Qual a quantidade máxima de amônia \left(\mathrm{NH}_{3}\right), em gramas, que pode ser obtida a partir de uma mistura de 140 g de gás nitrogênio \left(\mathrm{N}_{2}\right) com 18 g de gás hidrogênio \left(\mathrm{H}_{2}\right), conforme a reação:
\mathrm{N}_{2}+\mathrm{H}_{2} \rightarrow \mathrm{NH}_{3}

Passo 1

O enunciado nos dá uma mistura de 140,g de \mathrm{N_{2}} e 18,g de \mathrm{H_{2}} e pede a massa máxima de \mathrm{NH_{3}} que pode se formar. O conteúdo aqui é estequiometria de reações químicas e reagente limitante.

Passo 2

Precisamos primeiro balancear a reação. A equação correta do processo de Haber é
\mathrm{N_{2}} + 3\,\mathrm{H_{2}} \longrightarrow 2\,\mathrm{NH_{3}}

Passo 3

Calcular o número de mols de cada reagente usando massas molares:
– Massa molar de \mathrm{N_{2}}: M(\mathrm{N_{2}})=28, g\cdot mol^{-1}, logo
n(\mathrm{N_{2}})=\frac{140}{28}=5\;\text{mol}.
– Massa molar de \mathrm{H_{2}}: M(\mathrm{H_{2}})=2, g\cdot mol^{-1}, logo
n(\mathrm{H_{2}})=\frac{18}{2}=9\;\text{mol}.

Passo 4

Determinar o reagente limitante comparando proporções estequiométricas:
Para consumir 5 mol de \mathrm{N_{2}} seriam necessários 5\times3=15 mol de \mathrm{H_{2}}, mas só há 9 mol de \mathrm{H_{2}}. Portanto, \mathrm{H_{2}} é o reagente limitante.

Passo 5

Usando a estequiometria da reação, cada 3 mol de \mathrm{H_{2}} gera 2 mol de \mathrm{NH_{3}}. Logo, com 9 mol de \mathrm{H_{2}} formam-se
n(\mathrm{NH_{3}})=9\times\frac{2}{3}=6\;\text{mol}.

Passo 6

Converter os mols de \mathrm{NH_{3}} em massa usando M(\mathrm{NH_{3}})=17, g\cdot mol^{-1}:
m(\mathrm{NH_{3}})=6\times17=102\;\text{g}.

Resposta

A massa máxima de \mathrm{NH_{3}} obtida é 102,g.

Exercícios relacionados