Uma das etapas na fabricação do ácido nítrico é a oxidação da amônia, conforme equação abaixo:
4 \mathrm{NH}_{3}(g)+5 \mathrm{O}_{2}(g) \rightarrow 4 \mathrm{NO}(g)+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(g)
Se 43,0 \mathrm{~kg} de \mathrm{NH}_{3} reagem com 35,4 \mathrm{~kg} de \mathrm{O}_{2}, qual a massa, em kg , de NO (monóxido de nitrogênio) formado? (ATENÇÃO: Necessário conhecer o reagente limitante!!!)
Dados: (M.A.: H=1; N=14; O=16)

Passo 1

O enunciado fornece a reação
4\,\mathrm{NH}_{3}(g)+5\,\mathrm{O}_{2}(g)\rightarrow4\,\mathrm{NO}(g)+6\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(g)
e pede a massa de \mathrm{NO} produzido quando 43,0\,\mathrm{kg} de \mathrm{NH}_{3} reagem com 35,4\,\mathrm{kg} de \mathrm{O}_{2}. Vamos usar estequiometria e identificar o reagente limitante.

Passo 2

Calculamos as mols de cada reagente. As massas molares são
\mathrm{M}( \mathrm{NH}_{3})=14+3\cdot1=17\,\mathrm{g/mol}
\mathrm{M}( \mathrm{O}_{2})=2\cdot16=32\,\mathrm{g/mol}
Portanto, em gramas:
\displaystyle n_{\mathrm{NH}_{3}}=\frac{43000}{17}\approx2529,4 mol
\displaystyle n_{\mathrm{O}_{2}}=\frac{35400}{32}\approx1106,3 mol

Passo 3

Para consumir toda a amônia seriam necessários
n_{\mathrm{O}_{2},\,\text{req}}=\frac{5}{4}\,n_{\mathrm{NH}_{3}} =\frac{5}{4}\cdot2529,4\approx3161,8\text{ mol},
mas só há 1106,3 mol de \mathrm{O}_{2}. Logo, \mathrm{O}_{2} é o reagente limitante.

Passo 4

A partir de \mathrm{O}_{2} limitante, a quantidade de \mathrm{NO} formada é
n_{\mathrm{NO}}=\frac{4}{5}\,n_{\mathrm{O}_{2}} =\frac{4}{5}\cdot1106,3\approx885,0\text{ mol}.

Passo 5

A massa molar de \mathrm{NO} é
\mathrm{M}(\mathrm{NO})=14+16=30\,\mathrm{g/mol}.
Logo, a massa de \mathrm{NO} é
m_{\mathrm{NO}}=n_{\mathrm{NO}}\times\mathrm{M}(\mathrm{NO}) =885,0\times30\approx26550\text{ g}=26,55\text{ kg}.
Com três algarismos significativos, fica 26,6 kg.

Resposta

\displaystyle 26,6\,\mathrm{kg}

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