Soluçoes do manual Química 11 PDF

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####### PROPOSTAS DE RESOLUÇÃOcarla rodrigues carla santos lúcia miguelote paulo santosFÍSICA E QUÍMICA A11.º ANO / ENSINO SECUNDÁRIOquímica© AREAL EDITORESQUÍMICA 11 A1SUBDOMÍNIOASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS1 REAÇÕES QUÍMICASPágina 40 Opção (B). Opção (C). 14 = (7 * 2) átomos de alumín...

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PROPO

STA

carla rodrigues carla santos lúcia miguelote paulo santos

U ÇÃO

11.º ANO / ENSINO SECUNDÁRIO

11

E SOL S DE R

FÍSICA E QUÍMICA A

a c i m í u q

QUÍMICA 11 A

DOMÍNIO EQUILÍBRIO QUÍMICO IO SUBDOMÍN

1

ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

1.1

REAÇÕES QUÍMICAS

Página 40 1.

Opção (B).

2.

Opção (C). 14 = (7 * 2) átomos de alumínio e 84 = [7* (3* 4)] átomos de oxigénio.

3.

Opção (D). Esta equação química não está acertada, porque o número de átomos de cada elemento químico é diferente em ambos os lados da equação.

4.

(NH4)2SO4(s) + 2 OH-(aq) " SO42-(aq) + 2 NH3(g) + 2 H2O(ℓ) OH-, NH 3 e H2O Começa-se por acertar os átomos de nitrogénio (N), porque aparecem apenas uma vez em cada um dos lados da equação, colocando um coeficiente 2 antes da fórmula de NH3. O acerto dos átomos de hidrogénio pode ser feito colocando um coeficiente 2 antes das fórmulas de H2O e OH-. Ao acertar os átomos de hidrogénio, os átomos de oxigénio foram simultaneamente acertados.

5. 5.1.

Opção (A), porque o número total de cada tipo de átomos em ambos os lados da seta da equação é o mesmo, sendo usado o menor dos conjuntos de números inteiros e pequenos.

5.2.

Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier que diz que, em qualquer reação química, a soma das massas dos reagentes e dos produtos da reação se mantém sempre constante. Por conseguinte, o número de átomos de cada elemento químico existente no início da reação tem que ser igual ao número de átomos desse elemento no fim da reação.

Página 41 6.

Esta equação não está acertada nem em relação ao número de átomos nem em relação à carga elétrica. O acerto dos átomos de Cℓ pode ser feito por colocação do coeficiente 2 antes do Cℓ-. Para acertar os átomos de O basta colocar um coeficiente 4 antes do H2O. O acerto dos átomos de H pode ser feito colocando um coeficiente 8 antes do H+. 8 H+(aq) + 2 Cℓ-(aq) + MnO4-(aq) " Cℓ2(g) + Mn3+(aq) + 4 H2O(ℓ) A equação química ficou acertada em relação ao número de átomos mas não em relação às cargas. Como o número de cargas positivas é superior no lado dos reagentes, deve aumentar-se a carga negativa nesse lado da equação até igualar a carga no lado dos produtos da reação (+3). Para isso substituiu-se o coeficiente 2 antes do Cℓ- pelo coeficiente 4. Conseguiu-se acertar as cargas, mas, em contrapartida, passou a ser diferente o número de átomos de Cℓ. O acerto dos átomos de cloro pode ser feito colocando um coeficiente 2 antes do Cℓ2. 8 H+(aq) + 4 Cℓ-(aq) + MnO4-(aq) " 2 Cℓ2(g) + Mn3+(aq) + 4 H2O(ℓ)

7.

Opção (D). A equação química está acertada em relação ao número de átomos mas não em relação às cargas. Para garantir que a carga total dos reagentes é igual à carga total dos produtos da reação e que, simultaneamente, o número total de átomos de cada elemento químico se mantém, a equação iónica acertada ficaria, com o conjunto de números inteiros mais pequenos: 3 Cu(s) + 2 Aℓ3+(aq) " 3 Cu2+(aq) + 2 Aℓ(s)

8.1.

2

Recipiente A: 2 Aℓ(s) + 6 H+(aq) " 2 Aℓ3+(aq) + 3 H2(g) Recipiente B: Mg(s) + 2 H+(aq) " Mg2+(aq) + H2(g)

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8.

