Sabendo que uma amostra de 10,70 g de cloreto de amónio, NH4Cl, foi aquecida na presença de hidróxido de sódio até total decomposição, segundo a equação química: determinar a massa e o volume (PTN) de amoníaco libertado.

A reação fornecida já está balanceada: $NH_{4}Cl + NaOH \rightarrow NH_{3} + NaCl + H_{2}O$ Logo, a estequiometria entre $NH_4Cl$ e $NH_3$ é de $1:1$ (1 mol de $NH_4Cl$ gera 1 mol de $NH_3$).

1) Cálculo dos mols de $NH_4Cl$ Massa molar: $M(NH_4Cl)=14{,}0+4\cdot 1{,}0+35{,}5=53{,}5\,g\,mol^{-1}$ Mols na amostra: $n(NH_4Cl)=\frac{10{,}70}{53{,}5}=0{,}200\,mol$

2) Mols, massa e volume de $NH_3$ produzido Pela proporção 1:1: $n(NH_3)=0{,}200\,mol$ Massa molar do amoníaco: $M(NH_3)=14{,}0+3\cdot 1{,}0=17{,}0\,g\,mol^{-1}$ Massa liberada: $m(NH_3)=n\cdot M=0{,}200\cdot 17{,}0=3{,}40\,g$

Em PTN (CNTP), usa-se $V_m=22{,}4\,L\,mol^{-1}$. Volume liberado: $V(NH_3)=n\cdot V_m=0{,}200\cdot 22{,}4=4{,}48\,L$

Portanto, a amostra libera $3{,}40\,g$ de $NH_3$, correspondendo a $4{,}48\,L$ em PTN.

Alternativa correta: não há alternativas (resposta numérica).