Na produção de água: 2 \mathrm{H}_{2}+\mathrm{O}_{2} \rightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}; colocaram-se 8,0 \mathrm{~g} de \mathrm{H}_{2} para reagir com excesso de oxigênio. Após a reação, obtiveram-se 68 g de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\left(\mathrm{MM}=18 \mathrm{~g} \cdot \mathrm{~mol}^{-1}\right).
a) Calcule a massa de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} teórica que deveria ser formada.

Passo 1

O enunciado dá a reação
2H_{2} + O_{2} \to 2H_{2}O
e informa que foram usados 8{,}0 g de H_{2} com oxigênio em excesso, pedindo a massa teórica de água formada. Para resolver precisamos usar o conceito de reagente limitante (aqui é o H_{2}), a estequiometria da reação e as massas molares dos compostos.

Passo 2

Calcular a quantidade de matéria de H_{2}:
n(H_{2}) = \frac{m(H_{2})}{M(H_{2})}
Sabendo que m(H_{2})=8{,}0 g e M(H_{2})=2{,}0 g\cdot mo l^{-}¹, vem
n(H_{2}) = \frac{8{,}0}{2{,}0} = 4{,}0\text{ mol}.

Passo 3

Usar a proporção estequiométrica: da equação vemos que
2\;\text{mol }H_{2}\quad\longrightarrow\quad 2\;\text{mol }H_{2}O.
Logo, cada mol de H_{2} produz 1 mol de H_{2}O. Assim
n(H_{2}O) = n(H_{2}) = 4{,}0\text{ mol}.

Passo 4

Converter a quantidade de matéria de H_{2}O em massa:
m(H_{2}O) = n(H_{2}O)\times M(H_{2}O).
Como M(H_{2}O)=18 g\cdot mo l^{-}¹,
m(H_{2}O) = 4{,}0\times18 = 72\text{ g}.

Resposta

A massa teórica de água formada é 72 g.

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