3,65 \mathrm{~g} de \mathrm{H}_{2} e 26,7 \mathrm{~g} de \mathrm{O}_{2} são misturados e reagem. Quantos gramas de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} são formados? (Massas atômicas: \mathrm{H}=1,0 ; \mathrm{O}=16,0.

Passo 1

O enunciado apresenta a reação de combustão do gás hidrogênio
2\,\mathrm{H}_{2} + \mathrm{O}_{2} \to 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
com 3,65\\ \mathrm{g} de \mathrm{H}_{2} e 26,7\\ \mathrm{g} de \mathrm{O}_{2}, e pede a massa de água formada. O conteúdo aqui é estequiometria, e vamos precisar:
– calcular o número de mols de cada reagente;
– identificar o reagente limitante;
– usar a estequiometria para achar os mols e depois a massa de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.

Passo 2

Calcular o número de mols de \mathrm{H}_{2} e de \mathrm{O}_{2}.
A massa molar do \mathrm{H}_{2} é 2,0\\ \mathrm{g/mol}, logo
n_{\mathrm{H}_{2}} = \frac{3,65}{2,0} = 1,825\\ \mathrm{mol}.
A massa molar do \mathrm{O}_{2} é 32,0\\ \mathrm{g/mol}, logo
n_{\mathrm{O}_{2}} = \frac{26,7}{32,0} = 0,8344\\ \mathrm{mol}.

Passo 3

Determinar o reagente limitante pela estequiometria 2\,\mathrm{H}_{2}\!:\!1\,\mathrm{O}_{2}.
  • Se todo \mathrm{O}_{2} reagisse, poderia formar até 2\times0,8344 = 1,6688 mol de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
  • Se todo \mathrm{H}_{2} reagisse, precisaria de 1,825/2 = 0,9125 mol de \mathrm{O}_{2}, mas só há 0,8344 mol.
    Portanto, \mathrm{O}_{2} é o reagente limitante.

Passo 4

Calcular os mols e a massa de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} formados.
Pela estequiometria, cada mol de \mathrm{O}_{2} gera 2 mol de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}:
n_{\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}} = 2 \times 0,8344 = 1,6688\\ \mathrm{mol}.
A massa molar da água é 18,0\\ \mathrm{g/mol}, então
m_{\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}} = 1,6688 \times 18,0 = 30,0384\\ \mathrm{g}.
Arredondando a 3 algarismos significativos, dá 30,0\\ \mathrm{g}.

Resposta

30,0\\ \mathrm{g} de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.

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