E aí,
Mars3M4.
A base desse exercício está em proporções estequiométricas. Nesse contexto, o que vamos fazer é analisar essas proporções. Primeiro, para o hidrogênio:
[tex3]\begin{array}{ccccc}
\text{volume} & & &\text{mol} \\
1 & — & — &34 \\
1,20 \cdot 10^{6} &— &—& x
\end{array} \,\, \implies \,\, x = 40,8 \cdot 10^{6} \text{ mol de H}_2[/tex3]
Para o Oxigênio:
[tex3]\begin{array}{ccccc}
\text{volume} & & &\text{mol} \\
1 & — & — &37 \\
0,55 \cdot 10^{6} &— &—& x
\end{array} \,\, \implies \,\, x = 20,35 \cdot 10^{6} \text{ mol de O}_2[/tex3]
A reação de combustão do hidrogênio é dada por:
[tex3]2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\ \text{H}_2 \text{O}[/tex3]
Note que temos [tex3]40,8 \cdot 10^ 6 \text{ mol de H}_2[/tex3]
reagindo com [tex3]20,35 \cdot 10^6 \text{mol de O}_2[/tex3]
. Note que o excesso é praticamente desprezível, cerca de [tex3]0,2\%[/tex3]
. Com isso, podemos afirmar que a proporção é estequiométrica entre os dois.