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Semana 19
Professores: Allan Rodrigues
Xandão
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RESUMO
Reações reversíveis
Viemos estudando as reações químicas onde há consumo total de compostos reagentes - aqueles que estão antes da seta - e formação de produtos - aqueles que estão depois da seta. Algumas rea-ções, no entanto, ocorrem em 2 sentidos, ao mesmo tempo: o sentido DIRETO, em que há con-sumo de reagentes para formar produtos; e o sen-tido INVERSO, em que os produtos são consumi-dos para formarem novamente os reagentes. Estas reações são chamadas reversíveis.
O que indica que uma reação reversível entrou em equilíbrio são 2 coisas:
• A velocidade do sentido direto se iguala à
do sentido inverso (v1= v2);
Fonte: http://curriculodequimica.blogs-pot.com/2009_05_01_archive.html
• A quantidade de todos os compostos en-volvidos permanece constante.
Veja um exem-plo: 3 H2(g) + N2(g) ⇌ 2 NH3(g) Fonte: http://curriculodequimica.blogs-pot.com/2009_05_01_archive.html
Repare que, no exemplo acima, o sistema inicial é composto apenas por H2 e N2, que começam a
re-agir entre si (a se consumirem), o que diminui suas quantidades ao longo do tempo. Com isso, a amô-nia (NH3) começa a ser formada, ou seja, aumenta
sua quantidade ao longo do tempo. Após um tempo, o NH3 se concentra no sistema e começa a
se decompor, formando novamente N2 e H2, que
continuam reagindo entre si, formando mais NH3,
e assim sucessivamente. Aí o equilíbrio é atingido. Após este acontecimento, as quantidades de H2,
N2 e NH3 não se alteram mais, embora as reações
continuem acontecendo dentro do sistema. O que dá a impressão de que nada está acontecendo é o fato de as velocidades das reações direta e in-versa estarem igualadas.
Constantes de Equilíbrio
As constantes de equilíbrio aparecem na análise da reação reversível em termos quantitativos. Ou seja, a partir de agora vamos lidar com cálculos que nos permitam detalhar como a reação está ocorrendo. Para tanto, precisaremos de um exemplo especí-fico. Vejamos a mesma reação abordada anterior-mente, mas agora com aspectos quantitativos. Exemplo: Foram introduzidos, em um recipiente de 1L, 6 mol de N2, e 16 mol de H2. Verificou-se, no
equilíbrio, a existência de 8 mol de NH3.
Para calcularmos as quantidades dos reagentes presentes no sistema após atingido o equilíbrio, fa-zemos uma tabela, que completamos aos poucos, da seguinte forma:
✓ Se no início não havia NH3, e no equilíbrio
tem 8 mol desse composto, foi porque formaram-se 8 mol de NH3. Então, na linha “reagiu”/coluna “2
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✓ Uma vez que se formaram 8 mol de NH3,
pela proporção, calculamos que consumiram-se 4 mol de N2 (regra de 3).
Veja:
1 mol N2 2 mol NH3 X mol N2 8 mol NH3 X = 4 mol
Logo, na linha “reagiu”/coluna “N2”,
completa-mos com “4 mol”.
Se no início havia 6 mol de N2 dos quais 4 mol
foram consumidos, restaram 2 mol de N2 para
comporem a situação de equilíbrio (6 – 4 = 2). Logo, completamos a linha “equilíbrio”/coluna “N2” com “2 mol”.
✓ Utiliza-se o mesmo raciocínio para comple-tar a coluna “H2”. Começamos com a regra de 3:
3 mol H2 2 mol NH3 Y mol H2 8 mol NH3 Y = 12 mol
Logo, na linha “reagiu”/coluna “H2”,
completa-mos com “12 mol”.
Se no início havia 16 mol de H2 dos quais 12 mol
foram consumidos, restaram 4 mol de H2 para
comporem a situação de equilíbrio (16 – 12 = 4). Logo, completamos a linha “equilíbrio”/coluna “H2” com “4 mol”. N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 INÍCIO 6 mol 16 mol --- REAGIU 4 mol 12 mol 8 mol EQUILÍ-BRIO 2 mol 4 mol 8 mol
OBS: A linha “reagiu”, para os reagentes, significa “consumiu”; para os produtos, significa “formou”. Agora já temos todas as informações necessárias para calcularmos as constantes de equilíbrio dessa reação, as quais podem ser em termos de concentração e em termos de pressão.
