Quando 2,00 mol de SO2 Cl2(g) é colocado em um frasco de 2,00 L a 303 K, 56 % do SO2 Cl2 decompõe-se em SO2(g) e Cl2(g). Escreva a equação química para a reação de decomposição e determine o valor da constante de equilíbrio nessa temperatura. Indique duas maneiras de favorecer a decomposição do SO2 Cl2(g).

Passo 1

Então, a gente tem 2,00 mol de SO₂Cl₂(g) num frasco de 2,00 L a 303 K e sabe que 56 % dele se decompõe em SO₂(g) e Cl₂(g). O assunto aqui é equilíbrio químico em fase gasosa. Para resolver, vamos precisar:
  1. escrever a reação de decomposição;
  2. calcular concentrações iniciais e de equilíbrio (transformando mol → mol/L);
  3. usar a definição de constante de equilíbrio Kc=[SO2][Cl2][SO2Cl2];
    4) aplicar Le Châtelier pra indicar jeitos de favorecer a decomposição.

Passo 2

Escrevendo a reação balanceada de decomposição:
SO2Cl2(g) ;<=ftharpoons; SO2(g) ;+; Cl2(g)

Passo 3

Calculando a concentração inicial de SO₂Cl₂ antes de qualquer reação:
[SO2Cl2]0 = nV = 2,00;mol2,00;L = 1,00;M
No início, não tinha nem SO₂ nem Cl₂, então
[SO2]0 = [Cl2]0 = 0

Passo 4

Como 56 % decompõe, o “avanço” x é
x = 0,56 times 1,00;M = 0,56;M
Então, em equilíbrio:
  • [SO2Cl2] = 1,00 - 0,56 = 0,44;M,
  • [SO2] = 0 + 0,56 = 0,56;M,
  • [Cl2] = 0 + 0,56 = 0,56;M

Passo 5

Agora monta a expressão de Kc ;=; [SO2],[Cl2][SO2Cl2] ;=; (0,56),(0,56)0,44 ;=; 0,31360,44 ;approx;0,713 :

Passo 6

Duas formas de “puxar” o equilíbrio para a direita (mais decomposição), segundo o princípio de Le Châtelier:
  1. Aumentar a temperatura, porque a reação de decomposição é endotérmica (absorve calor).
  2. Remover continuamente um dos produtos (por exemplo, Cl₂) conforme ele se forma, forçando mais SO₂Cl₂ a se decompor.

Resposta

Equação química:
SO2Cl2(g) <=ftharpoons SO2(g) + Cl2(g)
Constante de equilíbrio a 303 K:
Kc approx 0,713
Duas maneiras de favorecer a decomposição:
  1. aumentar a temperatura;
  2. remover continuamente o Cl₂ formado.

Exercícios relacionados