# "1.95 g" # de # "H" _2 # pode reagir com # "9.94 g" # de # "N" _2 #, produzindo # "1.56 g" # de # "NH" _3 #. Qual é o rendimento teórico em gramas para esta reação sob as condições dadas?

Comece escrevendo a equação química balanceada que descreve essa reação

#"N"_ (2(g)) + 3"H"_ (2(g)) -> 2"NH"_ (3(g))#

Observe que para cada #1# toupeira de nitrogênio gasoso que participa da reação, a reação consome #3# moles de gás hidrogênio e produz #2# moles de amônia.

Agora, a primeira coisa que você precisa fazer aqui é descobrir se está lidando com uma reagente limitante.

Use o massas molares dos dois reagentes para converter as massas em moles

#1.95 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole H"_2/(2.016color(red)(cancel(color(black)("g")))) = "0.9673 moles H"_2#

#9.94 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole N"_2/(28.0134color(red)(cancel(color(black)("g")))) = "0.3548 moles N"_2#

Agora, para todas as toupeiras de nitrogênio gasoso para participar da reação, você precisaria

#0.3548 color(red)(cancel(color(black)("moles N"_2))) * "3 moles H"_2/(1color(red)(cancel(color(black)("mole N"_2)))) = "1.0644 moles H"_2#

No seu caso, você não possui moles suficientes de gás hidrogênio para permitir que isso aconteça

#overbrace("1.0644 moles H"_2)^(color(blue)("what you need")) " " > " " overbrace("0.9673 moles H"_2)^(color(blue)("what you have"))#

então você pode dizer que o gás hidrogênio atuará como o reagente limitante, ou seja, será completamente consumido pela reação antes todas as moles de gás nitrogênio terão a chance de reagir.

Você pode dizer que a reação consumirá #0.9673# moles de hidrogênio gasoso e produzir

#0.9673 color(red)(cancel(color(black)("moles H"_2))) * "2 moles NH"_3/(3color(red)(cancel(color(black)("moles H"_2)))) = "0.6449 moles NH"_3#

Para converter isso em gramas, Utilize o massa molar de amônia

#0.6449 color(red)(cancel(color(black)("moles NH"_3))) * "17.031 g"/(1color(red)(cancel(color(black)("mole NH"_3)))) = color(darkgreen)(ul(color(black)("11.0 g")))#

A resposta é arredondada para três sig figs.

Então, isso representa o rendimento teórico da reação, ou seja, o que você esperaria que a reação produzisse no #100%# produzir.

No seu caso, você sabe que a reação produzida #"1.56 g"# de amônia, então seu objetivo agora é descobrir o número de gramas de amônia que a reação produz para cada #"100 g"# de amônia que teoricamente poderia produzir, ou seja, o por cento de rendimento da reação.

#100 color(red)(cancel(color(black)("g NH"_3color(white)(.)"in theory"))) * ("1.56 g NH"_3color(white)(.)"produced")/(11.0color(red)(cancel(color(black)("g NH"_3color(white)(.)"in theory")))) = "14.2 g NH"_3color(white)(.)"produced"#

Assim, você pode dizer que o percentual de rendimento da reação é igual a

#color(darkgreen)(ul(color(black)("% yield = 14.2%")))#

Mais uma vez, a resposta é arredondada para três sig figs.