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

Quem já ensinou estequiometria sabe que Proporções em reações químicas é aquele conteúdo que parece simples no quadro e vira um problema na hora da prova. Na 3ª série, o aluno já chega com a ideia de equação balanceada, mas precisa transformar coeficientes em mols, mols em gramas e, muitas vezes, decidir qual reagente acaba primeiro. É nessa passagem que muita gente se perde.

Nas minhas turmas, costumo dizer que a equação é um receituário: os coeficientes dizem quantas partes de cada ingrediente entram na mistura. Se a receita pede duas partes de um e uma de outro, não adianta ter muito de um deles se faltar o outro. Esse raciocínio é a base de tudo o que vem a seguir.

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

Proporções em reações químicas trata da relação entre as quantidades de reagentes e produtos, expressa pelos coeficientes da equação química balanceada. Esses coeficientes representam quantidades em mol, e não apenas números soltos. Para sair do enunciado e chegar a uma resposta em gramas, o aluno precisa seguir uma sequência: converter a massa dada em mols usando a massa molar, aplicar a proporção da equação para descobrir quantos mols do outro participante estão envolvidos e, por fim, converter de volta para massa. Quando há dois reagentes em quantidades informadas, entra ainda a identificação do reagente limitante, aquele que se esgota primeiro e determina a quantidade máxima de produto. Dominar esse encadeamento é o que separa quem resolve a questão de quem apenas chuta uma alternativa.

O que ele precisa saber antes

Os pré-requisitos mais citados nas questões são o cálculo estequiométrico em si, a massa molar dos compostos e a reação química balanceada. Sem a massa molar bem calculada, qualquer conversão para mols já nasce errada, e sem o balanceamento correto a proporção entre as substâncias fica distorcida. Vale revisar esses três pontos antes de propor qualquer atividade de proporções, porque a maioria dos erros que aparecem depois tem origem neles.

Onde os alunos mais erram

O erro mais recorrente que observo é o aluno usar a massa dada diretamente como se fosse a quantidade de matéria a ser aplicada na proporção, sem converter para mols antes. Ele pega, por exemplo, 16 g de um reagente e aplica a proporção da equação como se 16 fossem mols. O resultado parece razoável, mas está errado, e a alternativa que traz esse resultado costuma ser justamente a que o aluno escolhe por primeiro.

Outro tropeço clássico acontece com o reagente limitante. O aluno calcula a quantidade de produto a partir de um dos reagentes, geralmente o primeiro que aparece no enunciado, e não verifica se a outra substância é suficiente. Ele esquece que a quantidade final depende do reagente que termina primeiro. Por isso, nas questões em que há duas massas informadas, a alternativa mais atraente costuma ser a que ignora essa verificação.

Também aparece com frequência a confusão entre coeficientes de reagentes diferentes, sobretudo quando a equação não tem proporção 1:1. Quando a relação é, por exemplo, 2:3, o aluno tende a inverter a razão ou a usar o coeficient e de outro participante. Esses são erros de leitura da equação, não de conta, e exigem atenção específica na sala.

Como trabalhar em sala

Primeiro, faça a conversão massa-mol em conjunto com a turma, em um exemplo simples, mostrando cada passo escrito no quadro. A ideia é que o aluno veja a sequência inteira antes de tentar sozinho. Depois, proponha exercícios em que a equação já esteja balanceada, para que o foco fique na proporção e não no balanceamento.

Uma segunda ideia é trabalhar o reagente limitante com uma analogia de cozinha: se a receita pede dois ovos para cada xícara de farinha e você tem seis ovos e duas xícaras, o que acaba primeiro? Esse exemplo concreto ajuda o aluno a enxergar por que a quantidade final depende do ingrediente que se esgota. Em seguida, leve esse raciocínio para a equação química.

Uma terceira prática é pedir que os alunos montem um quadro de três colunas com as informações de cada participante: massa dada, massa molar, quantidade em mols e coeficiente da equação. Essa organização reduz muito o erro de misturar unidades. Não exige material caro, só papel e caneta.

