Questão 25) O metano ( CH4 ) reage com o cloro gasoso ( Cl2 ) para formar clorometano ( CH3 Cl ) e ácido clorídrico ( HCl ), de acordo com a seguinte equação balanceada:
CH4+Cl2 CH3 Cl+HCl
Se 80,2 g de CH4 são misturados com 538,9 g de Cl2, determine:
a) Qual dos reagentes é o reagente limitante?
b) Quantos mols de CH3 Cl podem ser produzidos?
c) Quantos mols do reagente em excesso permanecem após a reação ser completa?

Passo 1

O enunciado apresenta a reação
CH4 + Cl2 longrightarrow CH3Cl + HCl
e dá as massas iniciais: 80,2,g de CH4 e 538,9,g de Cl2.
Queremos (a) identificar o reagente limitante, (b) calcular quantos mols de CH3Cl se formam e (c) quantos mols do reagente em excesso ficam após a reação completa.
O conteúdo é estequiometria: converter massa em mol, comparar razão estequiométrica, achar limitante, calcular produto e sobra do excesso.

Passo 2

Calculamos as quantidades iniciais em mol de cada reagente.
Massa molar de CH4:
M(CH4) = 12,01 + 4times1,008 = 16,042 g/mol
Logo,
n(CH4) = 80,2 g16,042 g/mol approx 5,00 mol
Massa molar de Cl2:
M(Cl2) = 2times35,45 = 70,90 g/mol
Logo,
n(Cl2) = 538,9 g70,90 g/mol approx 7,60 mol

Passo 3

A reação consome CH4 e Cl2 em proporção estequiométrica 1:1.
Comparando n(CH4)=5,00 mol com n(Cl2)=7,60 mol, vemos que faltaria Cl2 se quiséssemos usar todo o CH4; mas como cada mol de CH4 pede exatamente 1 mol de Cl2, sobra Cl2.
Portanto, o reagente limitante é CH4.

Passo 4

Como CH4 é limitante e a estequiometria dá 1 mol de CH3Cl para cada 1 mol de CH4 consumido, os mols de CH3Cl formados são
n(CH3Cl) = n(CH4)inicial = 5,00 mol

Passo 5

O Cl2 em excesso consome também 5,00 mol ( 1: 1). Ficam sobrando
n(Cl2)final = 7,60 - 5,00 = 2,60 mol

Resposta

a) O reagente limitante é CH4.
b) Podem ser produzidos 5,00 mol de CH3Cl.
c) Permanecem 2,60 mol de Cl2.

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