Por que indústrias de fertilizantes dependem tanto de gases da atmosfera? A síntese de amônia (NH3), essencial…
Publicado por Alexandre Lombardi dos Santos, fundador do GeraProva
Comparar quantidades de reagentes e produtos envolvidos em transformações químicas, estabelecendo a proporção entre as suas massas.
Fonte: Base Nacional Comum Curricular (MEC).Questão
Por que indústrias de fertilizantes dependem tanto de gases da atmosfera? A síntese de amônia (NH3), essencial na produção de fertilizantes, ocorre pela reação: N2 + 3 H2 ? 2 NH3. Em um ensaio piloto, foram consumidos 28 kg de N2 e 12 kg de H2 para gerar 34 kg de NH3. Analise o texto-base e determine a massa de NH3 produzida quando 14 kg de N2 reagem em proporção indicada.
- A) 46 kg de NH3
- B) 12 kg de NH3
- C) 17 kg de NH3
- D) 24 kg de NH3
- E) 7 kg de NH3
✅ Resposta correta: alternativa C
Resolução passo a passo
- Identifique a reação balanceada: N2 + 3 H2 → 2 NH3. Ela mostra a proporção em mols: 1 mol de N2 produz 2 mols de NH3.
- Calcule as massas molares. N2 = 2 x 14 = 28 g/mol. NH3 = 14 + 3 x 1 = 17 g/mol. Assim, 1 mol de N2 (28 g) produz 2 mols de NH3 (2 x 17 = 34 g).
- Use os dados do ensaio piloto como confirmação: 28 kg de N2 geraram 34 kg de NH3, o que é consistente com a razão 28 : 34 da reação.
- Monte a regra de três com a massa de N2 do problema. 28 kg de N2 → 34 kg de NH3; 14 kg de N2 → x. Então x = 14 x 34 / 28 = 17 kg de NH3.
- Conclusão: a alternativa correta é a C (17 kg de NH3). O gabarito oficial está correto e coincide com a resolução feita de forma independente.
- Por que as outras estão erradas: A (46 kg) não corresponde a nenhuma relação estequiométrica do problema; B (12 kg) é a massa de H2 do ensaio, não de NH3; D (24 kg) não respeita a proporção entre N2 e NH3; E (7 kg) ignora as massas molares e usa apenas a metade da massa de N2.
💡 Dica: Use regra de três para calcular a massa de NH3 produzida a partir da massa dada de N2.
Alternativa por alternativa
Provavelmente somou a massa de NH3 do ensaio (34 kg) com a massa de H2 (12 kg), tratando como se o hidrogênio não tivesse sido consumido e se mantivesse na soma final.
Por que engana: Confundir as proporções estequiométricas ou aplicar incorretamente a regra de três, levando a resultados errados.
Copiou diretamente a massa de H2 informada no ensaio piloto (12 kg) como se fosse a massa de NH3 pedida, sem relacionar a massa de N2 à de NH3 pela reação.
Proporção: 28 kg N2 gera 34 kg NH3, logo 14 kg N2 gera 34×(14/28)=17 kg NH3.
Provavelmente multiplicou a massa de H2 (12 kg) pelo coeficiente 2 do NH3, ou seja, tratou o hidrogênio como base do cálculo quando a questão pede a partir do N2.
Dividiu a massa de N2 por 2 usando apenas a razão dos coeficientes (1 para 2), sem considerar que o NH3 tem massa molar de 17 g/mol e o N2 de 28 g/mol.
Raio-X da questão
reação química estequiometria massa
avaliacao
reação química básica · regra de três simples
Estude proporções estequiométricas e regra de três aplicada a reações químicas.
Confundir as proporções estequiométricas ou aplicar incorretamente a regra de três, levando a resultados errados.
tomada_decisao
cientifico
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