Físico-QuímicaFuvest- Estequiometria Tópico resolvido

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Mars3M4
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Mar 2020 07 19:44

Fuvest- Estequiometria

Mensagem não lida por Mars3M4 »

O tanque externo do ônibus espacial Discovery carrega, separados, 1,20 x 106 L de hidrogênio líquido a –253 ºC e 0,55 x 106 L de oxigênio líquido a -183ºC. Nessas temperaturas, a densidade do hidrogênio é 34 mol/L (equivalente a 0,068 g/mL) e a do
oxigênio é 37 mol/L (equivalente a 1,18 g/mL).

Massa molar (g/mol)
H........................1,0
O......................16
Considerando o uso que será feito desses dois
líquidos, suas quantidades (em mols), no tanque,
são tais que há

A) 100% de excesso de hidrogênio.
B) 50% de excesso de hidrogênio.
C) proporção estequiométrica entre os dois.
D) 25% de excesso de oxigênio.
E) 75% de excesso de oxigênio.
Resposta

gab c
Agradeço a ajuda :D




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Planck
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Mar 2020 08 00:27

Re: Fuvest- Estequiometria

Mensagem não lida por Planck »

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.

Última edição: Planck (Dom 08 Mar, 2020 15:28). Total de 1 vez.



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Mars3M4
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Mar 2020 08 20:28

Re: Fuvest- Estequiometria

Mensagem não lida por Mars3M4 »

Planck escreveu:
Dom 08 Mar, 2020 00:27
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.
Obrigado novamente, Planck. :D:D




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