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PROPOSTAS DE RESOLUÇÃO

8.2.

Depois de terminadas as reações, o nível da coluna I deverá ser mais baixo do que o nível da coluna II uma vez que no recipiente I se forma 1,5 vezes mais quantidade de gás hidrogénio do que no recipiente II, fazendo com que a pressão no recipiente I seja superior à pressão no recipiente II.

9. 9.1.

Duas moles de moléculas de metano reagem com três moles de moléculas de oxigénio e duas moles de moléculas de amoníaco originando duas moles de moléculas de ácido cianídrico e seis moles de moléculas de água.

9.2.

Opção (A). A razão molar entre CH4 e HCN é 2 mol CH4 : 2 mol HCN, pelo que a quantidade de matéria de metano que reage é igual à quantidade de matéria de ácido cianídrico que se forma. A razão molar entre CH4 e H2O é 2 mol CH4 : 6 mol H2O, pelo que a quantidade de matéria de água que se forma é o triplo da quantidade de matéria de metano que reage (3 * 12mol = 36mol).

Página 42 10. 10.1.

A razão molar é 2 mol C8H18 : 16 mol CO2 então: 16 16 n(CO2) = n(C8H8) § n(CO2) = * 22 = 176 mol 2 2

10.2.

Determinar a quantidade de matéria de octano consumida: M(C8H18) = 114,26 g mol-1 45,0 = 0,394 mol m = n M ± n(C8H18) = 114,26 Determinar a quantidade de matéria estequiométrica de O2: A razão molar é 25 mol O2 : 2 mol C8H18 pelo que: 25 25 n(O2) = n(C8H8) § n(O2) = * 0,394 § n(O2) = 4,93 mol 2 2 Determinar o volume de O2: V = n Vm ± V = 4,93 * 22,4 = 110 dm3

10.3.

3,40 * 1015 = 2,98 * 1013 mol 114,26 Como a razão molar é 2molC8H18 : 16molCO2, então: 16 16 n(CO2) = n(C8H8) § n(CO2) = * 2,98 * 1013 = 2,38 * 1014 mol 2 2 M(CO2) = 44,01 g mol-1

m = n M ± n(C8H18) =

m = n M § m(CO2) = 2,38 * 1014 * 44,01 = 1,05 * 1016 g 11. 11.1.

O acerto dos átomos de cloro pode ser feito pela colocação do coeficiente 2 antes do MgCℓ2. Conseguiu-se que o número de átomos de cloro ficasse igual dos dois lados da equação, mas, em contrapartida, passou a ser diferente o número de átomos de magnésio. Para acertar os átomos de magnésio coloca-se um coeficiente 2 antes do Mg. TiCℓ4(ℓ) + 2 Mg(s) " 2 MgCℓ2(s) + Ti(s)

11.2.

Opção (C). Determinar a quantidade de matéria de titânio: M(Ti) = 47,87 g mol-1 m = n M ± n(Ti) =

54,0 = 1,13 mol 47,87

3

QUÍMICA 11 A

A razão molar é 1 mol TiCℓ4 : 1 mol Ti, pelo que a quantidade de matéria de TiCℓ4 consumida é igual à quantidade de matéria de titânio formada. n(TiCℓ4) = n(Ti) = 1,13 mol Exprimir o resultado nas unidades solicitadas no enunciado: M(TiCℓ4) = 189,67 g mol-1 m = n M ± m(TiCℓ4) = 1,13 * 189,67 = 2,14 * 102 g Página 43 12. 12.1.

A equação não está acertada, porque o número de átomos de nitrogénio é diferente em ambos os lados da equação. O acerto dos átomos de nitrogénio pode ser feito pela colocação do coeficiente 3 antes do N 2 e colocando um 2 antes do NaN 3. Conseguiu-se que o número de átomos de nitrogénio ficasse igual dos dois lados da equação, mas, em contrapartida, passou a ser diferente o número de átomos de sódio. Oacerto dos átomos de sódio pode ser feito colocando um coeficiente 2 antes do símbolo Na. 2 NaN 3(s) " 2 Na(s) + 3 N 2(g)

12.2.