→ Em termos de concentração (Kc):
No equilíbrio, como vimos antes, a veloci-dade da reação direta (vd) é igual à velocidade da
reação inversa (vi). Deste princípio, extraímos a
fór-mula que determina o Kc.
→ Acompanhe:
Como a reação é elementar (ocorre em uma única etapa), utilizamos a lei de velocidade em função dos coeficientes dos compostos.
vd = kd [H2]3[N2] vd = vi kd [H2]³[N2] = ki [NH3]² vi = ki [NH3]2 kd ki = [NH3]² [H2]3[N2] ∴ kd ki = 𝐊𝐊𝐜𝐜 Onde:
vd = velocidade da reação direta;
vi = velocidade da reação inversa;
kd = constante da lei de velocidade da reação
di-reta;
ki = constante da lei de velocidade da reação
in-versa;
[NH3/N2/H2] = Concentração em mol/L dos gases.
Kc = constante de equilíbrio da reação.
✓ A razão kd/ki é que origina a constante de
equilíbrio Kc (em termos de concentração).
✓ Como o recipiente dito na questão é de 1L, as concentrações dos compostos são: [N2]=2mol/L, [H2]=4mol/L e [NH3]=8mol/L.
✓ Substituindo, na equação, as concentra-ções dos produtos no equilíbrio, conforme calculamos, temos:
Kc= (8mol.L
−1)²
(4mol.L−1)³(2mol.L−1)=12= 0,5mol. L−2
Genericamente, dizemos que: Kc= [P]
𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐 𝑑𝑑𝑐𝑐 𝑝𝑝𝑝𝑝𝑐𝑐𝑑𝑑𝑝𝑝𝑐𝑐𝑐𝑐
[R]𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐 𝑑𝑑𝑐𝑐 𝑝𝑝𝑐𝑐𝑟𝑟𝑟𝑟𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐
Importante!
Compostos SÓLIDOS não são representados na expressão da constante de equilíbrio.
✓ Compostos LÍQUIDOS PUROS também não serão representados na expressão da constante de equilíbrio.
✓ Em termos de pressão (Kp):
Pode ser calculada em equilíbrios que envolve-rem pelo menos 1 composto gasoso. Basta que cal-culemos as pressões parciais dos gases envolvi-dos.
Vamos calcular o Kp do exemplo utilizado ao
longo deste resumo, considerando que a pressão total daquele sistema seja 4 atm:
→ Cálculo da pressão parcial de cada gás (PN2, PH2 e PNH3):
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PN2=nnN2 total×Ptotal= 2 mol 14 mol ×4 atm = 4 7 atm PH2=nnH2 total×Ptotal= 4 mol 14 mol ×4 atm = 8 7 atm PNH3=nnNH3 total×Ptotal= 8 mol 14 mol ×4 atm = 16 7 atmOpa! Fração molar?
Vamos relembrar. É a porcentagem (em número de mols) em que um composto químico está dentro da mistura que o contém. Em outras palavras, é a quantidade em mols de determinada substância em relação à quantidade total de mols de todas as substâncias presentes em uma mistura.
Representa-se com um “X” e é calculada da seguinte forma (para um composto químico hipo-tético A):
XA=nnA total
Onde:
XA = Fração molar do composto A;
nA = número de mols do composto A;
ntotal = número de mols de todos os compostos
pre-sentes na mistura somados.
→ Cálculo do Kp: Kp=(P(PNH3)² N2)(PH2)³= (16)² (7)² (4) (7) .(8)³(7)³ =498 = 6,125
Genericamente, dizemos que:
Kp= (Pprodutos) 𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐. 𝑑𝑑𝑐𝑐𝑑𝑑 𝑝𝑝𝑝𝑝𝑐𝑐𝑑𝑑𝑝𝑝𝑝𝑝𝑐𝑐𝑑𝑑 (Preagentes)𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐. 𝑑𝑑𝑐𝑐𝑑𝑑 𝑝𝑝𝑐𝑐𝑟𝑟𝑟𝑟𝑐𝑐𝑟𝑟𝑝𝑝𝑐𝑐𝑑𝑑 Legenda: PN2/PN2/PNH3 Pressão parcial do gás nH2/nN2/nNH3 Número de mols do gás
ntotal Número de mols do sistema
Ptotal Pressão total do sistema
Há uma relação entre Kp e Kc que nos permite
en-contrar o valor de uma constante a partir da outra, quando tivermos a constante geral dos gases (R) e a temperatura do sistema (T). Essa relação se dá pela expressão:
Kp= Kc(RT)Δn
OBS: Δn é a variação do número de mols, e se cal-cula da seguinte forma (no caso da produção de amônia):
1 N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3
Δn = 2 – (1 + 3) Δn = –2
Ou seja, é a diferença entre a soma dos co-eficientes dos produtos gasosos e a soma dos coe-ficientes dos reagentes gasosos.
