Um reagente químico puro contém 70% de nitrogênio, 20% de oxigênio e 10% de hidrogênio em massa. Se 50g desse reagente forem completamente oxidados, produzindo dióxido de nitrogênio (NO₂), água (H₂O) e dióxido de carbono (CO₂), qual é a massa de dióxido de nitrogênio produzida?

Explicação

Primeiramente, determinamos a composição em massa do reagente: 70% de N, 20% de O e 10% de H. Com 50g do reagente, temos 35g de N, 10g de O e 5g de H. As reações de oxidação são: N + O₂ → NO₂ e H + O → H₂O (completando a oxidação do hidrogênio). A oxidação do nitrogênio produz NO₂. Cada mol de N produz 1 mol de NO₂. A massa molar de N é 14g/mol e a de NO₂ é 46g/mol. Portanto, 35g de N correspondem a 35 / 14 = 2,5 mol de N, que produzirão 2,5 mol de NO₂. A massa de NO₂ produzida é então 2,5 mol * 46g/mol = 115g. No entanto, devemos considerar a estequiometria e a limitação dos reagentes. A oxidação do hidrogênio também consome oxigênio, e o nitrogênio compete com o hidrogênio pelo oxigênio disponível. Para simplificar, considerando a reação de formação de NO₂ a partir de N e O₂: N₂ + 2O₂ → 2NO₂. Para 35g de N (2,5 mol), teoricamente precisaríamos de 5 mol de O₂ para oxidar todo o N, mas apenas 10g de O estão disponíveis (0,625 mol). Portanto, o oxigênio é o limitante. A reação limitada pelo oxigênio disponível é 2N + O₂ → 2NO. Com 0,625 mol de O₂, podemos oxidar 0,625 mol de N, produzindo 0,625 mol de NO₂. A massa de NO₂ produzida é então 0,625 mol * 46g/mol = 28,75g, que arredondamos para 28g devido às aproximações.