Determinar a quantidade de matéria de N 2 necessária para encher o airbag: 44,8 V = n Vm ± n(N 2) = = 2,00 mol 22,4 Sendo a razão molar 2 mol NaN 3 : 3 mol N 2, então: 2 2 n(NaN 3) = * n(N 2) § n(NaN 3) = * 2,00 = 1,33 mol 3 3 Exprimir o resultado nas unidades solicitadas no enunciado: M(NaN 3) = 65,02 g mol-1 m = n M ± m(NaN 3) = 1,33 * 65,02 = 86,5 g

13.

Calcular a massa de SO2 produzida durante um dia e convertê-la em quantidade de matéria: m(SO2) = 24 * 12,8 = 3,07 * 102 kg ± m(SO2) = 3,07 * 105 g M(SO2) = 64,07 g mol-1

3,07 * 105 = 4,79 * 103 mol 64,07 A razão molar é 2 mol CaCO3 : 2 mol SO2 pelo que n(CaCO3) = n(SO2) = 4,79 * 103 mol. m = n M ± n(SO2) =

M(CaCO3) = 100,09 g mol-1 m = n M ± m(CaCO3) = 4,79 * 103 * 100,09 = 4,79 * 105 g

1.2

REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO

14.

Se for mais perigoso manusear um regente do que outro(s) é importante garantir que esse reagente não estará presente no final da reação, pelo que, se deverá usar o outro(s) regente(s) em excesso. Atendendo a que parte do reagente que for adicionado em excesso permanece no final misturado com o produto da reação, é preferível que a substância em excesso seja uma substância que permita uma fácil separação e isolamento do produto da reação. 4 Como a razão molar é 4molAℓ :3molO2, então o alumínio será reagente limitante se estiver numa proporção inferior a e será 3 reagente em excesso se estiver numa proporção superior. 1 4 a) < , logo é o Aℓ 1 3 b) 4 > 4, logo é o O2 2,6 3

4

c) 16 < 4 , logo é o Aℓ 13 3 7,4 4 < , logo é o Aℓ d) 6,5 3

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15.

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PROPOSTAS DE RESOLUÇÃO

16. 16.1.

Deve garantir-se que a quantidade de óxido de potássio incorporado no aparelho de respiração de emergência é suficiente para produzir a quantidade de oxigénio necessária para o usuário sobreviver durante 10 minutos. É também necessário garantir que a quantidade de dióxido de carbono presente é suficiente para reagir com toda a massa de KO2.

Página 44 16.2.

Opção (A). A razão molar é 4 mol KO2 : 2 mol CO2

16.3.

a) Calcular o volume de O2 por minuto consumido na respiração e convertê-lo em quantidade de matéria por minuto: VO2 = 0,05 * Var § VO2 = 0,05 * 7,5 = 0,38 L/min 0,38 = 1,7 * 10-2 mol/min 22,4 Calcular a quantidade de matéria equivalente de KO2 consumida por minuto para gerar a quantidade de matéria de O2 necessária à respiração.

V = n Vm ± n(O2) =

Como a razão molar é 4 mol KO2 : 3 mol O2, então: n(KO2) = 4 n(O2) § n(KO2) = 4 * 1,7 * 10-2 = 2,3 * 10-2 mol/min 3 3 Calcular a massa de KO2 M(KO2) = 71,10 g mol-1 m = n M ± m(KO2) = 2,3 * 10-2 * 71,10 = 1,6 g min-1 Calcular a massa de KO2 ao fim de 10 min mtotal(KO2) = 10 * 1,6 = 16 g b) Calcular a quantidade de matéria de CO2 necessária para reagir com 1,6 g de KO2: M(KO2) = 71,10 g mol-1

m = n M ± n(KO2) = 16 = 2,3 * 10-1 mol 71,10 Como a razão molar é 4 mol KO2: 2 mol CO2, então: 2 2 n(CO2) = n(KO2) § n(CO2) = * 2,3 * 10-1 = 1,2 * 10-1 mol min-1 4 4 Calcular a quantidade de matéria de dióxido de carbono produzida no processo de respiração e comparar com o resultado anterior: Nos 10 min produziram-se: n(O2) = 1,7 * 10-2 * 10 = 1,7 * 10-1 mol Como a razão molar é 6 mol O2 : 6 mol CO2, e se a rapidez da reação for a mesma, então: n(CO2) = n(O2) = 1,7 * 10-1 mol Se considerarmos que a rapidez de todas as transformações químicas é idêntica, a quantidade de matéria de dióxido de carbono produzida no processo de respiração é suficiente pois é superior (1,7 * 10-1 mol) à necessária (1,2 * 10-1 mol) para reagir com todo o óxido de potássio (2,3 * 10-1 mol), pelo que corresponderia ao reagente em excesso, sendo o reagente limitante o KO2. 17. 17.1.