Por fim, use correções coletivas. Quando um aluno erra uma questão, peça que ele explique o caminho que seguiu, e não apenas a resposta. Muitas vezes o erro aparece claramente na explicação oral, e a turma inteira aprende com ele.

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

Reuni abaixo oito questões validadas, com gabarito comentado e explicação do erro de cada alternativa incorreta. Elas exploram desde a proporção direta até o cálculo com reagente limitante. Use-as como atividade de sala, lista de revisão ou base para uma prova. Se quiser ver mais exercícios de cada habilidade, veja as questões da habilidade EM13CNT307 e as questões da habilidade EM13CNT101.

Questão 1: Reagente limitante e massa de água produzida na célula a combustível

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). Para a simulação, 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. Admita que a reação ocorra completamente até o consumo total de um dos reagentes.

Com base nos dados da simulação, qual alternativa identifica corretamente o reagente limitante e a massa máxima de água produzida?

• ❌ A) H₂ é limitante; H₂O = 45,0 g. — O estudante considera que todo o H₂ disponível reage e calcula 2,50 mol de H₂O, sem verificar a proporção da equação nem o consumo necessário de O₂. Além disso, atribui incorretamente o papel de limitante ao H₂.
• ✅ B) O₂ é limitante; H₂O = 18,0 g. — A quantidade de H₂ é n = 5,00/2,00 = 2,50 mol, enquanto a quantidade de O₂ é n = 16,0/32,0 = 0,500 mol. Pela equação, 1 mol de O₂ reage com 2 mol de H₂. Assim, 0,500 mol de O₂ exige 1,00 mol de H₂, quantidade disponível no sistema. Portanto, o O₂ é o reagente limitante. A proporção entre O₂ e H₂O é de 1:2, logo 0,500 mol de O₂ produzem 1,00 mol de H₂O, correspondente a 18,0 g.
• ❌ C) O₂ é limitante; H₂O = 9,0 g. — O estudante determina corretamente o reagente limitante, mas considera, por erro estequiométrico, que 0,500 mol de O₂ produzem apenas 0,500 mol de H₂O, ignorando a proporção 1:2 da equação.
• ❌ D) H₂ é limitante; H₂O = 18,0 g. — O estudante identifica equivocadamente o H₂ como limitante, embora os 0,500 mol de O₂ necessitem de apenas 1,00 mol de H₂, inferior aos 2,50 mol disponíveis. A massa de água coincide com a correta por outro erro de identificação.
• ❌ E) O₂ é limitante; H₂O = 36,0 g. — O estudante identifica o O₂ como limitante, mas duplica indevidamente a massa obtida ao interpretar que 0,500 mol de O₂ correspondem a 2,00 mol de H₂O, em vez de 1,00 mol.

Questão 2: Massa de dióxido de carbono na combustão do metano

Em uma propriedade rural brasileira, o biogás produzido pela decomposição de resíduos orgânicos é utilizado para gerar energia. Considere que uma amostra contenha 16,0 g de metano (CH4), que sofre combustão completa segundo a equação não balanceada: CH4 + O2 ? CO2 + H2O. Considere as massas molares: CH4 = 16,0 g/mol, CO2 = 44,0 g/mol, O2 = 32,0 g/mol e H2O = 18,0 g/mol.

Após o balanceamento da equação e considerando que há oxigênio suficiente para a combustão completa, qual massa de dióxido de carbono será formada pela queima dos 16,0 g de CH4?

