O dióxido de nitrogênio contribui para a formação de chuva ácida como resultado de sua reação com água na atmosfera, de acordo com a equação:
3 NO2+H2 O 2 HNO3+NO
Na reação entre 2, 76 g de NO2 e 0,54 g de água, ocorre:
Excesso de 0,18 g de água?
Produção de 1,26 g de ácido nítrico?
Formação de ,90 g de óxido nítrico, NO?
Formação de uma massa total de produtos (HNO3 + NO) igual a 3,30 g?
Consumo de 1,38 g de dióxido de nitrogênio?

Passo 1

Vamos analisar o problema: temos a reação química onde 3 moléculas de dióxido de nitrogênio ( NO2) reagem com 1 molécula de água ( H2O) para formar 2 moléculas de ácido nítrico ( HNO3) e 1 molécula de óxido nítrico ( NO). O conteúdo da matéria envolve estequiometria, que é a parte da química que estuda as relações quantitativas entre os reagentes e os produtos nas reações químicas. Para resolver, vamos precisar calcular as massas molares dos reagentes e produtos, determinar os moles disponíveis de cada reagente e identificar o reagente limitante.

Passo 2

Primeiro, vamos calcular as massas molares dos compostos envolvidos:
  • NO2: Nitrogênio (N) = 14 g/mol, Oxigênio (O) = 16 g/mol × 2 = 32 g/mol → Total = 14 + 32 = 46 g/mol
  • H2O: Hidrogênio (H) = 1 g/mol × 2 = 2 g/mol, Oxigênio (O) = 16 g/mol → Total = 2 + 16 = 18 g/mol
  • HNO3: Hidrogênio (H) = 1 g/mol, Nitrogênio (N) = 14 g/mol, Oxigênio (O) = 16 g/mol × 3 = 48 g/mol → Total = 1 + 14 + 48 = 63 g/mol
  • NO: Nitrogênio (N) = 14 g/mol, Oxigênio (O) = 16 g/mol �� Total = 14 + 16 = 30 g/mol

Passo 3

Agora, vamos calcular o número de moles de cada reagente que temos:
  • Moles de NO2: 2,76 g46 g/mol approx 0,06 mol
  • Moles de H2O: 0,54 g18 g/mol = 0,03 mol

Passo 4

Vamos identificar o reagente limitante. Pela equação balanceada:
3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO
Para cada 3 moles de NO2, precisamos de 1 mol de H2O. Vamos ver a proporção dos nossos reagentes:
  • Necessitamos de 13 times 0,06 mol = 0,02 mol de H2O para reagir completamente com 0,06 mol de NO2.
Como temos 0,03 mol de H2O disponível e apenas precisamos de 0,02 mol, o NO2 é o reagente limitante.

Passo 5

Agora, vamos calcular o excesso ou o consumo dos reagentes:
  • H2O consumido: 0,02 mol (como calculado acima)
  • H2O disponível: 0,03 mol
  • Excesso de H2O: 0,03 mol - 0,02 mol = 0,01 mol
Convertendo para massa: 0,01 mol times 18 g/mol = 0,18 g de água em excesso.

Passo 6

Vamos calcular a produção dos produtos:
  • HNO3 produzidos: 23 times 0,06 mol = 0,04 mol
  • Massa de HNO3: 0,04 mol times 63 g/mol = 2,52 g
  • NO produzido: 13 times 0,06 mol = 0,02 mol
  • Massa de NO: 0,02 mol times 30 g/mol = 0,60 g

Passo 7

Vamos verificar o consumo de NO2:
  • Nossos reagentes inicialmente eram 0,06 mol de NO2.
  • Como NO2 é o limitante, todo esse mol foi consumido.
  • Massa consumida de NO2: 0,06 mol times 46 g/mol = 2,76 g

Passo 8

Finalmente, vamos calcular a massa total dos produtos:
  • Massa total dos produtos: 2,52 g (HNO3) + 0,60 g (NO) = 3,12 g
No entanto, há uma pequena diferença devido a arredondamentos nos cálculos.

Resposta

  • Excesso de 0,18 g de água
  • Produção de 2,52 g de ácido nítrico (não corresponde à opção 1,26 g)
  • Formação de 0,60 g de óxido nítrico (não corresponde à opção 0,90 g)
  • Formação de uma massa total de produtos igual a 3,12 g (aproximadamente 3,30 g considerando arredondamentos)
  • Consumo de 2,76 g de dióxido de nitrogênio (não corresponde à opção 1,38 g)
Portanto, a única afirmação correta é Excesso de 0,18 g de água.

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