Determinar a quantidade de matéria de cada um dos reagentes. M(C) = 12,01 g mol-1 m = n M ± n(C) =

17,5 § n(C) = 1,46 mol 12,01

5

QUÍMICA 11 A

M(SO2) = 64,07 g mol-1 m = n M ± n(SO2) =

225,2 § n(SO2) = 3,515 mol 64,07

Como a razão molar é 5 mol C: 2 mol SO2, então: 2 2 n(SO2) = n(C) § n(SO2) = * 1,46 = 0,584 mol < 3,515 mol 5 5 Como a quantidade de matéria de dióxido de enxofre disponível é superior à quantidade de matéria estequiométrica, então o carbono corresponderá ao reagente limitante. 17.2.

Partindo da quantidade de matéria de carbono, como a razão molar é 5 mol C : 1 mol CS2, então: n(CS2) = 1 n(C) § n(CS2) = 1 * 1,46 = 0,292 mol 5 5 M(CS2) = 76,15 g mol-1 m = n M ± m(CS2) = 0,292 * 76,15 § m(CS2) = 22,2 g

17.3.

A quantidade de matéria de dióxido de enxofre que fica por reagir pode ser calculada pela diferença entre a quantidade de matéria inicial e a que reagiu: n(SO2)excesso = n(SO2)inicial - n(SO2)reagiu ± n(SO2)excesso = 3,515 - 0,584 § n(SO2)excesso = 2,931 mol

18.

Calcular a quantidade de matéria de reagentes: n c = ± n(HCℓ) = 1,0 * 100,0 * 10-3 § n(HCℓ) = 1,0 * 10-1 mol V M(MgO) = 40,31 g mol-1 2,5 m = n M ± n(MgO) = § n(MgO) = 6,2 * 10-2 mol 40,31 Calcular a quantidade de matéria estequiométrica de MgO: Como a razão molar é 1 mol MgO : 2 mol HCℓ, então: 1 1 n(MgO) = n(HCℓ) § n(MgO) = * 1,0 * 10-1 = 5,0 * 10-2 mol < 6,2 * 10-2 mol 2 2 Como a quantidade de matéria de óxido de magnésio é superior à quantidade de matéria estequiométrica, então é o reagente em excesso, pelo que o HCℓ será o reagente limitante.

19. 19.1.

Opção (D).

Página 45 19.2.

Opção (B). Determinar a quantidade de matéria de oxigénio que é necessária para reagir com a quantidade de matéria de dióxido de enxofre: Como a razão molar é 2 mol SO2 : 1 mol O2, então: 1 1 n(O2) = n(SO2) § n(O2) = * 0,12 = 0,060 mol < 0,25 mol 2 2 Como a quantidade de matéria de oxigénio disponível é superior à quantidade de matéria estequiométrica, então o dióxido de enxofre corresponderá ao reagente limitante. Partindo do reagente limitante, determinar a quantidade de matéria estequiométrica de SO3:

N = n NA ± N = 4 * 0,12 * 6,02 * 1023 § N = 2,9 * 1023 átomos 19.3.

6

Utiliza-se um excesso de oxigénio porque é um reagente barato e vai garantir a maior conversão possível do dióxido de enxofre.

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Como a razão molar entre SO2 e SO3 é 2 mol SO2: 2 mol SO3, a quantidade de matéria de SO2 gasta é igual à quantidade de matéria de SO3 formada. n(SO2) = n(SO3) = 0,12 mol

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PROPOSTAS DE RESOLUÇÃO

1.3

GRAU DE PUREZA DE UMA AMOSTRA

20.

