de Cu — Correta: 2 mol de Al formam 3 mol de Cu; logo 0,40 mol de Al formam 0,60 mol de Cu, e a massa é 0,60 × 63,5 = 38,1 g.
• ❌ D) 76,2 g de Cu — Multiplica 0,40 mol por 3 sem considerar que a proporção correta é 2 para 3.
• ❌ E) 10,8 g de Cu — Usa a massa correspondente ao alumínio inicial, confundindo o reagente com o produto pedido.

Fechamento e próximos passos

Depois de aplicar estas questões, a melhor forma de avançar é olhar onde a turma mais errou e voltar a esse ponto com um exemplo novo. Se o erro foi de proporção, retome a equação balanceada; se foi de unidade, trabalhe a conversão entre mol e grama. Você pode montar sua própria prova com o gerador de provas do GeraProva, escolhendo o assunto e a série, e se ainda não tem conta, o cadastro grátis leva menos de um minuto.

As questões acima são sugestões para apoiar seu planejamento e devem ser revisadas segundo o contexto da sua turma e o currículo da sua escola. O GeraProva ajuda você a gerar atividades prontas, mas a decisão pedagógica final é sempre sua.