Questão-09) De acordo com a Lei de Lavoisier, quando fizermos reagir completamente, em ambiente fechado, 1,12 \mathrm{~g} de ferro com 0,64 \mathrm{~g} de enxofre, qual a massa em g , de sulfeto de ferro obtida? Quanto de enxofre é necessário para reagir completamente com 5,04 \mathrm{~g} de ferro?

Passo 1

Vou deixar claro o que o enunciado pede e quais dados foram fornecidos. Os dados fornecidos são:
  • massa de ferro reagida: m_{\mathrm{Fe}}=1,12\\ \mathrm{g};
  • massa de enxofre reagida: m_{\mathrm{S}}=0,64\\ \mathrm{g}.
    As perguntas são:
  1. Qual a massa, em gramas, do sulfeto de ferro obtido quando 1,12\\ \mathrm{g} de ferro reagem completamente com 0,64\\ \mathrm{g} de enxofre em sistema fechado?
  2. Quanto de enxofre é necessário para reagir completamente com 5,04\\ \mathrm{g} de ferro?

Passo 2

Conceito-chave que vamos usar (explicadinho): a Lei de Lavoisier (lei da conservação da massa) diz que, em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos obtidos. Em forma de equação:
m_{\text{produtos}}=\sum m_{\text{reagentes}}.
Aqui m_{\text{produtos}} é a massa total do(s) produto(s) formados e \sum m_{\text{reagentes}} é a soma das massas de todos os reagentes presentes inicialmente. Isso significa que, se não há perdas, a massa do sulfeto formado será a soma das massas de ferro e enxofre que reagiram.

Passo 3

Aplicando a conservação da massa ao primeiro caso (produto formado a partir de 1,12\\ \mathrm{g} de Fe e 0,64\\ \mathrm{g} de S):
m_{\mathrm{FeS}}=m_{\mathrm{Fe}}+m_{\mathrm{S}}.
Substituindo os valores:
m_{\mathrm{FeS}}=1,12+0,64.
Calculando:
m_{\mathrm{FeS}}=1,76\\ \mathrm{g}.
Interpretação rápida: em sistema fechado a massa do sulfeto é exatamente a soma das massas dos reagentes consumidos.

Passo 4

Agora vamos à segunda pergunta: quanto de enxofre é preciso para reagir com 5,04\\ \mathrm{g} de ferro? Método simples e direto (útil em prova): se a reação completa entre ferro e enxofre é aquela que nos deu os dados iniciais, podemos inferir a proporção experimental de massa entre S e Fe a partir do primeiro par de massas. Essa proporção vale para qualquer massa de ferro que reaja completamente, desde que a reação produza o mesmo composto (sulfeto simples de ferro) nas mesmas proporções.
Calculemos a razão massa de S por massa de Fe usando os dados dados:
\frac{m_{\mathrm{S}}}{m_{\mathrm{Fe}}}=\frac{0,64}{1,12}.

Passo 5

Simplificando a fração:
\frac{0,64}{1,12}=\frac{64}{112}=\frac{4}{7}.
Portanto, para cada 7 partes em massa de ferro são necessárias 4 partes em massa de enxofre (pela experiência dada).

Passo 6

Agora aplicamos essa razão ao caso com m_{\mathrm{Fe}}=5,04\\ \mathrm{g}. A massa de enxofre necessária será:
m_{\mathrm{S}}= \frac{4}{7}\,m_{\mathrm{Fe}} = \frac{4}{7}\times 5,04.
Calcule passo a passo: primeiro 5,04\div 7=0,72, depois 0,72\times 4=2,88. Assim,
m_{\mathrm{S}}=2,88\\ \mathrm{g}.

Passo 7

Breve comentário didático final (útil para a prova): outra forma, um pouco mais formal, é usar a equação química balanceada \mathrm{Fe}+\mathrm{S}\to\mathrm{FeS} (1 mol de Fe reage com 1 mol de S) e as massas molares ( M_{\mathrm{Fe}} e M_{\mathrm{S}}) para obter a razão m_{\mathrm{S}}/m_{\mathrm{Fe}}=M_{\mathrm{S}}/M_{\mathrm{Fe}}. Isso daria um resultado praticamente igual ao obtido por proporção experimental (diferenças pequenas aparecem por arredondamento dos valores atômicos). Na prova, se lhe derem pares de massas experimentais, usar a proporção direta como fiz aqui é rápido e seguro.

Resposta

m_{\mathrm{FeS}}=1,76\\ \mathrm{g}
m_{\mathrm{S}}=2,88\\ \mathrm{g}

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