Importante!
a. Só compostos GASOSOS são representa-dos na expressão do Kp.
b. Quando não houver variação do número de mols (Δn=0), Kp=Kc.
→ Quociente de uma reação (Qc):
É calculado da mesma forma que o Kc, porém
ele não se restringe a situações de equilíbrio, po-dendo ser utilizado em qualquer instante da reação reversível. Por este motivo, o quociente de reação é muito calculado para determinar se uma reação está em equilíbrio, quando se sabe o valor de sua constante de equilíbrio (Kc). Veja no exemplo da
produção de amônia:
Qc=[N[NH3]² 2][H2]³
Onde:
Qc = Quociente da reação;
[NH3/N2/H2] = Concentração em mol/L dos gases.
EXERCÍCIOS DE AULA
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foi verificada a existência de 33,4 g de gás cloro. Qual das opções a seguir contém o valor aproxi-mado da constante (Kc) do equilíbrio estabelecido dentro do cilindro e representado pela seguinte
equação química? PCℓ5(g) ⇌ PCℓ3(g) + Cℓ2(g) Dado: Cℓ = 35,5 g/mol a) 0,179 b) 0,22 c) 0,42 d) 2,38 e) 4,52
2.
Em motores de combustão interna, o óxido nítrico é produzido a partir da reação representada pela seguinte equação química: Em condições ambientes, a concentração de NO na atmosfera corresponde a 10-13 mol.L-1, sendo aconstante de equilíbrio da reação, Kc, igual a 5 × 10-31. Entretanto, sob temperatura elevada, como
nos motores de veículos, essa concentração é de 10-5 mol.L-1.
Admitindo-se que não há variação nas concentrações de N2 e O2, calcule o valor de Kc sob
tempera-tura elevada.
3.
A oxidação de SO2 a SO3 é uma das etapas da produção de ácido sulfúrico.2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) 𝚫𝚫𝚫𝚫 < 𝟎𝟎
Em uma indústria, diversas condições para essa oxidação foram testadas. A tabela a seguir reúne dados de diferentes testes:
Número do teste
Reagentes Pressão (atm) Temperatura (°C)
1 SO2(g) + excesso de O2(g) 500 400
2 Excesso de SO2(g) + O2 (g) 500 1000
3 Excesso de SO2(g) + ar 1 1000
4 SO2(g) + excesso de ar 1 400
a) Em qual dos quatro testes houve maior rendimento na produção de SO3? Explique.
b) Em um dado instante t1, foram medidas as concentrações de SO2, O2 e SO3 em um reator
fe-chado, a 1000 °C, obtendo-se os valores: [SO2]=1,0mol/L; [O2]=1,6mol/L; [SO3]=20mol/L.
Conside-rando esses valores, como é possível saber se o sistema está ou não em equilíbrio? Para a reação dada, Kc= 250 a 1000 °C
4.
Em um recipiente de 4,0 L, são colocados 20,85g de PCl5(g). Aquecido a 127°C, verifica-se que ées-tabelecido o seguinte equilíbrio químico: 1 PCl5(g) ↔ 1 PCl3(g) + 1 Cl2(g)
A pressão atingida pelo sistema é de 1,23 atm. Considerando o comportamento do sistema como o de um gás ideal, determine o valor de Kc nesse equilíbrio à mesma temperatura:
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(Dados: R = 0,082 atm . L . K-1 . Mol-1; Massas molares (g/mol): P = 31, Cl = 35,5). a) 4,6 . 10-2
b) 2,3 . 10-2
c) 1,25 . 102
d) 5,7 . 10-2
e) 1,25 . 10-2
5.
