35 g ácido sulfúrico são adicionados a 14,80 \mathrm{~g} de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação, restarão?
\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}+\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2} \rightarrow \mathrm{CaSO}_{4}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado nos dá e o que ele pede (sem resolver ainda).
  • Reagentes e massas fornecidas:
    • 35\\ \mathrm{g} de \mathrm{H_{2}SO_{4}}.
    • 14,80\\ \mathrm{g} de \mathrm{Ca(OH)_{2}}.
  • Equação química dada (já balanceada):
    \mathrm{H_{2}SO_{4}}+\mathrm{Ca(OH)_{2}}\rightarrow \mathrm{CaSO_{4}}+2\mathrm{H_{2}O}.
  • O enunciado diz que “um dos reagentes está em excesso” e pergunta o que “restarão” após a reação completa — isto é, qual reagente sobrará e em que quantidade (massa) sobrará.

Passo 2

Estratégia (explicada didaticamente): para saber o que sobra precisamos comparar as quantidades em mol de cada reagente, porque a reação consome reagentes em proporções fixas dadas pelos coeficientes estequiométricos. A conta básica é usar a relação entre massa, molaridade (moles) e massa molar:
n=\frac{m}{M},
onde n é o número de mols, m é a massa em gramas e M é a massa molar em \mathrm{g\;mol^{-1}}.
Primeiro calculamos as massas molares ( M) de cada espécie. Para isso somamos as massas atômicas dos elementos que aparecem nas fórmulas químicas. Aqui uso massas atômicas aproximadas (com precisão razoável):
  • M(\mathrm{H})=1,008,
  • M(\mathrm{S})=32,06,
  • M(\mathrm{O})=16,00,
  • M(\mathrm{Ca})=40,08.
Agora montamos as massas molares:
  • Para \mathrm{H_{2}SO_{4}}:
M(\mathrm{H_{2}SO_{4}})=2\cdot1,008+32,06+4\cdot16,00=98,076\\ \mathrm{g\;mol^{-1}}.
  • Para \mathrm{Ca(OH)_{2}}:
M(\mathrm{Ca(OH)_{2}})=40,08+2\cdot(16,00+1,008)=74,096\\ \mathrm{g\;mol^{-1}}.
Expliquei o que cada símbolo significa: M é massa molar, números multiplicativos indicam quantas vezes o átomo aparece na molécula.

Passo 3

Calcular o número de mols de cada reagente usando n=m/M.
  • Mols de \mathrm{H_{2}SO_{4}}:
n_{\mathrm{H_{2}SO_{4}}}=\frac{35}{98,076}=0,35699\\ \mathrm{mol}\approx0,357\\ \mathrm{mol}.
  • Mols de \mathrm{Ca(OH)_{2}}:
n_{\mathrm{Ca(OH)_{2}}}=\frac{14,80}{74,096}=0,19970\\ \mathrm{mol}\approx0,200\\ \mathrm{mol}.
Comentário didático: um mol é uma “unidade grande” de partículas; aqui estamos convertendo gramas em número de mols para poder comparar quantidades reagentes na mesma escala.

Passo 4

Determinar o reagente limitante pela estequiometria.
A equação balanceada mostra coeficientes estequiométricos 1:1 entre \mathrm{H_{2}SO_{4}} e \mathrm{Ca(OH)_{2}}. Isso significa que para cada 1 mol de \mathrm{Ca(OH)_{2}} é necessário 1 mol de \mathrm{H_{2}SO_{4}}.
  • Temos 0,200\\ \mathrm{mol} de \mathrm{Ca(OH)_{2}}. Para consumir totalmente esse \mathrm{Ca(OH)_{2}} seriam necessários 0,200\\ \mathrm{mol} de \mathrm{H_{2}SO_{4}}.
  • Como há 0,357\\ \mathrm{mol} de \mathrm{H_{2}SO_{4}} disponível, que é maior que 0,200\\ \mathrm{mol}, sobra \mathrm{H_{2}SO_{4}}.
Conclusão: \mathrm{Ca(OH)_{2}} é o reagente limitante e \mathrm{H_{2}SO_{4}} está em excesso.

Passo 5

Calcular quanto de \mathrm{H_{2}SO_{4}} sobra (em mols e depois em gramas).
  • Mols de \mathrm{H_{2}SO_{4}} que reagem = mols de \mathrm{Ca(OH)_{2}} (proporção 1:1):
n_{\text{reagida de }\mathrm{H_{2}SO_{4}}}=n_{\mathrm{Ca(OH)_{2}}}=0,19970\\ \mathrm{mol}.
  • Mols de \mathrm{H_{2}SO_{4}} que sobram:
n_{\text{sobra}}=n_{\mathrm{H_{2}SO_{4}}}-n_{\text{reagida}}=0,35699-0,19970=0,15729\\ \mathrm{mol}.
  • Converter para massa usando m=n\cdot M:
m_{\text{sobra}}=0,15729\cdot98,076=15,431\\ \mathrm{g}\approx15,43\\ \mathrm{g}.
Interpretação: após a reação completa o que restará em excesso será 15,43\\ \mathrm{g} de \mathrm{H_{2}SO_{4}}.

Resposta

15,43\\ \mathrm{g\\ de\\ H_{2}SO_{4}}

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