Um método de obtenção de hidrogênio \left(\mathrm{H}_{2}\right) envolve a reação de ferro e vapor de água, de acordo com a equação abaixo, NÃO BALANCEADA:
\mathrm{Fe}(\mathrm{~s})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g}) \rightarrow \mathrm{Fe}_{3} \mathrm{O}_{4}(\mathrm{~s})+\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})
Massas molares: F e=55,85 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}, H=1,01 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}, O=16,00 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}.
Quantos gramas de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} são consumidas na conversão de 63,5 gramas de ferro para \mathrm{Fe}_{3} \mathrm{O}_{4} ?

Passo 1

O enunciado dá a reação não balanceada entre ferro sólido e vapor de água para produzir magnetita e gás hidrogênio. O que precisamos aqui é: (a) balancear a equação química, (b) calcular quantos mols de Fe correspondem a 63,5 g, (c) usar a estequiometria para achar quantos mols de \mathrm{H}_2\mathrm{O} reagem, e (d) converter esses mols de \mathrm{H}_2\mathrm{O} em gramas usando sua massa molar.

Passo 2

Balanceamos a equação. A forma balanceada é
3\,\mathrm{Fe}(s) \;+\;4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(g) \;\longrightarrow\; \mathrm{Fe}_3\mathrm{O}_4(s)\;+\;4\,\mathrm{H}_2(g)

Passo 3

Calculamos os mols de ferro que reagem:
n_{\mathrm{Fe}} =\frac{\text{massa de Fe}}{M_{\mathrm{Fe}}} =\frac{63,5}{55,85} \approx1,137\text{ mol}

Passo 4

Pela equação balanceada, 3 mol de Fe consomem 4 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Logo,
n_{\mathrm{H}_2\mathrm{O}} =\frac{4}{3}\,n_{\mathrm{Fe}} =\frac{4}{3}\times1,137 \approx1,516\text{ mol}

Passo 5

Finalmente, transformamos esses mols de \mathrm{H}_2\mathrm{O} em massa:
m_{\mathrm{H}_2\mathrm{O}} =n_{\mathrm{H}_2\mathrm{O}}\times M_{\mathrm{H}_2\mathrm{O}} =1,516\times(2\times1,01+16,00) =1,516\times18,02 \approx27,3\text{ g}

Resposta

27,3\text{ g} de \mathrm{H}_2\mathrm{O} são consumidos.

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