Leia o texto a seguir para responder às questões de 3 a 5.
A amônia (NH₃) é muito utilizada na agricultura na produção de fertilizantes. Graças aos trabalhos do químico Fritz Haber (1868-1934) e do engenheiro químico William Carl Bosch (1874-1940) esse composto pode ser produzido em escala industrial em um processo que ficou conhecido como processo Haber-Bosch. A amônia é produzida pelo processo Haber-Bosch a partir dos gases nitrogênio (N₂) e hidrogênio (H₂).

3. Escreva a equação química que representa o processo Haber-Bosch e indique a proporção estequiométrica da reação.

4. Para 5 mol de N₂ e 10 mol de H₂ indique qual é o reagente limitante e qual é o reagente em excesso.

Question

Leia o texto a seguir para responder às questões de 3 a 5.
A amônia (NH₃) é muito utilizada na agricultura na produção de fertilizantes. Graças aos trabalhos do químico Fritz Haber (1868-1934) e do engenheiro químico William Carl Bosch (1874-1940) esse composto pode ser produzido em escala industrial em um processo que ficou conhecido como processo Haber-Bosch. A amônia é produzida pelo processo Haber-Bosch a partir dos gases nitrogênio (N₂) e hidrogênio (H₂).

3. Escreva a equação química que representa o processo Haber-Bosch e indique a proporção estequiométrica da reação.

4. Para 5 mol de N₂ e 10 mol de H₂ indique qual é o reagente limitante e qual é o reagente em excesso.

Accepted Answer

Vamos resolver cada questão:

**5-) Quantidade de amônia produzida com 80% de rendimento:**

A equação do processo Haber-Bosch é:
$$ \text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightarrow 2\text{NH}_3 $$

Para 5 mol de $\text{N}_2$ e 10 mol de $\text{H}_2$, o reagente limitante é o $\text{H}_2$. Com 10 mol de $\text{H}_2$, podemos produzir $ \frac{10}{3} = 3.33 $ mol de $\text{NH}_3$.

A massa molar da amônia ($\text{NH}_3$) é 17 g/mol, então a massa teórica de amônia é:
$$ 3.33 \, \text{mol} \times 17 \, \text{g/mol} = 56.61 \, \text{g} $$

Com um rendimento de 80%:
$$ 56.61 \, \text{g} \times 0.80 = 45.29 \, \text{g} $$

**8-) Equações químicas:**

a) $$ 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{H}_2 + \text{O}_2 $$

b) $$ \text{HNO}_3 + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaNO}_3 + \text{H}_2\text{O} $$

c) $$ \text{S} + \text{O}_2 \rightarrow \text{SO}_2 $$

**9-) Diferença entre Dalton e Avogadro:**

- Dalton propôs que os átomos de diferentes elementos se combinam em proporções fixas para formar compostos.
- Avogadro sugeriu que volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

**13-) Combustão de metano:**

a)
- Completa: $$ \text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} $$
- Incompleta: $$ 2\text{CH}_4 + 3\text{O}_2 \rightarrow 2\text{CO} + 4\text{H}_2\text{O} $$

b) O fator determinante é a quantidade de oxigênio disponível. A combustão completa ocorre com oxigênio em excesso.

**14-) Combustão do etanol:**

a) Massas moleculares:
- $\text{C}_2\text{H}_6\text{O}$: $2 \times 12 + 6 \times 1 + 16 = 46 \, \text{u}$
- $\text{CO}_2$: $12 + 2 \times 16 = 44 \, \text{u}$
- $\text{H}_2\text{O}$: $2 \times 1 + 16 = 18 \, \text{u}$

b) Massa de oxigênio consumida:
Reação balanceada: $\text{C}_2\text{H}_6\text{O} + 3\text{O}_2 \rightarrow 2\text{CO}_2 + 3\text{H}_2\text{O}$

Consumo de $\text{O}_2$:
$$ 3 \, \text{mol} \times 32 \, \text{g/mol} = 96 \, \text{g} $$

**15-) Fórmula molecular e massa molar:**

a) Fórmula mínima: $\text{CH}_2\text{O}$
Massa da fórmula mínima: $12 + 2 \times 1 + 16 = 30 \, \text{u}$

Fórmula molecular: $\text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2$ (já que $60/30 = 2$)

b) Massa molar: $60 \, \text{g/mol}$

Leia o texto a seguir para responder às questões de 3 a 5. A...

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