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3) A equação quimica a seguir, representa a reação de combustão não balanceada do gas hidrogênio
(H2).
H₂(g) + O₂(g) → H₂O)
Calcule a massa de H2O produzida, quando são consumidos 800 g de gas hidrogênio (Ha).
Dados: M (H) - 1 g/mol M (0) = 16 g/
mol
4) A equação abaixo, representa a reação não balanceada de produção de amônia (NH), a partir de
gas nitrogénio (N2) e gás hidrogênio (He):
N2 (9) + H2(g) NH3(g)
durante o experimento foram utilizados 18 g de gás hidrogênio H2 e 84 gramas de gás nitrogênio n 12 porém Foram obtidos apenas 60 g de amônia nh3 nesse sentido calcule
a) massa teórica de amônia que será produzida se totalizar os reagentes fossem consumidos na reação dados m h igual a 1 g mol m = 14 g mol
b) o rendimento para a produção de amônia em porcentagem durante os experimentos ​

Sagot :

Resposta:

3) A massa de H2O produzida a partir de 800 g de H2 é 7200 g

4a) A massa teórica de amônia obtida quando 84 gramas de nitrogênio reagem com 18 g de hidrogênio é 102 g

4b) O rendimento da reação quando obtemos 60 g de NH3 a partir de  84 gramas de nitrogênio e 18 g de hidrogênio é: 58,8%

Explicação:

Vamos inicialmente ajustar os coeficientes da equação

2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O

A equação agora está ajustada e podemos então resolver o problema

Temos que relacionar hidrogênio com a água e essa relação pe uma relação massa x massa. Dessa forma devemos calcular as massas molares do hidrogênio e da água a partir das massas atômicas: H = 1 u e O = 16 u

H2 = 2x1 = 2 g/mol

H2O = 2x1+1x16 = 18g/mol

Vamos agora, relacionar as substâncias envolvidas e pela reação observamos que 2 mol de H2 fornecem 2 mol de H2O ou seja a proporção é de 2:2 ou 1:1

H2                H2O

2                    18        

800                m

m = 18x800/2 = 7200 g de H2O  

Vamos considerar a síntese da amônia cuja equação devidamente ajustada  é:

3 H₂(g) + N₂(g) → 2 NH3

As massas molares das substâncias envolvidas calculadas a partir das massas atômicas de seus elementos  H = 1 u, N =14u, são:

H2 = 2x1 = 2 g/mol

N2 = 2x14 = 28 g/mol

NH3 = 14+3x1 = 17 g/mol

Estequiométricamente temos então as seguintes massas:

3 H₂(g) + N₂(g) → 2 NH3

3x2          28          2x17

6 g          28 g       34 g  (Observe a obediência à Lei de Lavoisier)

18 g         84 g      102 g (Observe que as quantidades usadas correspondem a 3 vezes a quantidade teórica

a) Assim deveríamos ter produzido 102 g de NH3

 

b) O rendimento da reação foi

R = (quantidade produzida / quantidade teórica que deveria ter sido produzida)x100

R = 60x100/102 = 58,8%

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