Determinar a quantidade de matéria de ácido sulfúrico consumido: M(H2SO4) = 98,09 g mol-1

9,86 § n(H2SO4) = 0,101 mol 98,09 Determinar a quantidade de matéria estequiométrica de hidróxido de sódio: m = n M ± n(H2SO4) =

Como a razão molar é 2 mol NaOH : 1 mol H2SO4, então: n(NaOH) = 2 * n(H2SO4) § n(NaOH) = 2 * 0,101 § n(NaOH) = 0,202 mol M(NaOH) = 40,00 g mol-1 m = n M ± m(NaOH) = 0,202 * 40,00 § m(NaOH) = 8,08 g Determinar o grau de pureza pela expressão 8,08 Grau de pureza = = 0,808 ± Grau de pureza = 80,8% 10,0 A amostra cumpre os requisitos da empresa, uma vez que apresenta um grau de pureza superior a 80%. 21. 21.1.

Cálculo da massa de carbonato de cálcio pura que existe na amostra: msubstância pura msubstância pura Grau de pureza = ± 0,83 = § msubstância (pura) = 500 * 0,83 = 415 g mamostra 500 1

21.2.

2

1

2

Cálculo da quantidade de matéria de CaCO3 puro: M(CaCO3) = 100,09 g mol-1

415 § n(CaCO3) = 4,15 mol 100,09 Determinação da quantidade de matéria de CaO obtida: m = n M ± n(CaCO3) =

A razão molar entre CaCO3 e CaO é 1 mol CaCO3 : 1 mol CaO pelo que a quantidade de matéria de CaCO3 consumida é igual à quantidade de matéria de CaO formada: n(CaCO3) = n(CaO) = 4,15 mol 22.

Opção (A) Calcular a massa de FeS2 puro: m m Grau de pureza = substância pura ± 0,75 = substância 300 mamostra 1

2

1

pura2

§ msubstância (pura) = 300 * 0,75 §

§ msubstância (pura) = 225 kg ± msubstância (pura) = 2,25 * 105 g Calcular a quantidade de matéria de FeS2: M(FeS2) = 119,99 g mol-1 2,25 * 105 § n(FeS2) = 1,88 * 103 mol m = n M ± n(FeS2) = 119,99 Determinar a quantidade de matéria estequiométrica de Fe2O3: Como a razão molar é 4molFeS2 :2molFe2O3, então: 2 2 n(Fe2O3) = n(FeS2) § n(Fe2O3) = * 1,88 * 103 = 9,40 * 102 mol 4 4 Exprimir o resultado na unidade solicitada: M(Fe2O3) = 159,70 g mol-1 m = n M ± m(Fe2O3) = 9,40 * 102 * 159,70 § m(Fe2O3) = 1,50 * 105 g = 150 kg

7

QUÍMICA 11 A

Página 46 23. 23.1.

Calcular a quantidade de matéria de Aℓ formada: M(Aℓ) = 26,98 g mol-1

2,50 * 104 § n(Aℓ) = 9,27 * 102 mol 26,98 Determinar a quantidade de matéria estequiométrica de Aℓ2O3: m = n M ± n(Aℓ) =

Como a razão molar é 2molAℓ2O3 :4molAℓ, então: 2 2 n(Aℓ2O3) = n(Aℓ) § n(Aℓ2O3) = * 9,27 * 102 = 4,64 * 102 mol 4 4 Exprimir o resultado na unidade solicitada: M(Aℓ2O3) = 101,96 g mol-1 m = n M ± m(Aℓ2O3) = 4,64 * 102 * 101,96 = 4,73 * 104 g 23.2.

Grau de pureza =

23.3.

Grau de pureza =

4,73 * 104 4,73 * 104 m substância pura ± 0,84 = § mamostra = § mamostra = 5,6 * 104 g ± mamostra = 56 kg 0,84 mamostra mamostra 1

2

msubstância pura m ± 0,84 = substância pura4 § msubstância (pura) = 0,84 * 2,5 * 104 § mamostra 2,5 * 10 1

2

1

2

§ msubstância (pura) = 2,1 * 104 g ± msubstância (pura) = 21 kg Determinar a quantidade de matéria de cada um dos reagentes. M(C) = 12,01 g mol-1 m = n M ± n(C) =

3

5,0 * 10 § n(C) = 4,2 * 102 mol 12,01

M(Aℓ2O3) = 101,96 g mol-1 4 2,1 * 10 m = n M ± n(Aℓ2O3) = § n(Aℓ2O3) = 2,0 * 102 mol 101,96

1.4

RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

24.

