Química, perguntado por janainareis12, 10 meses atrás

Se reagirmos 560 g de N2, qual a massa (em gramas) de NH3 que será obtida? Dados: massas atômicas: N=14, H=1

Soluções para a tarefa

Respondido por lauannya618

Resposta:

Na maioria das reações químicas realizadas na prática em indústrias e em laboratórios, a quantidade de produto obtido é menor que a quantidade esperada teoricamente. Isso quer dizer que o rendimento da reação não é igual a 100%, pois a massa total dos reagentes não foi completamente convertida em produtos.

Isso pode acontecer devido a diversos fatores, veja os mais comuns:

Podem ocorrer reações paralelas à que desejamos e, com isso, uma parte de um ou de ambos os reagentes é consumida, formando produtos indesejáveis;A reação pode ficar incompleta por ser reversível; assim, parte do produto formado é novamente convertida em reagentes;Podem ocorrer perdas de produto durante a reação, como ao serem usadas aparelhagens de má qualidade ou por algum erro do operador.Desse modo, é expressamente importante saber o rendimento real ou rendimento da reação que se pode esperar nas condições em que a reação for realizada. O rendimento da reação é uma porcentagem do teoricamente esperado. Para tal, precisamos seguir os três passos listados abaixo:1º Exemplo: Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás oxigênio (O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real dessa reação. (Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol).

1º Passo:

Temos que escrever a reação química balanceada para saber qual é o rendimento teórico dessa reação:

2 H2 + 1 O2 → 2 H2O

2 mol 1 mol 2 mol

↓ ↓ ↓

2 . 2g 1 . 32g 2 . 18 g

4 g 32 g 36 g

Teoricamente, 4 g de H2 reagiram com 32 g de O2, produzindo 36 g de H2O. Usando os valores dados no exercício, fazemos uma regra de três simples e descobrimos o rendimento teórico. Isso será feito no próximo passo.

2º Passo:

É importante verificar se algum dos reagentes é limitante da reação, porque se ele acabar, a reação irá parar, independentemente da quantidade em excesso que ainda tenha do outro reagente. Para sabermos disso, basta determinar a quantidade de produto que seria formada por cada um dos reagentes separadamente:

- Para o H2: - Para o O2:

4 g de H2 ------ 36 g de H2O 32 g de H2 ------ 36 g de H2O

2 g de H2 ------ x 16 g de H2 ------ x

x = 2 g . 36 g = 18 g de água x = 16 g . 36 g = 18 g de água

4 g 32 g

Como deu a mesma quantidade de água produzida para os dois, eles reagem proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante.

3º Passo:

Agora, basta relacionar o rendimento teórico (18 g de água) com o rendimento real obtido na reação, que foi dado no enunciado (14g de água):

Rendimento teórico --------- 100%

Rendimento real --------- x

x = Rendimento real . 100%

Rendimento teórico

18 g de água ----------- 100%

14,4 g de água -------- x

x = 14,4 g . 100%

18g

x = 80%

O rendimento dessa reação foi igual a 80%.

Mas, e se soubéssemos qual é o rendimento porcentual e quiséssemos descobrir a quantidade de massa do produto obtida na reação? O próximo exemplo trata disso:

2º Exemplo: Numa reação de produção da amônia (NH3), reagiram-se 360 g de gás hidrogênio (H2) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2), gerando um rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida? (Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol; NH3 = 17 g/mol).

1º Passo:

1 N2 + 3 H2 → 2 NH3

1 mol 3 mol 2 mol

↓ ↓ ↓

1 . 28 g 3 . 2 g 2 . 17 g

28 g 6 g 34 g

Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada na reação foi dada no exercício:

2º Passo:

Visto que o enunciado disse que se usou “uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2)”, já sabemos que não há reagente em excesso.

Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada na reação foi dada no exercício:

6 g de H2 ------ 34 g de NH3

360 g de H2 ------ x