(PUC-MG) Em julho de 1997, uma explosão danificou um avião da TAM em pleno vôo, fazendo uma vítima fatal. Algum tempo depois, a perícia constatou que a explosão se deveu a uma bomba que tinha, como um dos componentes, o nitrato de amônio. A decomposição térmica do nitrato de amônio produz grande volume de gases e considerável quantidade de calor, de acordo com a reação:
\mathrm{NH}_{4} \mathrm{NO}_{3(\mathrm{~s})} \rightarrow 2 \mathrm{~N}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})}
Supondo que o fabricante dessa bomba tivesse utilizado 320 g de nitrato de amônio, qual seria a quantidade, em gramas, de oxigênio produzido?

Passo 1

O enunciado apresenta a reação de decomposição do nitrato de amônio:
\mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3(s)\longrightarrow 2\,\mathrm{N}_2(g)+\mathrm{O}_2(g)+\mathrm{H}_2\mathrm{O}(g)
e pede para calcular a massa de \mathrm{O}_2 produzida quando se utiliza 320 g de \mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3. Para isso precisamos aplicar estequiometria: converter massa em mols, usar razões mol‐mol da reação e voltar a converter mols em massa.

Passo 2

Primeiro, vamos calcular a massa molar de \mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3. Temos dois átomos de nitrogênio, quatro de hidrogênio e três de oxigênio:
M(\mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3) =2\times14,0 + 4\times1,0 + 3\times16,0 = 28,0 + 4,0 + 48,0 = 80,0\\ \mathrm{g/mol}.
Logo, o número de mols de reagente é
n(\mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3) =\frac{320\\ \mathrm{g}}{80,0\\ \mathrm{g/mol}}=4,0\\ \mathrm{mol}.

Passo 3

A equação balanceada mostra que de cada 1 mol de \mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3 forma-se 1 mol de \mathrm{O}_2. Portanto,
n(\mathrm{O}_2)=n(\mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3)=4,0\\ \mathrm{mol}.

Passo 4

Agora convertemos mols de \mathrm{O}_2 em massa. A massa molar de \mathrm{O}_2 é
M(\mathrm{O}_2)=2\times16,0=32,0\\ \mathrm{g/mol},
então
m(\mathrm{O}_2)=n(\mathrm{O}_2)\times M(\mathrm{O}_2) =4,0\\ \mathrm{mol}\times32,0\\ \mathrm{g/mol}=128\\ \mathrm{g}.

Resposta

A massa de oxigênio produzida seria 128 g.

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