• ❌ A) 16,0 g de CO₂ — Resulta de considerar, incorretamente, que a massa do dióxido de carbono formado é igual à massa inicial do metano, sem levar em conta a incorporação dos átomos de oxigênio do O₂.
• ❌ B) 11,0 g de CO₂ — Resulta de dividir por quatro a massa molar do CO₂, como se a fórmula CO₂ indicasse quatro unidades de massa de carbono e oxigênio a serem distribuídas no cálculo.
• ❌ C) 88,0 g de CO₂ — Resulta de duplicar indevidamente a quantidade de CO₂ produzida, interpretando o coeficiente 2 da água como se fosse também o coeficiente do dióxido de carbono.
• ❌ D) 32,0 g de CO₂ — Resulta de utilizar a massa molar do O₂, 32,0 g/mol, como se ela fosse a massa molar do CO₂, apesar de o produto formado ser dióxido de carbono.
• ✅ E) 44,0 g de CO₂ — A equação balanceada é CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Como 16,0 g de CH₄ correspondem a 1,0 mol, a proporção estequiométrica indica a formação de 1,0 mol de CO₂. Portanto, a massa produzida é 1,0 × 44,0 = 44,0 g de CO₂.

Questão 3: Massa de SO3 formada no controle de gases industriais

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

• ❌ A) 10 g — 16 g de SO2 formam 0,25 mol de SO3, não 10 g.
• ❌ B) 15 g — 15 g corresponderiam a menos de 0,25 mol de SO3.
• ✅ C) 20 g — 16 g de SO2 = 0,25 mol; a razão é 1:1, logo 0,25 mol de SO3 = 20 g.
• ❌ D) 25 g — 25 g excedem a massa prevista pela proporção 1:1.
• ❌ E) 40 g — 40 g seriam o dobro da massa calculada a partir de 0,25 mol.

Questão 4: Mols de H2 necessários para produzir 5,0 mol de H2O

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 — Errado, pois a proporção exige 1:1 entre H2 e H2O; 5,0 mol de H2O exige 5,0 mol de H2.
• ✅ B) 5,0 mol de H2. — A estequiometria indica razão 2 mol H2 : 2 mol H2O = 1:1; portanto 5,0 mol de H2O requerem 5,0 mol de H2.
• ❌ C) 10,0 mol de H2 — Errado, a estequiometria não suporta essa quantidade; 2 mol H2 geram 2 mol H2O.
• ❌ D) 2,5 mol de H2 — Errado, pois a relação indica que são necessários 5,0 mol de H2 para 5,0 mol de H2O.
• ❌ E) 1,0 mol de H2 — Incorreto, pois essa quantidade não atende à demanda de 5,0 mol de H2O.

Questão 5: Mols de Cl2 que reagem com 4 mol de Al

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

• ❌ A) 2 mol de Cl2 — 2 mol de Cl2 reagiriam com apenas 4/3 mol de Al.
• ❌ B) 3 mol de Cl2 — 3 mol de Cl2 reagiriam com 2 mol de Al.
• ❌ C) 4 mol de Cl2 — 4 mol de Cl2 ainda não bastam para 4 mol de Al.
• ✅ D) 6 mol de Cl2 — Dobrar 2 mol de Al pede 6 mol de Cl2.
• ❌ E) 8 mol de Cl2 — 8 mol de Cl2 é excesso, não o mínimo necessário.

Questão 6: Massa de ferro e reagente limitante na redução do minério

Na redução do minério: 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. (Massa molar: 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 como limitante e CO em excesso. — Movimentação dos reagentes e produtos está incorreta nesta afirmação.
• ❌ B) 50,0 g de ferro é obtido, com CO sendo o limitante. — CO é em excesso; Fe2O3 limita a produção de ferro nesta reação.
• ✅ C) 111,8 g de Fe; reagente limitante: Fe2O3. — n(Fe2O3)=160/159,69=1,002 mol → exige 3,006 mol CO; n(CO)=100/28,01=3,570 mol (excesso). Fe formado = 2·1,002 = 2,004 mol → 2,004·55,85 = 111,8 g.
• ❌ D) 100 g de ferro são formados a partir dos reagentes. — Cálculo errôneo; não respeita a relação estequiométrica dos reagentes.
• ❌ E) 200 g de ferro são produzidos dessa reação. — Valor fictício; ignora mols corretos e proporções da reação.

