Com o avanço das tecnologias de transporte sustentável, o uso da amônia (
) como combustível alternativo tem ganhado destaque, já que pode ser produzida a partir do nitrogênio do ar e hidrogênio obtido por eletrólise da água, sem emissão direta de
.
A reação global de síntese da amônia é dada por:
Em um projeto experimental, um laboratório utiliza
de gás nitrogênio
e
de gás hidrogênio (
) em um reator de 500 L , operando a temperatura e pressão que garantem a conversão parcial dos reagentes.
Após o processo, são obtidos
de amônia (
). Sabendo que a pureza do gás hidrogênio usado era de
, determine:
a) A massa teórica de amônia que poderia ser formada.
b) O rendimento percentual da reação considerando a massa obtida.
c) O número de moléculas de
produzidas efetivamente no experimento.
A reação global de síntese da amônia é dada por:
Após o processo, são obtidos
a) A massa teórica de amônia que poderia ser formada.
b) O rendimento percentual da reação considerando a massa obtida.
c) O número de moléculas de
Passo 1
O que o enunciado pede:
- (a) A massa teórica de
que poderia ser formada. - (b) O rendimento percentual da reação, sabendo que foram obtidos
de . - (c) O número de moléculas de
efetivamente produzidas.
Informações fornecidas (dados do enunciado):
- Massa de
: . - Massa de
comercial usada: . - Pureza do
: (logo a massa efetiva de é menor: vou usar isso). - Massa obtida de
(produto real): . - Volume do reator:
(não é necessário para cálculos estequiométricos aqui, pois trabalhamos com massas/moles). - A reação global apresentada no enunciado está escrita de forma não balanceada; será necessário usar a equação balanceada para o cálculo estequiométrico.
Passo 2
Balanceamento da reação e significado estequiométrico (o que isso quer dizer)
- A reação correta e balanceada de síntese da amônia é:
- Significado: a cada
mol de consome-se mol de e produz-se mol de . - Esse fator (proporção entre moles) é a base da estequiometria: para transformar massa em massa usamos moles e a relação molar da equação balanceada.
Passo 3
Converter massas em moles — definição e fórmula de mol e massa molar
- Conceito: número de mols
é dado por
onde
é a massa (em gramas) e
a massa molar (em g·mol^{-1}).
- Massas molares usadas (valores típicos):
-
então . -
então . -
.
-
- Converter massas dadas para gramas:
-
. - Massa nominal de
: . Com pureza , a massa efetiva de é:
-
- Calcular moles:
(Expliquei como obtive a massa efetiva de
a partir da pureza; esse é um passo clássico em problemas reais.)
Passo 4
Determinar o reagente limitante — regra e aplicação
- Regra: comparar a quantidade necessária de um reagente (segundo os coeficientes estequiométricos) com a quantidade disponível; o que faltar é o limitante.
- Pela equação,
mol de precisa de mol de . - Se quiséssemos consumir todo o
, a quantidade de necessária seria:
- Comparando com o que temos
, vemos que:
portanto o
é o reagente limitante (falta
para reagir com todo o
).
Passo 5
Calcular a massa teórica de
(parte a)
- Quando um reagente é limitante, a quantidade máxima de produto é determinada por esse reagente.
- Pela estequiometria
. Logo:
- Converter para massa usando
:
- Em unidades de quilogramas:
(Dica prática: sempre mantenha unidades coerentes — use gramas com massa molar em g·mol^{-1} — e só depois volte aos kg se preferir.)
Passo 6
Calcular o rendimento percentual (parte b)
- Fórmula do rendimento percentual:
- Aqui:
- Massa experimental de
: . - Massa teórica calculada:
.
- Massa experimental de
- Cálculo:
(Interpretação: cerca de
do que seria quimicamente possível foi realmente obtido — perdas, equilíbrio não total, etc.)
Passo 7
Calcular o número de moléculas produzidas (parte c)
- Primeiro converter a massa experimental de
para moles:
- Relação para converter moles em número de moléculas: usar a constante de Avogadro
.
- Cálculo:
(Resumo físico: cada mol tem
entidades; multiplicando pelos mols obtidos dá o número total de moléculas.)