Para resolver essa questão, vamos seguir os passos necessários: 1. Converter a energia liberada de kcal para kJ: - 0,979 kcal × 4,184 kJ/kcal = 4,1 kJ (aproximadamente). 2. Entender a reação: - A reação libera 411,2 kJ para 2 moles de NH4NO3. - Portanto, para 1 mole de NH4NO3, a energia liberada é 411,2 kJ / 2 = 205,6 kJ. 3. Calcular quantos moles de NH4NO3 são necessários para liberar 4,1 kJ: - Usando a relação: \[ \text{Moles necessários} = \frac{4,1 \text{ kJ}}{205,6 \text{ kJ/mol}} \approx 0,0199 \text{ mol}. \] 4. Calcular a massa de NH4NO3 necessária: - A massa molar de NH4NO3 é 80 g/mol. - Portanto, a massa necessária é: \[ \text{Massa} = 0,0199 \text{ mol} \times 80 \text{ g/mol} \approx 1,592 \text{ g}. \] 5. Considerar a pureza do nitrato de amônio: - Como a pureza é de 80%, a massa total de nitrato de amônio que precisamos é: \[ \text{Massa total} = \frac{1,592 \text{ g}}{0,80} \approx 1,99 \text{ g}. \] Assim, a massa de nitrato de amônio com 80% de pureza necessária para a liberação de 0,979 kcal de energia é aproximadamente 2,0 g. Portanto, a alternativa correta é: (A) 2,0g.