Suponha que 0,26 \mathrm{~mol} de Fe são colocados para reagir com 0,40 \mathrm{~mol} de \mathrm{O}_{2} para formar \mathrm{Fe}_{2} \mathrm{O}_{3}. Que elemento restou em excesso e que massa?

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  • Identificar qual elemento (espécie química) ficou em excesso quando 0,26 mol de Fe reagem com 0,40 mol de \mathrm{O}_2 para formar \mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_3.
  • Calcular a massa da porção desse elemento que ficou em excesso.
Informações dadas:
  • n(\mathrm{Fe}) = 0,26\\ \text{mol}.
  • n(\mathrm{O}_2) = 0,40\\ \text{mol}.
  • Produto formado: \mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_3.

Passo 2

Escrevemos a equação química balanceada e interpretamos os coeficientes estequiométricos (eles dizem a proporção em mols entre reagentes e produtos):
4\mathrm{Fe} + 3\mathrm{O}_2 \to 2\mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_3
Isto significa que, em termos de mols, 4 mol de Fe reagem com 3 mol de \mathrm{O}_2. Portanto, a razão estequiométrica entre \mathrm{O}_2 e Fe é
\frac{n(\mathrm{O}_2)}{n(\mathrm{Fe})}=\frac{3}{4}.
Em outras palavras, cada mol de Fe precisa de \dfrac{3}{4} mol de \mathrm{O}_2 para reagir completamente.

Passo 3

Calcular quantos mols de \mathrm{O}_2 seriam necessários para reagir completamente com os 0,26 mol de Fe disponíveis, usando a razão estequiométrica:
n(\mathrm{O}_2)_{\text{necessário}}=n(\mathrm{Fe})\cdot\frac{3}{4}=0,26\cdot\frac{3}{4}.á
Agora fazemos a conta (mostrando os passos):
\frac{3}{4}=0,75,\quad 0,26\cdot0,75=0,195.
Logo
n(\mathrm{O}_2)_{\text{necessário}}=0,195\\ \text{mol}.á

Passo 4

Comparar o \mathrm{O}_2 necessário com o que há disponível:
n(\mathrm{O}_2)_{\text{disponível}}=0,40\\ \text{mol}\quad\text{e}\quad n(\mathrm{O}_2)_{\text{necessário}}=0,195\\ \text{mol}.íá
Como 0,40>0,195, há mais \mathrm{O}_2 do que o necessário para consumir todo o Fe. Portanto o reagente limitante é o Fe e o reagente em excesso é o \mathrm{O}_2.

Passo 5

Calcular quantos mols de \mathrm{O}_2 sobraram (excesso em mols):
n(\mathrm{O}_2)_{\text{excesso}}=n(\mathrm{O}_2)_{\text{disponível}}-n(\mathrm{O}_2)_{\text{necessário}}=0,40-0,195=0,205\\ \text{mol}.íá

Passo 6

Converter os mols de \mathrm{O}_2 em massa. Primeiro, a massa molar de \mathrm{O}_2 é:
M(\mathrm{O}_2)=2\times M(\mathrm{O})=2\times16,00=32,00\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
Agora calculamos a massa do excesso:
m_{\text{excesso}}=n(\mathrm{O}_2)_{\text{excesso}}\cdot M(\mathrm{O}_2)=0,205\cdot32,00.
Fazendo a multiplicação:
0,205\cdot32,00=6,56.
Portanto a massa de \mathrm{O}_2 que restou é 6,56\\ \mathrm{g}.

Passo 7

Resumo final do raciocínio (curto): a razão estequiométrica mostra quanto de \mathrm{O}_2 seria necessário para consumir o Fe; havia mais \mathrm{O}_2 do que o necessário, então Fe limitou a reação e \mathrm{O}_2 sobrou. Convertendo o excesso em mols para gramas obtemos 6,56\\ \mathrm{g}.

Resposta

O elemento em excesso: \mathrm{O}_2
Massa em excesso: 6,56\\ \mathrm{g}

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