\mathbf{4 N H}_{\mathbf{3}} \boldsymbol{+} \mathbf{5 O}_{\mathbf{2}} \leftrightarrows \mathbf{4 N O} \boldsymbol{+} \mathbf{6 H}_{\mathbf{2}} \mathbf{O}. Calcule as seguintes quantidades:

Passo 1

O enunciado fornece apenas a equação química balanceada
\mathbf{4\\ NH_3 + 5\\ O_2 \leftrightarrows 4\\ NO + 6\\ H_2O}
e diz “Calcule as seguintes quantidades:”, mas não lista quais quantidades devem ser calculadas nem dá nenhuma quantidade numérica inicial (como massas, volumes, pressões, rendimentos, concentrações, condições de temperatura/pressão, etc.). Portanto, com os dados atualmente enviados, NÃO É POSSÍVEL obter resultados numéricos específicos porque falta informação sobre o que calcular e quais valores iniciais usar.

Passo 2

Mesmo assim, vou te ensinar, passo a passo, os métodos que normalmente se pedem em exercícios com essa reação. Assim, na hora da prova você consegue aplicar direto ao número dado pelo enunciado. Vou cobrir os casos mais comuns: converter massa ↔ mol, calcular massa de produto a partir de massa de reagente, determinar reagente limitante, volumes de gases (STP e geral), cálculo por base 1 mol (razão estequiométrica), e rendimento percentual. Para cada método dou a fórmula, explico variáveis e mostro um exemplo rápido usando números fictícios (sinalizo claramente quando for exemplo).

Passo 3

Explicação didática: a equação balanceada dá as proporções em mols em que as substâncias reagem/produzem. Isso significa que
4\\ \text{mol de }NH_3 \text{ reagem com } 5\\ \text{mol de }O_2 \text{ para formar }4\\ \text{mol de }NO\\ \text{ e }6\\ \text{mol de }H_2O.
Regra prática: para qualquer quantidade de uma espécie, converte-se para mols e usa-se as razões de coeficientes para obter mols das outras espécies.

Passo 4

Fórmula:
n=\frac{m}{M}
onde n é número de mols, m é massa (g) e M é massa molar (g·mol^{-1}). Para transformar mol em massa:
m=n\cdot M.
Explanação das massas molares (como obtê‑las): somar as massas atômicas na tabela periódica. Exemplos práticos (valores arredondados úteis em prova):
M(NH_3)=14,01 + 3\times1,008 \approx 17,03\\ \text{g·mol}^{-1},
M(O_2)=2\times16,00 = 32,00\\ \text{g·mol}^{-1},
M(NO)=14,01 + 16,00 \approx 30,01\\ \text{g·mol}^{-1},
M(H_2O)=2\times1,008 + 16,00 \approx 18,02\\ \text{g·mol}^{-1}.
Exemplo didático (hipotético): se tiver m=34{,}06 g de NH_3,
n(NH_3)=\frac{34{,}06}{17{,}03}=2{,}00\\ \text{mol}.

Passo 5

  1. Converter massa do reagente dado para mols: n_{\text{reag}}=m_{\text{reag}}/M_{\text{reag}}.
  2. Usar a razão estequiométrica da equação para achar mols do produto:
n_{\text{prod}}=n_{\text{reag}}\times\frac{\text{coeficiente do produto}}{\text{coeficiente do reagente}}.
No nosso caso, para converter NH_3 para NO:
n(NO)=n(NH_3)\times\frac{4}{4}=n(NH_3).
(O coeficiente de NH_3 é 4 e de NO também é 4, então mols são iguais.)
3) Converter n_{\text{prod}} em massa: m_{\text{prod}}=n_{\text{prod}}\cdot M_{\text{prod}}.
Exemplo numérico (hipotético): se m(NH_3)=34{,}06 g então n(NH_3)=2{,}00 mol, logo n(NO)=2{,}00 mol e
m(NO)=2{,}00\times30{,}01=60{,}02\\ \text{g}.

