A reação de termita é um tipo de reação em que o alumínio metálico é oxidado pelo óxido de um outro metal, conforme a equação química a seguir:
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\mathrm{Fe}{2} \mathrm{O}{3(\mathrm{~s})}+2 \mathrm{Al}{(\mathrm{s})} \rightarrow 2 \mathrm{Fe}{(\mathrm{s})}+\mathrm{Al}{2} \mathrm{O}{3(\mathrm{~s})}
$
Partindo de 50,0 g de cada um dos reagentes, pergunta-se:
Qual é a massa de reagente em excesso que sobra ao final da reação?
Dados: Fe2 O3(s)+2 Al(s) 2 Fe(s)+Al2 O3(s)
MM(Fe)=55,8 g / mol ; MM(Al)=27 g / mol ; MM(O)=16 g / mol
MM(Fe2 O3)=159,6 g / mol
MM(AI)=27,0 g / mol

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que temos a reação de termita:
Fe2O3(s) + 2,Al(s) ;longrightarrow; 2,Fe(s) + Al2O3(s)
Começamos com 50,0 g de Fe₂O₃ e 50,0 g de Al e queremos saber qual massa de reagente sobra no final (o excesso).
Conteúdo: este é um exercício de estequiometria, onde vamos usar conversão massa ↔ mol, identificar reagente limitante e depois calcular o excedente. Precisamos da equação balanceada (já dada) e das massas molares (MM):
MM(Fe₂O₃)=159,6 g/mol; MM(Al)=27,0 g/mol.

Passo 2

Primeiro, converte cada massa em mols usando a fórmula
n = mMM
– Para Fe₂O₃:
n(Fe2O3) = 50,0;g159,6;g/mol approx 0,313;mol
– Para Al:
n(Al) = 50,0;g27,0;g/mol approx 1,852;mol
Aqui a ideia é entender que “mol” é só uma contagem de partículas (tipo unidades), e usamos a massa molar pra converter.

Passo 3

Agora vemos a proporção na equação: 1 mol de Fe₂O₃ reage com 2 mol de Al.
Então, para consumir totalmente 0,313 mol de Fe₂O₃, precisaríamos de
0,313;mol;Fe2O3times 2;mol;Almol;Fe2O3 =0,626;mol;Al
Mas temos 1,852 mol de Al de verdade, que é maior que 0,626 mol. Logo Al sobra (é o excesso) e Fe₂O₃ é o limitante.

Passo 4

Calcula o excesso de Al em mol:
nexcesso(Al) =1,852 - 0,626 =1,226;mol
Aí volta pra gramas:
mexcesso(Al) =1,226;moltimes 27,0;g/mol approx 33,1;g
É só multiplicar o número de mols de Al que sobrou pela sua massa molar.

Resposta

A massa de reagente em excesso que sobra no final da reação é de aproximadamente 33,1 g de alumínio.

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