Questão 7: Massa de água incorporada na hidratação do gesso

"O gesso so pega direito quando a agua entra na estrutura", comentou um mestre de obras ao preparar a massa para preencher uma sancao em uma parede. No saco do produto, constava que o po principal e o hemidrato de sulfato de calcio (CaSO4·1/2 H2O). Ao ser misturado com agua, ele se transforma em gesso endurecido (CaSO4·2 H2O), segundo a reacao: CaSO4·1/2 H2O + 3/2 H2O -> CaSO4·2 H2O. Para estimar a quantidade de agua que sera quimicamente incorporada (desconsiderando a agua extra usada para dar trabalhabilidade e que depois evapora), o mestre separou 2,90 kg do po. Considere massas atomicas (g/mol): Ca = 40, S = 32, O = 16, H = 1.

Considere a reacao descrita e determine a massa minima de agua que deve reagir, por incorporacao quimica, para transformar completamente 2,90 kg de CaSO4·1/2 H2O em CaSO4·2 H2O.

• ❌ A) 792 g — Erro de massa molar: calculou os mols usando apenas CaSO4 (136 g/mol), desconsiderando a agua no hemidrato, superestimando a agua reagente.
• ❌ B) 720 g — Erro de coeficiente: usou 2 mol de H2O por mol de hemidrato (como se faltassem 2 H2O), ignorando que ja ha 1/2 H2O no reagente.
• ❌ C) 576 g — Erro aritmetico: aplicou a estequiometria, mas calculou incorretamente a massa molar ou a conversao de mol para gramas.
• ✅ D) 540 g — Para 2,90 kg: M(CaSO4·1/2H2O)=145 g/mol; n=20 mol. Reagem 3/2 mol H2O por mol: 30 mol = 540 g.
• ❌ E) 360 g — Erro de proporcao: tratou 1/2 H2O como se ja completasse o hidrato, usando 1 mol de H2O por mol de hemidrato.

Questão 8: Massa de O2 formada na decomposição do peróxido de hidrogênio

Balanceada: 2 H2O2(l) ? 2 H2O(l) + O2(g). Se 5,00 mol de H2O2 se decompõem completamente, quantos gramas de O2 serão formados? (M(O2)=32,00 g·mol-1).

• ❌ A) 32,0 g de O2. — A massa de O2 não pode ser 32 g, já que isso corresponderia a apenas 1 mol de O2.
• ❌ B) 0 g de O2. — Se 5,00 mol de H2O2 decompõem, há formação de O2, então a massa não pode ser zero.
• ❌ C) 40,0 g de O2. — Com 5,00 mol de H2O2, formam-se 2,50 mol O2, não 1,25 mol para resultar em 40 g.
• ❌ D) 160,0 g de O2. — Com 5,00 mol, apenas 80 g de O2 são formados, não o dobro desse valor.
• ✅ E) 80,0 g de O2. — Pela equação, 2 mol H2O2 produzem 1 mol O2. Assim 5,00 mol H2O2 → 2,50 mol O2. Massa = 2,50 mol × 32,00 g·mol-1 = 80,0 g.

Próximos passos para a sua aula

Depois de trabalhar essas questões, o próximo passo natural é montar uma lista de revisão com exercícios de dificuldade crescente, começando pela proporção direta e terminando no reagente limitante. Acompanhe os erros da turma por tipo, e não só a nota, porque isso mostra onde a explicação precisa voltar. Se quiser agilizar a montagem dessas listas, use o gerador de provas do GeraProva, que cria atividades alinhadas à sua turma em poucos minutos. Para começar sem custo, faça o cadastro grátis e teste com a sua própria turma.

As questões deste texto servem como ponto de partida para a sua prática. Adapte os enunciados e o nível de dificuldade ao seu planejamento e à realidade da sua turma. O GeraProva é uma ferramenta de apoio, e a decisão pedagógica continua sendo sua.