Juntam-se 11,70 \mathrm{~g} de NaCl e 27,20 \mathrm{~g} de \mathrm{AgNO}_{3}, ambos em solução aquosa. A reação a seguir irá ocorrer: \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})+\mathrm{AgNO}_{3}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{AgCl}(\mathrm{s})+\mathrm{NaNO}_{3}(\mathrm{aq})
Calcule a massa do reagente em excesso.

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})+\mathrm{AgNO}_3(\mathrm{aq})\rightarrow\mathrm{AgCl}(\mathrm{s})+\mathrm{NaNO}_3(\mathrm{aq})
e fornece as massas dos reagentes em solução aquosa:
m(\mathrm{NaCl}) = 11,70\\ \mathrm{g}
m(\mathrm{AgNO}_3) = 27,20\\ \mathrm{g}
A pergunta é: calcule a massa do reagente que fica em excesso após a reação.
Informações relevantes do enunciado que vamos usar: as massas iniciais dos reagentes e a estequiometria da reação (coeficientes estequiométricos iguais a 1 para \mathrm{NaCl} e \mathrm{AgNO}_3).

Passo 2

Entendendo o conceito (aula rápida, sem mistério):
  • Reagentes reagem segundo a estequiometria da reação. Aqui a proporção molar é 1:1: um mol de \mathrm{NaCl} consome um mol de \mathrm{AgNO}_3.
  • O reagente limitante é o que tiver menos mols disponíveis; ele determina a quantidade de produto formada e a quantidade do outro reagente que será consumida.
  • O reagente em excesso é o que sobra depois que o limitante é totalmente consumido.
    Para trabalhar com isso precisamos converter massas em mols usando a relação
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}). Vou explicar e calcular as massas molares no passo seguinte.

Passo 3

Calculando as massas molares (soma das massas atômicas):
  • Para \mathrm{NaCl}: massa molar M(\mathrm{NaCl}) é a soma de M(\mathrm{Na}) e M(\mathrm{Cl}). M(\mathrm{NaCl}) = 22,99 + 35,45 = 58,44\\ \mathrm{g/mol}Aqui usei M(\mathrm{Na})=22,99\\ \mathrm{g/mol} e M(\mathrm{Cl})=35,45\\ \mathrm{g/mol}.
  • Para \mathrm{AgNO}_3: massa molar M(\mathrm{AgNO}_3) é a soma de M(\mathrm{Ag}), M(\mathrm{N}) e 3\times M(\mathrm{O}). M(\mathrm{AgNO}_3) = 107,87 + 14,01 + 3\times16,00 = 169,87\\ \mathrm{g/mol}Aqui usei M(\mathrm{Ag})=107,87\\ \mathrm{g/mol}, M(\mathrm{N})=14,01\\ \mathrm{g/mol} e M(\mathrm{O})=16,00\\ \mathrm{g/mol}.

Passo 4

Calculemos os mols iniciais de cada reagente usando n=\dfrac{m}{M}.
  • Para \mathrm{NaCl}: n(\mathrm{NaCl})=\frac{11,70}{58,44}=0,2002\\ \mathrm{mol}Fiz a divisão 11,70\div 58,44 e obtive aproximadamente 0,2002\\ \mathrm{mol}.
  • Para \mathrm{AgNO}_3: n(\mathrm{AgNO}_3)=\frac{27,20}{169,87}=0,1602\\ \mathrm{mol}Fiz a divisão 27,20\div 169,87 e obtive aproximadamente 0,1602\\ \mathrm{mol}.

Passo 5

Identificando o reagente limitante e o que sobra:
  • A equação indica consumo 1:1. Para reagir completamente com 0,1602\\ \mathrm{mol} de \mathrm{AgNO}_3 seriam necessários 0,1602\\ \mathrm{mol} de \mathrm{NaCl}.
  • Como há 0,2002\\ \mathrm{mol} de \mathrm{NaCl} disponíveis, sobra \mathrm{NaCl}. Logo, \mathrm{AgNO}_3 é o reagente limitante e \mathrm{NaCl} é o reagente em excesso.

Passo 6

Calcule a quantidade que sobra (em mols) de \mathrm{NaCl}:
n_{\text{sobra}}(\mathrm{NaCl})=n_{\text{inicial}}(\mathrm{NaCl})-n_{\text{consumido}}(\mathrm{NaCl})
Como n_{\text{consumido}}(\mathrm{NaCl}) é igual a n(\mathrm{AgNO}_3) (razão 1:1), temos
n_{\text{sobra}}(\mathrm{NaCl})=0,2002-0,1602=0,0400\\ \mathrm{mol}

Passo 7

Converter a quantidade que sobra em massa:
m_{\text{sobra}}(\mathrm{NaCl})=n_{\text{sobra}}(\mathrm{NaCl})\times M(\mathrm{NaCl})
m_{\text{sobra}}(\mathrm{NaCl})=0,0400\times 58,44=2,3376\\ \mathrm{g}
Arredondando com uma precisão compatível com os dados iniciais (duas ou três casas significativas é razoável), obtemos 2,34\\ \mathrm{g}.

Passo 8

Resumo final e dica rápida: no exame faça (1) converter massas em mols, (2) comparar mols segundo a estequiometria, (3) identificar limitante e calcular excesso em mols, (4) converter para massa. Assim você resolve rápido e sem erro.

Resposta

NaCl: 2,34\\ \mathrm{g}

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