O ácido nítrico é produzido a partir da amônia. A primeira etapa desse processo envolve a queima da amônia (na presença de oxigênio molecular). Nessa etapa os produtos obtidos são óxido nítrico e água.
a) Dê a fórmula molecular dos reagentes e produtos dessa etapa do processo.
b) Construa a equação química balanceada para a reação envolvida na primeira etapa do processo.
c) Calcule a massa máxima do óxido nítrico que poderia ser obtida pela queima de 1,00 \mathrm{~kg} de amônia e a massa de oxigênio molecular necessária.

Passo 1

Vou deixar muito claro o que o enunciado pede e o que já é dado.
  • O enunciado pergunta três coisas:
    1. (a) quais são as fórmulas moleculares dos reagentes e produtos da primeira etapa (queima da amônia);
    2. (b) montar a equação química balanceada dessa reação;
    3. (c) calcular a massa máxima de óxido nítrico que pode ser obtida a partir de 1,00\\ \mathrm{kg} de amônia e a massa de \mathrm{O_2} necessária.
  • Informações fornecidas / assumidas:
    • Massa de amônia disponível: 1,00\\ \mathrm{kg} (ou seja, 1000\\ \mathrm{g}).
    • A queima da amônia (combustão/oxidação) na presença de oxigênio forma óxido nítrico e água.
    • Não foi dito que o oxigênio é limitante; portanto vamos calcular a massa de \mathrm{O_2} necessária para consumir toda a amônia e o rendimento teórico máximo de \mathrm{NO} (ou seja, assumimos conversão total, rendimento 100%).

Passo 2

Identificar as fórmulas moleculares dos reagentes e produtos (informação básica de nomenclatura).
  • Amônia: \mathrm{NH_3}.
    Explicação rápida: um átomo de nitrogênio ( \mathrm{N}) ligado a três hidrogênios ( \mathrm{H}), portanto fórmula \mathrm{NH_3}.
  • Oxigênio molecular (reagente): \mathrm{O_2}.
    Explicação rápida: oxigênio diatômico na forma molecular é \mathrm{O_2}.
  • Óxido nítrico (produto): \mathrm{NO}.
    Explicação rápida: óxido formado por N e O na razão 1:1.
  • Água (produto): \mathrm{H_2O}.
(Resposta da parte (a) encontrada: as fórmulas são \mathrm{NH_3}, \mathrm{O_2}, \mathrm{NO} e \mathrm{H_2O}.)

Passo 3

Montar a equação química não balanceada e explicar o método de balanceamento.
  • Equação não balanceada:
\mathrm{NH_3} + \mathrm{O_2} \to \mathrm{NO} + \mathrm{H_2O}
  • Método didático (coeficientes algébricos): atribuo coeficientes inteiros a,b,c,d tais que
a\,\mathrm{NH_3} + b\,\mathrm{O_2} \to c\,\mathrm{NO} + d\,\mathrm{H_2O}.
Balanceando átomos por elemento:
  • Nitrogênio: a = c.
  • Hidrogênio: 3a = 2d (porque cada \mathrm{NH_3} tem 3 H e cada \mathrm{H_2O} tem 2 H).
  • Oxigênio: 2b = c + d (cada \mathrm{O_2} tem 2 O; produtos têm c O em \mathrm{NO} e d O em \mathrm{H_2O}).
Escolhe-se um valor conveniente para a que torne d inteiro: se a=4 então
c=a=4, \qquad 3a=12=2d \Rightarrow d=6, \qquad 2b=c+d=4+6=10 \Rightarrow b=5.
Portanto a equação balanceada é
4\,\mathrm{NH_3} + 5\,\mathrm{O_2} \to 4\,\mathrm{NO} + 6\,\mathrm{H_2O}.
(Resposta da parte (b) encontrada.)

Passo 4

Explicar o raciocínio estequiométrico e as ferramentas que vamos usar para calcular massas.
  • Conceito de mol: um mol de qualquer substância contém N_A partículas; em química prática convertemos massa em mol usando a massa molar.
  • Massa molar (M): massa de 1 mol, numericamente igual à soma das massas atômicas. Ex.: \mathrm{M(NH_3)} = \mathrm{M(N)} + 3\mathrm{M(H)}.
  • Relação massa ↔ mol: \;n=\dfrac{m}{M}\;, onde n é número de mols, m a massa (g) e M a massa molar (g·mol^{-1}).
  • Relação estequiométrica: os coeficientes da equação balanceada dão a proporção molar entre reagentes e produtos. Por exemplo, da equação balanceada, 4\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{NH_3} geram 4\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{NO} (relação 1:1 em mols).
Vamos aplicar isso numericamente. Usaremos massas atômicas típicas: \mathrm{M(N)}=14,01, \mathrm{M(H)}=1,008, \mathrm{M(O)}=16,00 (unidades \mathrm{g\\ mol^{-1}}).

