Na neutralização entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico pode ocorrer o processo:
\mathrm{NaOH}+\mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{NaCl}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}
No caso de uma mistura de 5 mol de cada reagente:
a) haverá excesso de reagente?
b) determine a massa de NaCl produzida.
(Dada a massa molar do \mathrm{NaCl}=58,5 \mathrm{~g} / \mathrm{mol} ).

Passo 1

O enunciado nos dá a reação de neutralização:
\mathrm{NaOH} + \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{NaCl} + \mathrm{H_{2}O}
e informa que temos uma mistura com \,5\\ \mathrm{mol}\, de \mathrm{NaOH} e \,5\\ \mathrm{mol}\, de \mathrm{HCl}. As perguntas são:
(a) haverá excesso de reagente?
(b) determine a massa de \mathrm{NaCl} produzida.
Também foi dada a massa molar do \mathrm{NaCl}: \,58{,}5\\ \mathrm{g/mol}\,.

Passo 2

Entendendo o que a equação química diz (aula rápida): os coeficientes estequiométricos na equação indicam quantos mols de cada espécie reagem entre si. Na reação dada os coeficientes são todos 1, ou seja:
1\\ \mathrm{mol\\ NaOH}\\ \text{reage com}\\\ 1\\ \mathrm{mol\\ HCl}
Significa que para cada mol de \mathrm{NaOH} é necessário exatamente 1 mol de \mathrm{HCl}. Isso é crucial para saber se haverá excesso.

Passo 3

Aplicando a ideia de reagente limitante/excesso (explicando o conceito): o reagente limitante é o que se esgota primeiro e determina quanto de produto pode ser formado; o reagente em excesso é o que sobra após o término da reação. Para descobrir isso com coeficientes 1:1 basta comparar os mols fornecidos.
Temos:
\text{mols de NaOH} = 5\\ \mathrm{mol}
\text{mols de HCl} = 5\\ \mathrm{mol}
Como a razão necessária é \,1:1\, e as quantidades fornecidas também são iguais ( 5:5), nenhum dos dois reagentes está em excesso — ambos serão consumidos totalmente. (Se um estivesse em maior quantidade que o outro, esse excesso sobraria.)

Passo 4

Determinando quantos mols de \mathrm{NaCl} se formam (explicando a regra): a estequiometria diz que para cada 1 mol de \mathrm{NaOH} consumido forma-se 1 mol de \mathrm{NaCl}. Como ambos os reagentes se consomem totalmente e tínhamos \,5\\ \mathrm{mol}\, de cada um, os mols de \mathrm{NaCl} formados serão:
\text{mols de NaCl formados} = 5\\ \mathrm{mol}

Passo 5

Convertendo mols em massa (aula prática): a relação entre massa m, número de mols n e massa molar M é
m = n \times M
onde m é em gramas, n em mols e M em \mathrm{g/mol}. Aqui n(\mathrm{NaCl}) = 5\\ \mathrm{mol} e M(\mathrm{NaCl}) = 58{,}5\\ \mathrm{g/mol}. Então
m(\mathrm{NaCl}) = 5\\ \mathrm{mol} \times 58{,}5\\ \mathrm{g/mol}
Faço a multiplicação passo a passo (para você poder fazer sem calculadora):
5\times 58 = 290 e 5\times 0{,}5 = 2{,}5. Somando dá 290 + 2{,}5 = 292{,}5. Portanto
m(\mathrm{NaCl}) = 292{,}5\\ \mathrm{g}

Passo 6

Resumo final do raciocínio (rápido): a reação é 1:1, as quantidades dadas são 5\\ \mathrm{mol} e 5\\ \mathrm{mol}, logo não há excesso — ambos são consumidos — e formam-se 5\\ \mathrm{mol} de \mathrm{NaCl}, o que corresponde a 292{,}5\\ \mathrm{g}.

Resposta

(a) Não — não haverá excesso; ambos os reagentes ( 5\\ \mathrm{mol} de cada) são consumidos totalmente.
(b) 292{,}5\\ \mathrm{g}

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