Passo 6

Quando o enunciado dá quantidades de dois ou mais reagentes:
  1. Converter cada massa/volume/pressão dada para mols.
  2. Calcular a razão experimental \dfrac{n(NH_3)}{n(O_2)} e comparar com a razão estequiométrica exigida \dfrac{4}{5}=0{,}8.
  3. Se a razão experimental for maior que 0{,}8 significa excesso de NH_3 (portanto O_2 é limitante). Se for menor que 0{,}8 então NH_3 é limitante.
  4. A partir do reagente limitante calcula-se quantos mols de produto se formam usando a estequiometria e depois converte-se para massa se necessário.
Exemplo rápido (hipotético): se houver n(NH_3)=3{,}00 mol e n(O_2)=2{,}00 mol, a razão experimental é 3{,}00/2{,}00=1{,}5>0{,}8, então O_2 é limitante. Para achar n(NO) use n(O_2): pela estequiometria,
n(NO)=n(O_2)\times\frac{4}{5}=2{,}00\times\frac{4}{5}=1{,}60\\ \text{mol}.

Passo 7

Se as substâncias são gases e as condições são dadas:
  • Em STP clássico (0^\circ C e 1 atm), volume molar aproximado:
V_m\approx 22{,}4\\ \text{L·mol}^{-1}.
Então
V = n\cdot V_m.
  • Em condições gerais usa-se equação dos gases ideais:
PV = nRT,
onde P é pressão (Pa ou atm), V volume, n mols, R constante dos gases ( 0{,}08206\\ \text{L·atm·mol}^{-1}\text{K}^{-1} ou 8{,}314\\ \text{J·mol}^{-1}\text{K}^{-1}) e T temperatura em kelvin. Resolve-se para a incógnita (por ex. V = \dfrac{nRT}{P}).
Exemplo (hipotético): 1,60 mol de NO a STP ocupa
V=1{,}60\times22{,}4=35{,}84\\ \text{L}.

Passo 8

Se o enunciado fornece massa experimental obtida de produto (massa real) e massa teórica (calculada estequiometricamente), o rendimento percentual é
\%\text{ rendimento}=\frac{\text{massa experimental}}{\text{massa teórica}}\times100\%.ó
Explicação: massa teórica obtida calculando-se a partir do reagente limitante como em passos anteriores.

Passo 9

A seta dupla indica que a reação pode atingir equilíbrio. Para problemas de equilíbrio são necessários dados adicionais (constante de equilíbrio K_c ou K_p, ou concentrações/pressões iniciais, ou dados termodinâmicos). Sem esses dados, não há como calcular graus de conversão em equilíbrio. Se na prova pedirem cálculo do K_c a partir de concentrações no equilíbrio, será usada a expressão (para esta reação, escrevendo concentrações molares entre parênteses):
K_c=\frac{[NO]^4[H_2O]^6}{[NH_3]^4[O_2]^5}.
Mas para calcular K_c numericamente é preciso as concentrações de equilíbrio — que não foram fornecidas.

Passo 10

Para qualquer pedido numérico relacionado a essa reação preciso que o enunciado informe pelo menos um dos seguintes, dependendo do que se pede:
  • massas (g) iniciais de reagentes; ou
  • números de mols iniciais; ou
  • volumes e condições (P,T) para gases; ou
  • concentrações iniciais (M) para reagentes em solução; ou
  • massa experimental de produto (para rendimento); ou
  • dados de equilíbrio (concentrações/pressões iniciais e K, ou K e condições).
Sem esse dado específico não se obtêm respostas numéricas.

Resposta

Não é possível calcular valores numéricos porque o enunciado está incompleto: só foi dada a equação balanceada e não foram listadas as quantidades a calcular nem fornecidos valores iniciais. Para resolver numericamen­te, informe pelo menos uma das grandezas sugeridas no passo 10 (por exemplo: massa de NH_3 ou massa de O_2, ou volumes/pressões/temperatura para gases, ou massa experimental de produto, ou dados de equilíbrio).

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