(i) A ocorrência de reações secundárias ou laterais em simultâneo com a reação principal; (ii) a existência de impurezas desconhecidas nos reagentes; (iii) reações incompletas que não convertem a totalidade de reagentes (limitante) em produtos da reação; (iv) perdas no isolamento e purificação do produto desejado.

25. 25.1.

SiO2(s) + 2 C(s) " Si(ℓ) + 2 CO(g)

25.2.

Calcular a quantidade de matéria de SiO2 que reagiu: M(SiO2) = 60,09 g mol-1 m = n M ± n(SiO2) =

8

155,8 * 103 § n(SiO2) = 2,593 * 103 mol 60,09

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Como a razão molar é 3 mol C : 2 mol Aℓ2O3, então: n(Aℓ2O3) = 2 n(C) § n(Aℓ2O3) = 2 * 4,2 * 102 § n(Aℓ2O3) = 2,8 * 102 mol 3 3 Como a quantidade de matéria de óxido de alumínio disponível é inferior à quantidade de matéria estequiométrica, então o carbono corresponderá ao reagente em excesso

PROPOSTAS DE RESOLUÇÃO

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Determinar a quantidade de matéria estequiométrica de carbono: Como a razão molar é 1molSiO2 :2molC, então: n(C) = 2 n(SiO2) § n(C) = 2 * 2,593 * 103 = 5,186 * 103 mol Exprimir o resultado em unidade de massa: M(C) = 12,01 g mol-1 m = n M ± n(C) = 5,186 * 103 * 12,01 § m(C) = 6,228 * 104 g Determinar a massa total de antracite: m 6,228 * 104 Grau de pureza = substância pura ± 0,95 = § mamostra = 6,6 * 104 g mamostra mamostra 1

25.3.

2

Como a razão molar é 1 mol SiO2: 1 mol Si, a quantidade de matéria de SiO2 consumida é igual à quantidade de matéria de Si prevista estequiometricamente: n(SiO2) = n(Si) = 2,593 * 103 mol M(Si) = 28,09 g mol-1 m = n M ± m(Si) = 2,593 * 103 * 28,09 § m(Si) = 7,284 * 104 g ± m(Si) = 72,84 kg m 58,3 h(%) = obtida * 100 ± h(%) = * 100 § h(%) = 80,0% 72,84 mprevista

26.

Calcular a quantidade de matéria de hidrazina prevista estequiometricamente: M(NH2CONH2) = 60,07 g mol-1 232,4 * 103 m = n M ± n(NH2CONH2) = § n(NH2CONH2) = 3,869 * 103 mol 60,07 Como a razão molar é 1 mol NH2CONH2: 1 mol N 2H4, a quantidade de matéria de NH2CONH2 consumida é igual à quantidade de matéria de N 2H4 prevista estequiometricamente. n(NH2CONH2) = n(N 2H4) = 3,869 * 103 mol Determinar a massa de hidrazina realmente obtida: n n obtido h = obtido ± 0,92 = § nobtido = 3,6 * 103 mol nprevisto 3,869 * 103 M(N 2H4) = 32,06 g mol-1 m = n M ± m(N 2H4) = 3,6 * 103 * 32,06 § m(N 2H4) = 1,2 * 105 g ± m(N 2H4) = 120 kg

27. 27.1.

Determinar a quantidade de matéria de cada um dos reagentes: M(NH3) = 17,04 g mol-1 3 136,4 * 10 m = n M ± n(NH3) = § n(NH3) = 8,005 * 103 mol 17,04 M(CO2) = 44,01 g mol-1 211,4 * 103 m = n M ± n(CO2) = ± n(CO2) = 4,803 * 103 mol 44,01 Determinar a quantidade de matéria estequiométrica necessária de amoníaco: Como a razão molar é 2 mol NH3 : 1 mol CO2, então: n(NH3) = 2 n(CO2) § n(NH3) = 2 * 4,803 * 103 = 9,606 * 103 mol > 8,005 * 103 mol Como a quantidade de matéria existente de amoníaco é inferior à quantidade de matéria estequiométrica, então corresponderá ao reagente limitante.

27.2.

Determinar a quantidade de matéria de dióx...