(MAUÁ) - A partir de uma mistura de 3,0 \mathrm{~g} de \mathrm{H}_{2} e 71,0 \mathrm{~g} de \mathrm{Cl}_{2}, calcule a massa de HCl que pode ser obtida. (Dadas as massas atômicas: \mathrm{H}=1 ; \mathrm{Cl}=35,5 ).

Passo 1

O enunciado dá uma mistura contendo \;3{,}0\\ \mathrm{g} de \mathrm{H}_{2} e \;71{,}0\\ \mathrm{g} de \mathrm{Cl}_{2} e pede a massa de \mathrm{HCl} que pode ser obtida. Dados fornecidos (vou listar exatamente o que temos):
\text{massa de } \mathrm{H}_{2} = 3{,}0\\ \mathrm{g}
\text{massa de } \mathrm{Cl}_{2} = 71{,}0\\ \mathrm{g}
\text{massas atômicas: } \mathrm{H}=1,\\ \mathrm{Cl}=35{,}5ô
Pergunta clara: qual a massa máxima de \mathrm{HCl} que se forma a partir dessas quantidades?

Passo 2

Escrevemos a reação química balanceada e interpretamos os coeficientes:
\mathrm{H}_2 + \mathrm{Cl}_2 \longrightarrow 2\,\mathrm{HCl}
Significado dos coeficientes: 1 mol de \mathrm{H}_2 reage com 1 mol de \mathrm{Cl}_2 para produzir 2 mol de \mathrm{HCl}. Esses coeficientes são as proporções estequiométricas que usamos para transformar mols de reagentes em mols de produto.

Passo 3

Vamos calcular as massas molares (molar masses). A massa molar é a massa de 1 mol de uma substância e se obtém somando as massas atômicas.
M(\mathrm{H}_2) = 2 \times M(\mathrm{H}) = 2 \times 1 = 2\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}
M(\mathrm{Cl}_2) = 2 \times M(\mathrm{Cl}) = 2 \times 35{,}5 = 71\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}
M(\mathrm{HCl}) = M(\mathrm{H}) + M(\mathrm{Cl}) = 1 + 35{,}5 = 36{,}5\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}
Breve explicação: com essas massas molares podemos converter entre gramas e mols usando a relação \text{mols}=\dfrac{\text{massa (g)}}{\text{massa molar (g mol}^{-1})}.

Passo 4

Calculamos quantos mols de cada reagente temos a partir das massas fornecidas:
n(\mathrm{H}_2)=\dfrac{3{,}0\\ \mathrm{g}}{2\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}}=1{,}5\\ \mathrm{mol}
n(\mathrm{Cl}_2)=\dfrac{71{,}0\\ \mathrm{g}}{71\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}}=1{,}0\\ \mathrm{mol}
Explicação: agora sabemos que temos 1{,}5 mol de \mathrm{H}_2 e 1{,}0 mol de \mathrm{Cl}_2.

Passo 5

Determinamos o reagente limitante (o que limita a formação de produto). Pela estequiometria, \;1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{H}_2 reage com \;1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{Cl}_2. Compare as quantidades reais:
\text{Temos } n(\mathrm{H}_2)=1{,}5\\ \mathrm{mol}\quad\text{e}\quad n(\mathrm{Cl}_2)=1{,}0\\ \mathrm{mol}.
Como seriam necessários 1{,}0 mol de \mathrm{H}_2 para consumir 1{,}0 mol de \mathrm{Cl}_2 e nós temos 1{,}5 mol de \mathrm{H}_2, sobra \mathrm{H}_2. Logo \mathrm{Cl}_2 é o reagente limitante (é o que acaba primeiro).
Uma outra forma de ver é calcular quantos mols de \mathrm{HCl} cada reagente poderia formar isoladamente:
\text{a partir de } \mathrm{H}_2:\quad n(\mathrm{HCl})=2\times n(\mathrm{H}_2)=2\times 1{,}5=3{,}0\\ \mathrm{mol}
\text{a partir de } \mathrm{Cl}_2:\quad n(\mathrm{HCl})=2\times n(\mathrm{Cl}_2)=2\times 1{,}0=2{,}0\\ \mathrm{mol}
O valor menor é o que realmente se forma, então teremos 2{,}0 mol de \mathrm{HCl}.

Passo 6

Convertendo os mols de \mathrm{HCl} formados em massa:
m(\mathrm{HCl})=n(\mathrm{HCl})\times M(\mathrm{HCl})=2{,}0\\ \mathrm{mol}\times 36{,}5\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}=73{,}0\\ \mathrm{g}
Explicação final: multiplicamos o número de mols pelo peso de cada mol para obter a massa em gramas. Note que as entradas tinham aparentemente três algarismos significativos ( 3{,}0, 71{,}0), então expressar a resposta como \;73{,}0\\ \mathrm{g} está coerente em termos de algarismos significativos.

Resposta

73{,}0\\ \mathrm{g\\ de\\ HCl}

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