Passo 5

Calcular a massa molar e o número de mols de \mathrm{NH_3} disponível.
  • Massa molar da amônia:
\mathrm{M(NH_3)} = 14,01 + 3\times 1,008 = 17,034\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
  • Converter 1,00\\ \mathrm{kg} para gramas e calcular mols:
m(\mathrm{NH_3}) = 1000\\ \mathrm{g}.
n(\mathrm{NH_3}) = \dfrac{1000\\ \mathrm{g}}{17,034\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}} = 58,72\\ \mathrm{mol}.
Explicação: aqui foi usada a fórmula n=m/M. O resultado tem mais casas; mantenho com duas casas decimais significativas compatíveis com os dados.

Passo 6

Determinar quantos mols de \mathrm{NO} podem ser formados (rendimento teórico).
  • Pela estequiometria da reação balanceada:
4\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{NH_3} \longrightarrow 4\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{NO},
ou seja, 1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{NH_3} \rightarrow 1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{NO}. Logo
n(\mathrm{NO}) = n(\mathrm{NH_3}) = 58,72\\ \mathrm{mol}.

Passo 7

Calcular a massa máxima (teórica) de \mathrm{NO} produzida.
  • Massa molar do \mathrm{NO}:
\mathrm{M(NO)} = 14,01 + 16,00 = 30,01\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
  • Massa de \mathrm{NO} formada:
m(\mathrm{NO}) = n(\mathrm{NO})\times \mathrm{M(NO)} = 58,72\\ \mathrm{mol}\times 30,01\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}} = 1761,9\\ \mathrm{g}.
  • Converter para quilogramas e arredondar de acordo com os algarismos dos dados ( 1,00\\ \mathrm{kg} tem 3 algarismos significativos):
m(\mathrm{NO}) = 1761,9\\ \mathrm{g} = 1,762\\ \mathrm{kg} \approx 1,76\\ \mathrm{kg}.
Comentário: esse é o rendimento teórico máximo, assumindo que toda a amônia reage completamente.

Passo 8

Calcular a massa de \mathrm{O_2} necessária para consumir toda a amônia (reagente limitante).
  • Relação estequiométrica entre \mathrm{NH_3} e \mathrm{O_2} na equação balanceada:
4\\ \mathrm{NH_3} + 5\\ \mathrm{O_2} \to \dots
Logo, por mol de \mathrm{NH_3} são necessários \dfrac{5}{4}=1,25 mol de \mathrm{O_2}.
  • Mols de \mathrm{O_2} necessários:
n(\mathrm{O_2}) = 1,25\times n(\mathrm{NH_3}) = 1,25\times 58,72\\ \mathrm{mol} = 73,40\\ \mathrm{mol}.
  • Massa molar do \mathrm{O_2}:
\mathrm{M(O_2)} = 2\times 16,00 = 32,00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
  • Massa de \mathrm{O_2} necessária:
m(\mathrm{O_2}) = n(\mathrm{O_2})\times \mathrm{M(O_2)} = 73,40\\ \mathrm{mol}\times 32,00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}} = 2348,8\\ \mathrm{g}.
  • Converter para quilogramas e arredondar (3 algarismos significativos):
m(\mathrm{O_2}) = 2348,8\\ \mathrm{g} = 2,349\\ \mathrm{kg} \approx 2,35\\ \mathrm{kg}.

Passo 9

Observações finais e interpretação (rápidas e motivadoras).
  • Resultado é teórico (rendimento 100%); na prática reações podem ter rendimentos menores devido a perdas, formação de subprodutos etc.
  • Bom trabalho até aqui — você já montou a reação, balanceou e fez as conversões estequiométricas passo a passo. Confia: isso cai muito em prova e ficou bem estruturado!

Resposta

(a) Reagentes e produtos: \mathrm{NH_3},\\ \mathrm{O_2},\\ \mathrm{NO},\\ \mathrm{H_2O}
(b) 4\,\mathrm{NH_3} + 5\,\mathrm{O_2} \to 4\,\mathrm{NO} + 6\,\mathrm{H_2O}
(c) Massa máxima de \mathrm{NO}: 1,76\\ \mathrm{kg}
Massa de \mathrm{O_2} necessária: 2,35\\ \mathrm{kg}