Misturando 2 g de hidrogênio e 32 g de oxigênio em um balão de vidro e provocando a reação entre os gases, obteremos:
(Dados: \mathrm{H}=1 ; \mathrm{O}=16 )
a) 32 g de água com 2 g de oxigênio, que não reagiram.
b) 32 g de água com 1 g de oxigênio, que não reagiu.
c) 34 g de água oxigenada.
d) 34 g de água, não restando nenhum dos gases.
e) 18 g de água ao lado de 16 g de oxigênio, que não reagiram.

Passo 1

O enunciado fornece a mistura inicial dos gases e pede que identifiquemos qual alternativa descreve corretamente o que acontece após a reação. Dados fornecidos:
  • Massa de hidrogênio: \,2\\ \text{g}.
  • Massa de oxigênio: \,32\\ \text{g}.
  • Massas atômicas (fornecidas): \mathrm{H}=1 e \mathrm{O}=16.
  • Alternativas (a) a (e) — escolher qual está correta.
O que devemos encontrar: quanto de água forma-se e quais quantidades (se houver) de algum dos gases permanecem sem reagir.

Passo 2

Conceitos básicos que vou usar (explicando com calma):
  • Mol e massa molar: a massa molar de uma substância (em g·mol^{-1}) é a massa de 1 mol daquela substância. O número de mols é dado por
\text{n}=\frac{\text{massa (g)}}{\text{massa molar (g·mol}^{-1})}.
  • Para moléculas, a massa molar é a soma das massas atômicas. Vou calcular as massas molares das espécies envolvidas usando as massas atômicas dadas:
    • \mathrm{H_2}: dois átomos de H \Rightarrow massa molar \,2\times 1=2\\ \text{g·mol}^{-1}.
    • \mathrm{O_2}: dois átomos de O \Rightarrow massa molar \,2\times 16=32\\ \text{g·mol}^{-1}.
    • \mathrm{H_2O}: dois H e um O \Rightarrow massa molar \,2\times 1 + 16 = 18\\ \text{g·mol}^{-1}.

Passo 3

Calcular os mols de reagentes disponíveis:
  • Mols de \mathrm{H_2}:
n_{\mathrm{H_2}}=\frac{2\\ \text{g}}{2\\ \text{g·mol}^{-1}}=1\\ \text{mol}.
  • Mols de \mathrm{O_2}:
n_{\mathrm{O_2}}=\frac{32\\ \text{g}}{32\\ \text{g·mol}^{-1}}=1\\ \text{mol}.

Passo 4

Equação balanceada da reação entre hidrogênio e oxigênio formando água:
2\,\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \to 2\,\mathrm{H_2O}.
Interpretação da estequiometria: 2 mol de \mathrm{H_2} reagem com 1 mol de \mathrm{O_2}. Em termos de razão: para cada 1 mol de \mathrm{O_2} são necessários 2 mol de \mathrm{H_2}; para cada 1 mol de \mathrm{H_2} é necessário 0{,}5 mol de \mathrm{O_2}.
Comparar com o que há disponível:
  • Se usamos os 1\\ \text{mol} de \mathrm{H_2}, o \mathrm{O_2} necessário seria
\text{O}_2\\ \text{necessário} = 1\\ \text{mol}_{\mathrm{H_2}}\times\frac{1\\ \text{mol}_{\mathrm{O_2}}}{2\\ \text{mol}_{\mathrm{H_2}}}=0{,}5\\ \text{mol}.á
Como há 1\\ \text{mol} de \mathrm{O_2} disponível, o \mathrm{O_2} está em excesso e o \mathrm{H_2} é o reagente limitante.

Passo 5

Calcular quanto de produto se forma e quanto de \mathrm{O_2} sobra.
Mols de \mathrm{H_2O} formados: pela estequiometria, 2\\ \text{mol}\\ \mathrm{H_2} 2\\ \text{mol}\\ \mathrm{H_2O}, portanto 1\\ \text{mol}\\ \mathrm{H_2} produz 1\\ \text{mol}\\ \mathrm{H_2O}. Logo
n_{\mathrm{H_2O}}=1\\ \text{mol}.
Massa de água formada:
m_{\mathrm{H_2O}}=n_{\mathrm{H_2O}}\times M_{\mathrm{H_2O}}=1\\ \text{mol}\times 18\\ \text{g·mol}^{-1}=18\\ \text{g}.
Oxigênio consumido:
n_{\mathrm{O_2},\\ \text{consumido}}=0{,}5\\ \text{mol}, \qquad m_{\mathrm{O_2},\\ \text{consumido}}=0{,}5\\ \text{mol}\times 32\\ \text{g·mol}^{-1}=16\\ \text{g}.
Oxigênio restante:
m_{\mathrm{O_2},\\ \text{restante}}=32\\ \text{g (inicial)}-16\\ \text{g (consumido)}=16\\ \text{g}.
Verificação rápida pela conservação de massa: massa reagentes =2+32=34\\ \text{g}. Massa produtos =18\\ \text{g (água)} + 16\\ \text{g (O}_2\\ \text{restante)}=34\\ \text{g}á. Tudo bate.

Passo 6

Conclusão e comparação com as alternativas: o resultado que encontramos é \,18\\ \text{g} de água e \,16\\ \text{g} de oxigênio que não reagiram. Isso corresponde à alternativa (e).

Resposta

e) \,18\\ \text{g} de água ao lado de \,16\\ \text{g} de oxigênio, que não reagiram.

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