Coloca-se para reagir, em um recipiente isolado e de volume constante, um mol de gás hidrogênio e um mol de vapor de iodo, ocorrendo a formação de HI (g), conforme representado pela equaçãoquí-mica
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g)
Atingido o equilíbrio químico, a uma dada temperatura (mantida constante), as pressões parciais das substâncias envolvidas satisfazem a igualdade
(PHI)²
PH2. PI2= 55
a) Calcule a quantidade de matéria, em mol, de HI (g) no equilíbrio.
b) Expresse o valor da pressão parcial de hidrogênio como função do valor da pressão total da mis-tura, no equilíbrio.
6.
A constante de equilíbrio a 298 K para a reação N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g),é igual a 1,0. Num recipientefe-chado, a 298 K, foi preparada uma mistura dos gases N2O4 e NO2 com pressões parciais iniciais de
2,0 e 1,0 bar, respectivamente.
Com relação a esta mistura reacional a 298 K, pode-se afirmar que: ( ) está em equilíbrio.
( ) no equilíbrio, a pressão parcial do gás N2O4 será maior que sua pressão parcial inicial.
( ) no equilíbrio, a pressão parcial do gás NO2 será maior que sua pressão parcial inicial.
( ) no equilíbrio, as pressões parciais do N2O4 e NO2 serão as mesmas que as iniciais.
( ) no equilíbrio, a velocidade da reação direta será igual à velocidade da reação inversa
7.
O carbamato de amônio sólido, NH4OCONH2, se decompõe facilmente, formando os gases NH3 eCO2. Em recipiente fechado, estabelece-se o equilíbrio:
NH4OCONH2(s) ⇌ 2 NH3(g) + CO2(g)
A 20°C, a constante desse equilíbrio, em termos de concentração mol/L, é igual a 4.10–9 .
a) Um recipiente de 2 L, evacuado, contendo inicialmente apenas carbamato de amônio na quanti-dade de 4.10–3 mol foi mantido a 20°C até não se observar mais variação de pressão. Nessas
condi-ções, resta algum sólido dentro do recipiente? Justifique com cálculos.
b) Para a decomposição do carbamato de amônio em sistema fechado, faça um gráfico da concen-tração de NH3 em função do tempo, mostrando a situação de equilíbrio.
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EXERCÍCIOS PARA CASA
1.
Em um recipiente fechado mantido a temperatura constante foram introduzidos monóxidos de car-bono e vapor de água em quantidades tais que suas pressões parciais eram iguais e valiam 0,856 atm cada uma. Após certo, tempo, estabeleceu-se o equilíbrio CO(g) + H2O(g)⇌ CO2(g) + H2(g). Medindo-seen-tão a pressão parcial de CO, obteve-se 0,580 atm. Qual o valor da constante de equilíbrio Kp?
2.
Num recipiente fechado estão contidos 495 g de COCℓ2 à temperatura de 27°C, apresentando umapressão de 1,23 atm. O sistema é aquecido até 327°C, quando ocorre a reação: COCℓ2(g)⇌ CO(g) + Cℓ2(g)
Atingido o equilíbrio, verifica-se a existência de 30% (em quantidade de matéria) de CO na mistura gasosa formada. Calcule a constante de equilíbrio da reação acima, em termos de concentrações na temperatura em que se encontra o sistema.
Dados: C = 12 u; O = 16 u; Cℓ = 35,5 u; R = 0,082 atm . L . K –1 . mol–1
3.
Uma das reações para produção industrial do metanol é dada por:CO(g) + 2 H2(g)⇌ CH3OH(g)
No gráfico a seguir, a reta representa a variação do número de mols de hidrogênio em função do nú-mero de mols de metanol, para diversas condições da reação.
O ponto P representa uma situação de equilíbrio a uma dada temperatura. Calcule a constante de equilíbrio (Kc), neste ponto, quando no início da reação estão presentes 2,0 mols de H2 e 2,0 mols de
CO num volume de 1,0 litro.
4.
Um recipiente fechado de 1 litro contém NO(g), O2(g) e N2(g) em equilíbrio, de acordo com a equação:2 NO (g) ⇌ N2(g) + O2(g)
Sabendo-se que, inicialmente, só havia NO, e que seu grau de dissociação vale 50%, qual o valor da constante de equilíbrio. a) 0,25 b) 0,5 c) 1,0 d) 1,5 e) 2,0
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5.
