Ligas metálicas de mercúrio com outros metais são chamadas de amálgamas. A amálgama de sódio ( \mathrm{Na}-\mathrm{Hg} ) reage com água para formar gás hidrogênio de acordo com a equação:
2 \mathrm{Na}(\mathrm{~s})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow 2 \mathrm{NaOH}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}
Se uma amostra de 15,23 \mathrm{~g} de amálgama de sódio libera nesta reação 0,108 \mathrm{~g} de hidrogênio, qual a porcentagem em massa de sódio na amálgama?
Massas atômicas: \mathrm{H}=1,01 \mathrm{u}, \mathrm{O}=16,00 \mathrm{u} e \mathrm{Na}=22,99 \mathrm{u}.

Passo 1

O enunciado dá uma amostra de 15,23,g de amálgama de sódio que, ao reagir com água, libera 0,108,g de \mathrm{H}_{2} segundo a reação balanceada
2\,\mathrm{Na}_{(s)} + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(l)} \longrightarrow 2\,\mathrm{NaOH}_{(aq)} + \mathrm{H}_{2\,(g)}
Queremos calcular a porcentagem em massa de sódio na amálgama usando as massas atômicas fornecidas e a estequiometria.

Passo 2

Calcular a quantidade de matéria de \mathrm{H}_{2} gerado:
n(\mathrm{H}_{2}) = \frac{m(\mathrm{H}_{2})}{M(\mathrm{H}_{2})} = \frac{0,108}{2 \times 1,01} = \frac{0,108}{2,02} \approx 0,0535\\ \text{mol}

Passo 3

Usar a relação estequiométrica da reação: de cada 1 mol de \mathrm{H}_{2} formado consomem-se 2 mol de \mathrm{Na}.
n(\mathrm{Na}) = 2 \times n(\mathrm{H}_{2}) = 2 \times 0,0535 = 0,1070\\ \text{mol}

Passo 4

Converter para massa de sódio consumida:
m(\mathrm{Na}) = n(\mathrm{Na}) \times M(\mathrm{Na}) = 0,1070 \times 22,99 \approx 2,46\\ \text{g}

Passo 5

Calcular a porcentagem em massa de sódio na amálgama:
\%\mathrm{Na} = \frac{m(\mathrm{Na})}{m_{\text{amálgama}}}\times 100 = \frac{2,46}{15,23}\times 100 \approx 16{,}1\%á

Resposta

A amálgama contém aproximadamente 16{,}1\% de sódio em massa.

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