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PRÁTICA COM QUESTÕES OFICIAIS

Questão 8 (Química) da 2ª fase do ITA 2022

Química · Química: Reagente limitante, pureza e rendimento

Texto-base das questões 01 a 10 · Química

Constantes

Constante de Avogadro (\text{N}_\text{A}) = 6{,}02 \times 10^{23}\ \text{mol}^{-1}
Constante de Faraday (\text{F}) = 9{,}65 \times 10^4\ \text{C}\cdot\text{mol}^{-1} = 9{,}65 \times 10^4\ \text{A}\cdot\text{s}\cdot\text{mol}^{-1} = 9{,}65 \times 10^4\ \text{J}\cdot\text{V}^{-1}\cdot\text{mol}^{-1}
Carga elementar = 1{,}60 \times 10^{-19}\ \text{C}
Constante dos gases (\text{R}) = 8{,}21 \times 10^{-2}\ \text{atm}\cdot\text{L}\cdot\text{K}^{-1}\cdot\text{mol}^{-1} = 8{,}31\ \text{J}\cdot\text{K}^{-1}\cdot\text{mol}^{-1} = 1{,}98\ \text{cal}\cdot\text{K}^{-1}\cdot\text{mol}^{-1}
Constante de Planck (\text{h}) = 6{,}63 \times 10^{-34}\ \text{J}\cdot\text{s}
Velocidade da luz no vácuo = 3{,}0 \times 10^8\ \text{m}\cdot\text{s}^{-1}
Número de Euler (\text{e}) = 2{,}72

Definições

Pressão: 1\ \text{atm} = 760\ \text{mmHg} = 1{,}01325 \times 10^5\ \text{N}\cdot\text{m}^{-2} = 1{,}01325\ \text{bar}
Energia: 1\ \text{J} = 1\ \text{N}\cdot\text{m} = 1\ \text{kg}\cdot\text{m}^2\cdot\text{s}^{-2} = 6{,}24 \times 10^{18}\ \text{eV}
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 0\ ^\circ\text{C} e 1\ \text{atm}
Condições ambientes: 25\ ^\circ\text{C} e 1\ \text{atm}
Condições padrão: 1\ \text{bar}; concentração das soluções = 1\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1} (rigorosamente: atividade unitária das espécies); sólido com estrutura cristalina mais estável nas condições de pressão e temperatura em questão.
(\text{s}) = sólido. (\ell) = líquido. (\text{g}) = gás. (\text{aq}) = aquoso. (\text{conc}) = concentrado. (\text{ua}) = unidades arbitrárias.
\text{u.m.a.} = unidade de massa atômica. [\text{X}] = concentração da espécie química \text{X} em \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}
\ln \text{X} = 2{,}3 \log \text{X}
\text{EPH} = eletrodo padrão de hidrogênio

Dados eventualmente necessários:

\text{e}^{10} = 2{,}2 \times 10^4

Massas Molares

Elemento Químico Número Atômico Massa Molar (\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}) Elemento Químico Número Atômico Massa Molar (\text{g}\cdot\text{mol}^{-1})
H 1 1,01 Cl 17 35,45
B 5 10,81 K 19 39,10
C 6 12,01 Ca 20 40,08
N 7 14,01 Mn 25 54,94
O 8 16,00 Br 35 79,90
F 9 19,00 Ag 47 107,87
Na 11 22,99 I 53 126,90
Mg 12 24,30 Hg 80 200,59
P 15 30,97 Pb 82 207,19
S 16 32,06 Pa 91 231,04

Em um reator químico vazio, mantido a altas temperaturas, injeta-se uma mistura gasosa, com massa molar aparente igual a 29\text{ g}\boldsymbol{\bm{\cdot}}\text{mol}^{-1}, constituída de amônia e oxigênio puros. Os gases reagem entre si formando óxido nítrico e água no estado gasoso. Ao final do processo, toda a amônia é consumida e são formados 20 mol de óxido nítrico. A respeito deste processo, pede-se:

a) A equação química balanceada.

b) Os valores numéricos das frações molares de amônia e de oxigênio no início da reação.

c) O valor numérico da porcentagem de reagente em excesso.

d) Os valores numéricos das quantidades (em mols) das espécies químicas no final da reação.

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Resolução comentada

a) Os reagentes são \ce{NH3} e \ce{O2}, e os produtos são \ce{NO} e \ce{H2O}. Balanceando: N fica 1:1, então 4\ \ce{NH3} dão 4\ \ce{NO}. Os H dão 12, então 6\ \ce{H2O}. Os O somam 4+6=10, então 5\ \ce{O2}.

4\ \ce{NH3(g)} + 5\ \ce{O2(g)} \longrightarrow 4\ \ce{NO(g)} + 6\ \ce{H2O(g)}

Equação balanceada: 4\ \ce{NH3} + 5\ \ce{O2} \rightarrow 4\ \ce{NO} + 6\ \ce{H2O}.

b) A massa molar aparente é a média ponderada das massas molares pelas frações molares. Com M(\ce{NH3}) = 17{,}04\ \text{g/mol} e M(\ce{O2}) = 32{,}00\ \text{g/mol}, e x sendo a fração molar de \ce{NH3}:

17{,}04\,x + 32{,}00\,(1-x) = 29 \Rightarrow 14{,}96\,x = 3 \Rightarrow x \approx 0{,}20

Logo, a fração molar de \ce{O2} é 1-0{,}20 = 0{,}80.

x(\ce{NH3}) \approx 0{,}20 e x(\ce{O2}) \approx 0{,}80.

c) Foram formados 20 mol de \ce{NO} e toda a amônia foi consumida. Pela proporção 4:4, havia inicialmente 20 mol de \ce{NH3}. Como x(\ce{NH3}) = 0{,}20, o total inicial era 20/0{,}20 = 100 mol, dos quais 80 mol eram de \ce{O2}.

O \ce{O2} consumido segue a proporção 4:5:

n(\ce{O2})_{\text{consumido}} = 20\cdot\frac{5}{4} = 25\ \text{mol}

O excesso é 80-25 = 55 mol. A porcentagem de excesso é medida em relação à quantidade estequiometricamente necessária:

\frac{55}{25}\times 100\% = 220\%

O \ce{O2} está em excesso de 220% (55 mol sobram, o que equivale a 68,75% do \ce{O2} inicial).

d) Ao final, a amônia foi toda consumida. As quantidades são:

  • \ce{NH3}: 0 mol.
  • \ce{O2}: 80-25 = 55 mol.
  • \ce{NO}: 20 mol.
  • \ce{H2O}: 20\cdot\frac{6}{4} = 30 mol.

O total é 105 mol. Ele é maior que os 100 mol iniciais, pois a reação aumenta o número de mols de gás (9\rightarrow10).

n(\ce{NH3})=0; n(\ce{O2})=55 mol; n(\ce{NO})=20 mol; n(\ce{H2O})=30 mol.

Assuntos: Reagente limitante, pureza e rendimento, Cálculo estequiométrico.

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Fonte: ITA 2ª fase 2022 · Química. Prova oficial ↗