Observe a reação química: N2O4 2 NO2, que ocorre em recipiente fechado de volume igual a 1li-tro, temperatura igual a 27°C e contendo inicialmente 10 mols de N2O4. O equilíbrio é atingido
quando no recipiente existem 4 mols de NO2.
Com esses dados, a opção que apresenta os valores numéricos das constantes de equilíbrio Kc e Kp
é, respectivamente: a) 1 e 24,6 b) 2 e 49,2 c) 1 e 49,2 d) 2 e 24,6 e) 4 e 49,2
6.
1 mol de HI é introduzido num frasco à temperatura t. Após decorrido certo tempo, verifica-se a pre-sença de 0,7 mol de HI. Como consequência, as quantidades de H2 e I2 em mols, formadas nade-composição de HI correspondem ao valor: a) 0,15
b) 0,30 c) 0,45 d) 0,60 e) 0,70
7.
Em um recipiente de 500 mL encontram-se, em condições de equilíbrio, 0,46g de NO2 e 1,84g deN2O4. O valor da constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação 2 NO2 (g)
N2O4 (g), é: a) 100 b) 0,001 c) 50 d) 200 e) 0,1
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QUESTÃO CONTEXTO
“Explosões que destruíram no passado fabricas de fertilizantes, como a ocorrida na noite de quarta-feira (17) perto de Waco, no Texas, e na fábrica AZF em Toulouse, na França, em setembro de 2001, em muitos casos envolveram nitrato de amônio, um fertilizante amplamente usado na agricultura. Ainda não se sabe as cau-sas exatas da explosão da fábrica de fertilizantes West Fertilizer, mas a amônia anidra (fórmula química NH3), um gás usado para a produção de nitrato de amônio (NH4NO3), foi citado como possível responsável pelo acidente.”
Entenda os perigos ligados ao fertilizante nitrato de amônio. Seguro à temperatura ambiente, ele pode ex-plodir quando aquecido. G1, Ciência e Saúde. Atualizado em 18/04/2013. A amônia, matéria-prima para a produção tanto de fertilizantes como de explosivos altamente destrutivos, pode ser formada a partir de hidrogênio e nitrogênio gasosos, estabelecendo a seguinte reação de equilí-brio:
3 H2 (g) + N2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
Coloca-se, em um recipiente fechado de 1 L, 34 g de H2 e 420 g de N2, e deixa-se os gases reagirem até
che-garem ao equilíbrio. Então, verifica-se a presença de 170 g de NH3. Sendo assim, a constante de equilíbrio
desta reação é: a) 2 b) 1,25 c) 6,25 d) 1,5 e) 0,75
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GABARITO
Exercícios para aula
1. C2. A constante de equilíbrio Kc é dada pela seguinte expres-são:
Em condições ambientes:
Kc = 5 10-31 e [NO] = 10-13, logo [N2] x [O2] = 2 104
Sob temperatura elevada: [NO] = 10-5 e [N
2] [O2] = 2 104, logo Kc = 5 10-15
3. a) Como a oxidação de SO2 a SO3 é um processo exotér-mico, a menor temperatura (400°C) vai favorecê-la. Além disso, como o sentido de menor volume é o de obtenção de SO3, a maior pressão (500atm) é a que irá favorecê-la, au-mentando ainda mais seu rendimento. Por isso a resposta é 1.
b) Para descobrir se o sistema está em equilíbrio, devemos calcular o Qc e ver se é igual ao Kc. Se for, estará em equilí-brio. Cálculo do Qc: 𝑄𝑄𝑄𝑄 =[𝑆𝑆𝑂𝑂[𝑆𝑆𝑂𝑂3]² 2]2. [𝑂𝑂2] = (20)² (1)2. 1,6 = 250
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4.
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5. Ao atingir o equilíbrio químico, o sistema terá a seguinte constituição (em mols):
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) Início 1 1 --- Re- giu/For-mou X X 2X Equilíbrio 1 - X 1 - X 2X
Para um recipiente de volume constante, as concentrações molares no equilíbrio serão:
[H2] = 1 − xV M [I2] = 1 − xV M [HI] =2x V M Como o número de mols dos componentes gasosos no rea-gente e no produto são iguais, Kc = Kp.
