1. Dissulfeto de dicloreto, \mathrm{S}_{2} \mathrm{Cl}_{2}, é usado para vulcanizar borracha. Ele pode ser produzido tratando enxofre fundido com cloro gasoso:
\mathrm{S}_{8(\ell)}+4 \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow 4 \mathrm{~S}_{2} \mathrm{Cl}_{2(\ell)}
Começando com uma mistura de 32,0 \mathrm{~g} de enxofre e 71,0 \mathrm{~g} de \mathrm{Cl}_{2},
Dados: \mathrm{S} \rightarrow 32,00 \mathrm{~g} / \mathrm{mol} ; \mathrm{Cl} \rightarrow 35,45 \mathrm{~g} / \mathrm{mol} ;
a) Qual é o reagente limitante’?

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{S}_{8(\ell)} + 4\,\mathrm{Cl}_{2(g)} \rightarrow 4\,\mathrm{S}_{2}\mathrm{Cl}_{2(\ell)}
e fornece as massas iniciais dos reagentes e as massas atômicas:
  • massa de enxofre: 32,0\\ \text{g} (essa massa é de enxofre elementar que, na reação, aparece como \mathrm{S}_8);
  • massa de cloro molecular: 71,0\\ \text{g} (isto é \mathrm{Cl}_2);
  • massas atômicas: \mathrm{S}: 32,00\\ \text{g/mol}, \mathrm{Cl}: 35,45\\ \text{g/mol}.
A pergunta (a) é: qual é o reagente limitante?
Informações úteis que vamos precisar (apenas listadas aqui):
  • massa molar de \mathrm{S}_8: M(\mathrm{S}_8)=8\cdot 32,00\\ \text{g/mol};
  • massa molar de \mathrm{Cl}_2: M(\mathrm{Cl}_2)=2\cdot 35,45\\ \text{g/mol}.

Passo 2

Explicação conceitual e cálculo das mols de \mathrm{S}_8.
Conceito: a relação entre massa ( m), quantidade de matéria em mol ( n) e massa molar ( M) é
n=\dfrac{m}{M},
onde n é em mol, m em gramas e M em \text{g/mol}. Isso serve para transformar a massa que temos no número de mols, que é o que importa para aplicar a estequiometria da reação.
Cálculo da massa molar de \mathrm{S}_8:
M(\mathrm{S}_8)=8\cdot 32,00\\ \text{g/mol}=256,00\\ \text{g/mol}.
Agora calculo as mols de \mathrm{S}_8 disponíveis:
n(\mathrm{S}_8)=\dfrac{32,0\\ \text{g}}{256,00\\ \text{g/mol}}=\dfrac{32,0}{256,00}=0,125\\ \text{mol}.

Passo 3

Cálculo das mols de \mathrm{Cl}_2.
Primeiro a massa molar de \mathrm{Cl}_2:
M(\mathrm{Cl}_2)=2\cdot 35,45\\ \text{g/mol}=70,90\\ \text{g/mol}.
Agora as mols de \mathrm{Cl}_2 disponíveis:
n(\mathrm{Cl}_2)=\dfrac{71,0\\ \text{g}}{70,90\\ \text{g/mol}}=\dfrac{71,0}{70,90}\approx 1,0014\\ \text{mol}\approx 1,00\\ \text{mol}.

Passo 4

Usar a estequiometria da reação para comparar quantidades necessárias e disponíveis.
A equação mostra que 1 mol de \mathrm{S}_8 reage com 4 mols de \mathrm{Cl}_2. Portanto:
  • quantidade de \mathrm{Cl}_2 necessária para consumir todo o \mathrm{S}_8 disponível:
n_{\text{req}}(\mathrm{Cl}_2)=4\cdot n(\mathrm{S}_8)=4\cdot 0,125=0,500\\ \text{mol}.
Comparação com o que há:
n_{\text{disp}}(\mathrm{Cl}_2)=1,00\\ \text{mol}>n_{\text{req}}(\mathrm{Cl}_2)=0,500\\ \text{mol},
ou seja, há mais \mathrm{Cl}_2 do que o necessário para reagir com todo o \mathrm{S}_8.
  • alternativa (verificação): quantidade de \mathrm{S}_8 necessária para consumir todo o \mathrm{Cl}_2 disponível:
n_{\text{req}}(\mathrm{S}_8)=\dfrac{n(\mathrm{Cl}_2)}{4}=\dfrac{1,00}{4}=0,250\\ \text{mol}.
Comparando com o que há:
n_{\text{disp}}(\mathrm{S}_8)=0,125\\ \text{mol}<n_{\text{req}}(\mathrm{S}_8)=0,250\\ \text{mol}.

Passo 5

Interpretação final dos comparativos (sem repetir a resposta final aqui): os cálculos mostram que a quantidade de \mathrm{Cl}_2 disponível é suficiente (excesso) para consumir todo o \mathrm{S}_8 presente, enquanto a quantidade de \mathrm{S}_8 disponível não seria suficiente para consumir todo o \mathrm{Cl}_2. Portanto um dos reagentes é o que limita a formação do produto.

Resposta

Enxofre ( \mathrm{S}_8)

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