Na combustão incompleta da grafita, ocorre:
\mathrm{C}+\frac{1}{2} \mathrm{O}_{2} \rightarrow \mathrm{CO}
Determine o excesso de reagente na reação entre 32 g de carbono e 32 g de oxigênio.
(Dadas as massas molares \mathrm{em} \mathrm{g} / \mathrm{mol}: \mathrm{C}=12 ; \mathrm{O}_{2}=32 ).

Passo 1

O enunciado dá a reação da combustão incompleta:
\mathrm{C} + \tfrac{1}{2}\,\mathrm{O}_2 \rightarrow \mathrm{CO}
e pede para determinar o excesso de reagente quando reagimos 32 g de carbono com 32 g de oxigênio. Dados fornecidos:
\text{ massas molares: }\; \mathrm{C}=12\\ \text{g/mol},\quad \mathrm{O}_2=32\\ \text{g/mol}.
Pergunta explícita: qual reagente fica em excesso e qual é a massa desse excesso (em gramas)?

Passo 2

Entendendo o que significa converter massa em “mol”: um mol é uma quantidade de substância; para passar de massa (g) para mol usamos
\text{moles}=\frac{\text{massa (g)}}{\text{massa molar (g/mol)}}.
Calculemos as quantidades em mol de cada reagente.
Para o carbono:
\text{moles de C}=\frac{32}{12}=\frac{8}{3}=2,666\ldots\\ \text{mol}.
Para o oxigênio:
\text{moles de }\mathrm{O}_2=\frac{32}{32}=1{,}0\\ \text{mol}.

Passo 3

Interpretando a estequiometria da reação: a equação diz que 1 mol de \mathrm{C} reage com \tfrac{1}{2} mol de \mathrm{O}_2. Podemos ver isso de duas formas equivalentes para testar qual reagente é limitante:
a) Quanto de \mathrm{O}_2 é necessário para consumir todo o carbono disponível?
\text{O}_2\\ \text{necessário}=\text{moles de C}\times \tfrac{1}{2}=2{,}666\ldots\times\tfrac{1}{2}=1{,}333\ldots\\ \text{mol}.á
Mas temos apenas 1{,}0 mol de \mathrm{O}_2. Logo, não há oxigênio suficiente para consumir todo o carbono.
b) Quanto de C é necessário para reagir com todo o \mathrm{O}_2 disponível?
\text{C necessário}=\text{moles de }\mathrm{O}_2\times 2=1{,}0\times 2=2{,}0\\ \text{mol}.á
Como temos 2{,}666\ldots mol de C, sobra carbono.
Conclusão: \mathrm{O}_2 é o reagente limitante e o carbono ( \mathrm{C}) fica em excesso.

Passo 4

Calcular o quanto de carbono é consumido e quanto sobra.
Com 1{,}0 mol de \mathrm{O}_2 disponível, a quantidade de C que reage (pela estequiometria) é
\text{C consumido}=2\times\text{moles de }\mathrm{O}_2=2\times 1{,}0=2{,}0\\ \text{mol}.
Portanto o carbono que sobra em mol é
\text{C restante}=\text{C inicial}-\text{C consumido}=2{,}666\ldots-2{,}0=0{,}666\ldots\\ \text{mol}.
Converter esse excesso para massa (g) usando a massa molar do carbono ( 12 g/mol):
\text{massa de C em excesso}=0{,}666\ldots\times 12=8{,}0\\ \text{g}.

Passo 5

Resumo didático para a prova (fórmula rápida que pode usar na hora): passe massas para mol, compare a razão real das quantidades com a razão estequiométrica para achar reagente limitante; calcule quanto do reagente em excesso sobra subtraindo o que foi consumido (usando a estequiometria) e converta para gramas.

Resposta

Carbono em excesso; excesso = 8\\ \text{g}.

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