Então: 𝐾𝐾𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝑄𝑄 =[𝐻𝐻[𝐻𝐻𝐻𝐻]2 2]. [𝐻𝐻2] = 55 ⟶ (2𝑥𝑥)2 (𝑉𝑉)2 (1 − 𝑥𝑥) 𝑉𝑉 × (1 − 𝑥𝑥)𝑉𝑉 = 55 ⟶(1 − 𝑥𝑥)(2𝑥𝑥)22= 55 2𝑥𝑥 (1 − 𝑥𝑥) ≅ 7,4 ⟶ 2𝑥𝑥 ≅ 7,4 − 7,4𝑥𝑥 ⟶ 9,4𝑥𝑥 ≅ 7,4 ⟶ 𝑥𝑥 ≅ 0,79 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 Assim: n(H2) = n(I2) = 1 – X = 1 – 0,79 = 0,21 mol n(HI) = 2x = 2 . 0,79 = 1,58 mol
b) Chamando a pressão total do sistema em equilíbrio de p: P(H2) = n(H2)n total ×p ⟶ P(H2) = 0,21 2 ≅ 0,11p 6. F-F-V-F-V 7. a) NH4OCONH2 (s) ⇌ 2 NH3 (g) + CO2 (g) Início 4.10-3mol 0 0 Reage/Forma X 2X X Equilíbrio 4.10-3mol - X 2X X Calculando o valor de X: Kc = [NH3]2×[CO2] ⟶ 4.10−9=(2X) 2 (2L)2× (X) (2L) ⟶ X = 2.10−3 mol
ncarbamato no equilíbrio = 4.10-3 – X = 4.10-3 – 2.10-3 = 2.10-3 mol
Resposta: Sim, em todo o equilíbrio, nenhuma substância se acaba.
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Exercícios para casa
1. CO (g) + H2O(g) ⇌ CO2(g) + H2(g)
Início 0,856atm 0,856atm --- --- Re-age/ Forma
0,276atm 0,276atm 0,276atm 0,276atm
Equilí-brio 0,580atm 0,580atm 0,276atm 0,276atm
𝐾𝐾𝐾𝐾 =(𝐾𝐾𝑝𝑝𝑂𝑂)×(𝐾𝐾𝐻𝐻(𝐾𝐾𝑝𝑝𝑂𝑂2)×(𝐾𝐾𝐻𝐻2)
2𝑂𝑂) =
(0,276). (0,276)
(0,580). (0,580)= 0,226
2. Calculando o volume do recipiente (Clapeyron): P . V = n . R . T
1,23 . V = 5 . 0,082 . 300 V = 100L
Chamando de t a quantidade de mols total existente no recipiente após o sistema atingir o equilíbrio, con-sideramos o seguinte:
- Se no equilíbrio há 30% (0,3t) de CO, é porque 0,3t foram formados. Como o Cl2 é formado na mesma
proporção (1:1), também foram formados 0,3t de Cl2.
E como o COCl2 é consumido na mesma proporção
(1:1:1), também são consumidos 0,3t de COCl2.
Ano-tamos tudo isso na tabela.
COCl2 ⇌ CO + Cl2 Início 5 mol --- --- Re-age/Forma 0,3t 0,3 t 0,3 t Equilíbrio 5 – 0,3t 0,3 t 0,3 t
Cálculo do número de mols total presente no equilí-brio:
t = 5 – 0,3t + 0,3t + 0,3t t = 5 + 0,3t 0,7t = 5 t = 50/7 = 7,14 mol
Cálculo da concentração molar de cada composto no equilíbrio:
X = 0,3t X = 0,3.7,14 X = 2,142 mol 5 – X = 5 – 2,142 5 – X = 2,858 mol M =Vn
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Questão contexto
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[COCl2] =2,858100L= 2,858 .10−2mol/L [CO] =2,142100L = 2,142 . 10−2mol/L [Cl2] =2,142100L = 2,142 . 10−2mol/L 𝐾𝐾𝑄𝑄 =(2,142 . 10−2)×(2,142 . 10−2) (2,858 . 10−2) = 1,6 . 10−2 3. CO (g) + 2 H2 (g) ⇌ CH3OH (g)Início 2 mol 2 mol ---
Rea- giu/For-mou
0,5 mol 1 mol 0,5 mol
Equilí-brio
1,5 mol 1 mol 0,5 mol Se V = 1L: 𝐾𝐾𝑄𝑄 =1²×1,50,5 =13 ≅ 0,33 4. a 5. b 6. a 7. a
