Para resolver a questão, vamos analisar as duas partes separadamente. a) Quantos quilogramas de hematita (Fe2O3) são necessários para produzir 1120 kg de Fe? 1. Primeiro, vamos converter a massa de Fe para gramas: \[ 1120 \, \text{kg} = 1120 \times 1000 \, \text{g} = 1120000 \, \text{g} \] 2. Agora, usando a relação da equação balanceada: \[ \text{Fe2O3} + 3 \text{C} \rightarrow 2 \text{Fe} \] Para cada 2 moles de Fe produzidos, 1 mole de Fe2O3 é consumido. 3. Calculamos quantos moles de Fe correspondem a 1120000 g: \[ \text{Moles de Fe} = \frac{1120000 \, \text{g}}{56 \, \text{g/mol}} = 20000 \, \text{mol} \] 4. Como a relação é de 2 moles de Fe para 1 mole de Fe2O3, precisamos de: \[ \text{Moles de Fe2O3} = \frac{20000 \, \text{mol}}{2} = 10000 \, \text{mol} \] 5. Agora, calculamos a massa de Fe2O3 necessária: \[ \text{Massa de Fe2O3} = 10000 \, \text{mol} \times 160 \, \text{g/mol} = 1600000 \, \text{g} = 1600 \, \text{kg} \] b) Calcule, em condições ambientes, quantos litros de CO são obtidos por mol de Fe produzido. 1. A equação balanceada nos diz que para cada 2 moles de Fe produzidos, 3 moles de CO são gerados. 2. Portanto, para 1 mol de Fe, a quantidade de CO produzida é: \[ \text{Moles de CO} = \frac{3}{2} \, \text{mol de CO por mol de Fe} \] 3. Assim, para 1 mol de Fe, temos: \[ \text{Moles de CO} = 1 \times \frac{3}{2} = 1.5 \, \text{mol de CO} \] 4. Agora, usando o volume molar nas condições ambientes (24 L/mol): \[ \text{Volume de CO} = 1.5 \, \text{mol} \times 24 \, \text{L/mol} = 36 \, \text{L} \] Resumindo: - Para a letra a, são necessários 1600 kg de hematita para produzir 1120 kg de Fe. - Para a letra b, são produzidos 36 litros de CO por mol de Fe produzido.