Aunque tu problema pueda parecer muy complicado es, en realidad muy fácil de hacer. En primer lugar vamos a escribir la reacción que tiene lugar:
[tex]NaN_3\ \to\ Na + \frac{3}{2}N_2[/tex]
Como sólo tenemos que relacionar la azida y el nitrógeno, y teniendo en cuenta que P y T son iguales para ambos airbags:
[tex]130\ g\ NaN_3\ \to\ 65\ L\ N_2[/tex]
[tex]\ \ \ \ x\ \ \ \ \ \ \ \to\ 134\ L\ N_2[/tex]
x = 268 g [tex]\bf NaN_3[/tex]
Otra forma más "química" de plantearlo sería en función de la estequiometría:
Si nos fijamos en la estequiometría entre la azida y el nitrógeno veremos que por cada mol de azida que reaccione se obtienen 1,5 mol de nitrógeno.
La masa molecular de la azida es 23 ·1 + 14 · 3 = 65 g. Así que la masa que nos dan serán:
[tex]130\ g\ NaN_3\cdot \frac{1\ mol}{65\ g} = 2\ mol\ NaN_3[/tex]
Teniendo en cuenta la estequiometría:
[tex]2\ mol\ NaN_3\cdot \frac{1,5\ mol\ N_2}{1\ mol\ NaN_3} = 3\ mol\ N_2[/tex]
Ahora podemos aplicar una simple proporción entre el volumen y los moles, ya que las condiciones de presión y temperatura han de ser las mismas para ambos airbag (el del piloto y el del copiloto).
[tex]V = k\cdot n\ \to\ k = \frac{V}{n} = \frac{65\ L}{3\ mol} = 21,67\frac{L}{mol}[/tex]
[tex]n_{NaN_3} = \frac{134\ L\ N_2}{21,67\frac{L}{mol}} = 6,18\ mol\ N_2[/tex]
Sólo nos queda convertir este dato en moles de azida y luego en masa de azida:
[tex]6,18\ mol\ N_2\cdot \frac{1\ mol\ NaN_3}{1,5\ mol\ N_2}\cdot \frac{65\ g}{1\ mol} = \bf 267,8\ g\ NaN_3[/tex]
Como puedes ver, por ambos caminos el resultado es el mismo ;-)
