Quando um sulfeto de hidrogênio, \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}, queima em excesso de oxigênio, os produtos são água e dióxido de enxofre. Se 11,5 \mathrm{~g} de água são formados nessa reação, quantos:
a) mols de moléculas de \mathrm{O}_{2} são consumidos;
b) moléculas de \mathrm{O}_{2} são consumidos
c) gramas de \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} são consumidos?

Passo 1

O enunciado trata da combustão do sulfeto de hidrogênio, cuja equação não balanceada é
\mathrm{H}_{2}\mathrm{S} + \mathrm{O}_{2} \to \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{SO}_{2}.
Sabemos que 11{,}5,g de água ( \mathrm{H}_2\mathrm{O}) são formados e queremos:
a) mols de \mathrm{O}_2 consumidos;
b) número de moléculas de \mathrm{O}_2 consumidas;
c) massa de \mathrm{H}_2\mathrm{S} consumida.
Para isso, usaremos a estequiometria da reação balanceada, massas molares e a constante de Avogadro.

Passo 2

Balanceando a reação de combustão, obtemos
2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{S} \;+\; 3\,\mathrm{O}_{2} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;+\; 2\,\mathrm{SO}_{2}.

Passo 3

Calculamos os mols de água formados a partir de sua massa e da massa molar de \mathrm{H}_2\mathrm{O} (aprox. 18{,}016,g/mol):
n(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) = \frac{11{,}5\;\mathrm{g}}{18{,}016\;\mathrm{g/mol}} \approx 0{,}638\;\mathrm{mol}.

Passo 4

Pela estequiometria, 2 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O} são formados consumindo 3 mol de \mathrm{O}_2. Logo,
n(\mathrm{O}_2) = \frac{3}{2}\;n(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) = \frac{3}{2}\times0{,}638 \approx0{,}957\;\mathrm{mol}.

Passo 5

Para obter o número de moléculas de \mathrm{O}_2, multiplicamos pelos 6,02\times10^{23},moléculas/mol:
N(\mathrm{O}_2) =0{,}957\;\mathrm{mol}\times6,02\times10^{23}\;\frac{\text{moléculas}}{\text{mol}} \approx5,76\times10^{23}\;\text{moléculas}.éé

Passo 6

Da estequiometria vemos que 2 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{S} produzem 2 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O}, ou seja, razão 1:1. Assim,
n(\mathrm{H}_2\mathrm{S}) = n(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) \approx0{,}638\;\mathrm{mol}.

Passo 7

Calculamos a massa de \mathrm{H}_2\mathrm{S} consumida usando sua massa molar ( 34{,}08,g/mol):
m(\mathrm{H}_2\mathrm{S}) =0{,}638\;\mathrm{mol}\times34{,}08\;\mathrm{g/mol} \approx21{,}8\;\mathrm{g}.

Resposta

a) 0{,}957 mol de \mathrm{O}_2
b) 5,76\times10^{23} moléculas de \mathrm{O}_2
c) 21,8 g de \mathrm{H}_2\mathrm{S}

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