Question

Uma das etapas na fabricação do ácido nítrico é a oxidação da amônia nesta equação:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H20 (g)

Se 43,0 kg de NH3 reagem com 35,4 kg de O2, qual é a massa de NO formada?​

Answer 1

A massa de óxido nítrico (NO) produzida será de:

$\:\small\boxed{\boxed{\boxed{26,55kg}}}$

Explicação:

Cálculo Estequiométrico (Estequiometria):

• Podemos definir a estequiometria como a relação quantitativa que existe entre os reagentes e os produtos de uma reação química, sendo que, os cálculos são desenvolvidos tendo como base as leis ponderais:

• Lei da Conservação das Massas:

Em uma reação química, a soma das massas dos reagentes será sempre igual a soma das massas dos produtos.

Há até uma famosa frase atrelada a está lei:

“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”

• Lei das Proporções Múltiplas:

De acordo com está lei, se mantivermos fixa a massa de um dos reagentes, variando a do outro de forma a conservar a sua proporção e modificando a sua quantidade em números pequenos e inteiros, obteremos produtos diferentes.

Por exemplo:

Se combinarmos 1 mol o carbono com 1 mol oxigênio, produziremos 1 mol de monóxido de carbono, mas se mantivermos fixo a quantidade de carbono, e dobrarmos o número de mols de oxigênio, obteremos 1 mol de dióxido de carbono. Caso a proporção de um dos reagentes se eleve muito, ele ficará em excesso (sem reagir).

• Lei das Proporções Definidas:

Segundo está lei descoberta por Proust, os componentes de uma reação química que se combinam de forma a gerar um produto, sempre obedecerão uma proporção fixa, por exemplo: Para a formação de uma molecula de água (H₂O) serão necessários 2 átomos de hidrogênio (H) e 1 átomo de oxigênio (O), se dobramos a massa de oxigênio também precisaremos dobrar a massa do hidrogênio gerando com isto duas moléculas de água, caso duplicassemos apenas a massa do oxigênio teríamos como produto a água oxigenada (H₂O₂).

• Iniciaremos a resolução deste problema verificando se a equação está balanceada:

$\boxed{{4NH_{3} (g) +5 O_{2} (g) \rightarrow 4NO(g) + 6H_{2}O (g)}}$

• Como podemos notar acima, todos os reagentes também se fazem presentes nos produtos em suas respectivas quantidades, indicando que a lei da conservação das massas está sendo respeitada.

• Agora com auxílio da tabela periódica determinaremos as massas molares dos elementos da reação:

(Só lembrando: as massas molares são representações das massas atômicas expressas em gramas).

$\boxed{{Nitrog\hat{e}nio(N): \: 14g/mol \: }}$

$\boxed{{Hidrog\hat{e}nio(H): \: 1g/mol \: }}$

$\boxed{{Oxig\hat{e}nio(O): \: 16g/mol \: }}$

• Com base nas massas molares descobriremos as massas moleculares da reação:

Amônia (NH₃):

$\large\boxed{\begin{array}{l}NH_{3}\: = (14 \times 1) + (1 \times 3)\\ NH_{3} \: = \boxed{ \boxed{\bf 17g/mol}} \end{array}}$

$Como \: sao \: 4 \: mols: \\ \\ 4NH_{3} = 17 \times 4 \\ 4NH_{3} = \: \small\boxed{\boxed{\boxed{68g}}}$

Oxigênio molecular (O₂):

$\large\boxed{\begin{array}{l}O_{2}\: = 16\times 2\\ O_{2} \: = \boxed{ \boxed{\bf 32g/mol}} \end{array}}$

$Como \: sao \: 5 \: mols: \\ \\ 5O_{2} = 32 \times 5 \\ 5O_{2} = \: \small\boxed{\boxed{\boxed{160g}}}$

Oxido nítrico (NO):

$\large\boxed{\begin{array}{l}NO\: = (14 \times 1) + (16 \times 1)\\ NO \: = \boxed{ \boxed{\bf 30g/mol}} \end{array}}$

$Como \: sao \: 4\: mols: \\ \\ 4NO = 30 \times 4 \\ 4NO = \: \small\boxed{\boxed{\boxed{120g}}}$

Água (H₂O):

$\large\boxed{\begin{array}{l}H_{2}O\: = (1 \times 2) + (16 \times 1)\\ H_{2}O \: = \boxed{ \boxed{\bf 18g/mol}} \end{array}}$

$Como \: sao \: 6 \: mols: \\ \\ 6H_{2}O = 18 \times 6 \\ 6H_{2}O = \: \small\boxed{\boxed{\boxed{108g}}}$

Massas na equação:

$\bf \boxed{68g \: + \:160g = > 120g \: + \: 108g }$

Interpretação da equação:

68g de amônia (NH₃) reagem com 160g de gás oxigênio (O₂) produzindo: 120g óxido nítrico (NO) e 108g de água (H₂O).

Agora converteremos as massas dadas pela questão de quilogramas (kg) para gramas (g) para se adequarem a unidade de medida das massas molares (também poderíamos converter as massas das moleculas de gramas para quilogramas):

Amônia (NH₃):

43kg × 1.000 = 43.000g

Gás oxigênio(O₂):

35,4 kg × 1.000 = 35.400g

• Dando segmento ao cálculo, descobriremos se um dos reagentes está em excesso, começaremos com a amônia:

$\begin{gathered}\large\boxed{\begin{array}{l}68g(NH_{3})\: => 160g (O_{2})\\ 43.000g (NH_{3}) = > X\\\\X = 43.000 \times 160 \div 68\\X = 6.880.000 \ \div \ 68\\ X =\boxed{ \boxed{\bf 101.176g}} \end{array}}\\\\\end{gathered}$

Ou seja: Serão necessários 101.176g de oxigênio (O₂) para reagir com 43.000g de amônia, como só temos 35,400g podemos definir o oxigênio como o reagente limitante.

$\begin{gathered}\large\boxed{\begin{array}{l}160g(O_{2})\: => 120g (NO)\\ 35.400g (O_{2}) = > Y\\\\Y = 35.400 \times 120 \div 160\\Y = 4.248.000 \ \div \ 160\\ Y =\boxed{ \boxed{\bf 26.550g}} \end{array}}\\\\\end{gathered}$

• Em quilogramas (Kg):

$\large\boxed{26.550g \div 1.000 = \:\small\boxed{\boxed{\boxed{26,55kg}}}}$

Bons estudos. :)