4- Uma das etapas do processo comercial para a transformação da amônia em ácido nítrico é a conversão de \mathrm{NH}_{3} em NO:
4 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})+5 \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 4 \mathrm{NO}(\mathrm{~g})+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g})
Em determinado experimento, 2,00 \mathrm{~g} de \mathrm{NH}_{3} reagem com 2,50 \mathrm{~g} de \mathrm{O}_{2}.
(a) Qual é o reagente limitante?
(b) Quantos gramas de NO e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} são produzidos?
(c) Quantos gramas do reagente em excesso restam depois que o reagente limitante é completamente consumido?
(d) Mostre que seus cálculos nos itens (b) e (c) estão de acordo com a lei da conservação da massa.

Passo 1

O enunciado apresenta a etapa de conversão de amônia em óxido nítrico segundo a reação
4\,\mathrm{NH}_{3}(\mathrm{g}) + 5\,\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 4\,\mathrm{NO}(\mathrm{g}) + 6\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{g})
Em um experimento, usam-se 2,00 g de \mathrm{NH}_{3} e 2,50 g de \mathrm{O}_{2}. Precisamos determinar:
(a) qual é o reagente limitante;
(b) quantos gramas de \mathrm{NO} e de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} são formados;
(c) quantos gramas do reagente em excesso permanecem;
(d) mostrar que isso obedece à conservação de massa.

Passo 2

Calcular os moles iniciais de cada reagente. As massas molares são
M(\mathrm{NH}_{3}) = 17,03\\ \mathrm{g/mol}
M(\mathrm{O}_{2}) = 32,00\\ \mathrm{g/mol}
Logo,
n_{\mathrm{NH}_{3}} = \frac{2,00}{17,03} = 0,1175\\ \mathrm{mol},
n_{\mathrm{O}_{2}} = \frac{2,50}{32,00} = 0,07813\\ \mathrm{mol}.

Passo 3

Identificar o reagente limitante pela razão estequiométrica 4\colon5 entre \mathrm{NH}_{3} e \mathrm{O}_{2}. Para consumir todo o \mathrm{O}_{2} seriam necessários
0,07813 \times \frac{4}{5} = 0,06250\\ \mathrm{mol\\ de\\ NH}_{3},
e como há 0,1175 mol de \mathrm{NH}_{3}, sobra amônia. Portanto, \mathrm{O}_{2} é o reagente limitante.

Passo 4

Calcular os moles dos produtos a partir dos moles de \mathrm{O}_{2} consumidos e converter em massa. As razões estequiométricas são
\dfrac{4\,\mathrm{mol}\,\mathrm{NO}}{5\,\mathrm{mol}\,\mathrm{O}_{2}} e \dfrac{6\,\mathrm{mol}\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}}{5\,\mathrm{mol}\,\mathrm{O}_{2}}. Logo,
n_{\mathrm{NO}} = 0,07813 \times \frac{4}{5} = 0,06250\\ \mathrm{mol},
n_{\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}} = 0,07813 \times \frac{6}{5} = 0,09375\\ \mathrm{mol}.
Usando M(\mathrm{NO})=30,01\\ \mathrm{g/mol} e M(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O})=18,02\\ \mathrm{g/mol}:
m_{\mathrm{NO}} = 0,06250 \times 30,01 = 1,8756\\ \mathrm{g},
m_{\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}} = 0,09375 \times 18,02 = 1,6894\\ \mathrm{g}.

Passo 5

Calcular a amônia remanescente. Foram consumidos 0,06250 mol de \mathrm{NH}_{3} do total 0,1175 mol, restando
n_{\mathrm{NH}_{3},\text{resto}} = 0,1175 - 0,06250 = 0,05500\\ \mathrm{mol},
m_{\mathrm{NH}_{3},\text{resto}} = 0,05500 \times 17,03 = 0,9367\\ \mathrm{g}.

Passo 6

Verificar a conservação de massa. A massa total inicial foi
2,00 + 2,50 = 4,50\\ \mathrm{g}.
A massa total dos produtos mais a amônia restante é
1,8756 + 1,6894 + 0,9367 = 4,5017\\ \mathrm{g}\approx 4,50\\ \mathrm{g},
o que confirma a lei da conservação da massa dentro dos arredondamentos.

Resposta

(a) \mathrm{O}_{2} é o reagente limitante.
(b) m_{\mathrm{NO}} = 1,88\\ \mathrm{g} e m_{\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}} = 1,69\\ \mathrm{g}.
(c) m_{\mathrm{NH}_{3},\text{resto}} = 0,94\\ \mathrm{g}.
(d) A massa inicial de reagentes ( 4,50 g) é igual, dentro dos arredondamentos, à soma das massas dos produtos e do reagente em excesso ( \approx 4,50 g), obedecendo à conservação de massa.

Exercícios relacionados