O hexano \left(\mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{14}\right) queima no ar \left(\mathrm{O}_{2}\right) para formar \mathrm{CO}_{2} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.
a. Escreva a equação balanceada para esta reação.
b. Se 215 g de hexano são misturados com 215 g de \mathrm{O}_{2}, que massas de \mathrm{CO}_{2} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} são produzidas na reação?
c. Que massa de reagente em excesso resta quando hexano for queimado?

Passo 1

O enunciado trata da combustão do hexano \mathrm{C}_{6}\mathrm{H}_{14} no ar (oxigênio) para formar dióxido de carbono e água.
Conteúdo: estequiometria de reação química, massa molar, cálculo de mols, reagente limitante e reagente em excesso.
Para resolver vamos precisar de:
– Escrever e balancear a equação química.
– Calcular massas molares e converter para mols.
– Identificar o reagente limitante comparando proporção estequiométrica com a disponível.
– Determinar as quantidades de produtos formados e a massa do reagente em excesso que resta.

Passo 2

Balanceando a reação genérica
\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} + \mathrm{O}_2 \longrightarrow \mathrm{CO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}
contamos átomos de C, H e O nos produtos: são necessários 6 C em \mathrm{CO}_2 e 14 H em \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Então:
\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} + x\,\mathrm{O}_2 \;\longrightarrow\; 6\,\mathrm{CO}_2 + 7\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
Nos produtos temos 6\times2 + 7\times1 = 19 átomos de oxigênio, ou seja 19/2=9{,}5 moléculas de \mathrm{O}_2. Para eliminar frações, multiplicamos tudo por 2:
2\,\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} + 19\,\mathrm{O}_2 \longrightarrow 12\,\mathrm{CO}_2 + 14\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Passo 3

Calculamos as massas molares aproximadas: \mathrm{M}(\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14}) = 6\times12{,}01 + 14\times1{,}008 = 86{,}17\\ \mathrm{g/mol}, \mathrm{M}(\mathrm{O}_2)=32{,}00\\ \mathrm{g/mol}, \mathrm{M}(\mathrm{CO}_2)=44{,}01\\ \mathrm{g/mol}, \mathrm{M}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})=18{,}02\\ \mathrm{g/mol}.
Moles iniciais:
n(\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14}) = \frac{215}{86{,}17} = 2{,}495\\ \mathrm{mol},\quad n(\mathrm{O}_2) = \frac{215}{32{,}00} = 6{,}719\\ \mathrm{mol}.

Passo 4

Na equação balanceada 2\,\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} + 19\,\mathrm{O}_2, a razão estequiométrica é
\frac{n(\mathrm{O}_2)}{n(\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14})} = \frac{19}{2} = 9{,}5.
O valor real é \tfrac{6{,}719}{2{,}495}=2{,}69, muito menor que 9{,}5, ou seja, não há oxigênio suficiente para consumir todo o hexano. Logo \mathrm{O}_2 é o reagente limitante e \mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} fica em excesso.

Passo 5

Usando \mathrm{O}_2 limitante, a reação consome 6{,}719 mol de \mathrm{O}_2. Pela equação com fração:
\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} + 9{,}5\,\mathrm{O}_2 \longrightarrow 6\,\mathrm{CO}_2 + 7\,\mathrm{H}_2\mathrm{O},
cada 9{,}5 mol de \mathrm{O}_2 gera 6 mol de \mathrm{CO}_2 e 7 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Assim:
n(\mathrm{CO}_2) = 6 \times \frac{6{,}719}{9{,}5} = 4{,}243\\ \mathrm{mol},\quad n(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) = 7 \times \frac{6{,}719}{9{,}5} = 4{,}951\\ \mathrm{mol}.
Convertendo em massa:
m(\mathrm{CO}_2) = 4{,}243\times44{,}01 = 186{,}7\\ \mathrm{g}, \quad m(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) = 4{,}951\times18{,}02 = 89{,}2\\ \mathrm{g}.

Passo 6

Quantos mols de hexano foram consumidos? A cada 9{,}5 mol de \mathrm{O}_2 consome-se 1 mol de \mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14}. Logo:
n_{\text{consumido}}(\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14}) = \frac{6{,}719}{9{,}5} = 0{,}7072\\ \mathrm{mol},
massa consumida =0{,}7072\times86{,}17=60{,}9\\ \mathrm{g}.
Inicialmente havia 215\\ \mathrm{g}, sobra:
215 - 60{,}9 = 154{,}1\\ \mathrm{g}\quad\text{de hexano.}

Resposta

a. 2\,\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14} + 19\,\mathrm{O}_2 \longrightarrow 12\,\mathrm{CO}_2 + 14\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
b. m(\mathrm{CO}_2)=186{,}7\\ \mathrm{g},\quad m(\mathrm{H}_2\mathrm{O})=89{,}2\\ \mathrm{g}.
c. Ficam em excesso 154{,}1\\ \mathrm{g} de hexano.

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