De acordo com o Princípio de Le Chatelier, quando um sistema em equilíbrio sofre alguma modificação em parâmetros, como pressão, temperatura ou concentração, as proporções de reagentes e produtos se ajustam, de maneira a minimizar o efeito da alteração. Considerando essa reação em equilíbrio, responda:
2 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftarrows 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g})+\text { calor }
a) Calcule a constante de equilíbrio para a reação quando a pressão parcial de \mathrm{H}_{2} for 1 atm , a pressão parcial de \mathrm{O}_{2} for 1 atm e a pressão parcial de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} for 0,5 \mathrm{~atm}.
b) Se adicionarmos 0,15 \mathrm{~mol} de \mathrm{H}_{2} e 0,7 \mathrm{~mol} de \mathrm{O}_{2} ao recipiente de 0,50 \mathrm{~L} e deixarmos a mistura atingir o equilíbrio a 25^{\circ} \mathrm{C}, observamos que 50 \% do \mathrm{H}_{2} foi consumido. Qual é a composição final dessa mistura em mol L-¹?

Passo 1

O enunciado trata de equilíbrio químico da reação
2\,\mathrm{H}_{2}(g) + \mathrm{O}_{2}(g) \rightleftarrows 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(g) + \text{calor}
e pede:
a) calcular a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais;
b) dadas quantidades iniciais de reagentes em 0,50\\ \mathrm{L} e sabendo que 50\% do \mathrm{H}_{2} foi consumido, determinar as concentrações finais em mol L ^{-1}.

Passo 2

Para a parte (a) usamos a definição da constante em pressão
K_{p} \;=\;\frac{p(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O})^{2}}{p(\mathrm{H}_{2})^{2}\,\;p(\mathrm{O}_{2})}\,.
Substituindo p(\mathrm{H}_{2})=1\\ \mathrm{atm}, p(\mathrm{O}_{2})=1\\ \mathrm{atm} e p(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O})=0,5\\ \mathrm{atm}, vem
K_{p} \;=\;\frac{(0,5)^{2}}{(1)^{2}\times 1} \;=\;0,25\,.

Passo 3

Na parte (b) começamos identificando as quantidades iniciais em 0,50\\ \mathrm{L}:
\mathrm{H}_{2}: 0,15 mol;
\mathrm{O}_{2}: 0,70 mol.
Foi consumido 50\% do \mathrm{H}_{2}, ou seja 0,15\times 0,50=0,075 mol de \mathrm{H}_{2}.

Passo 4

Pela estequiometria da reação, o consumo de 2 mol de \mathrm{H}_{2} está associado ao consumo de 1 mol de \mathrm{O}_{2} e à produção de 2 mol de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}. Assim, para 0,075 mol de \mathrm{H}_{2} consumidos temos
\Delta n(\mathrm{H}_{2})=-0,075,\quad \Delta n(\mathrm{O}_{2})=-\frac{0,075}{2}= -0,0375,\quad \Delta n(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O})=+\;0,075\,.

Passo 5

Calculamos as quantidades finais e as convertemos em concentração dividindo por 0,50\\ \mathrm{L}:
n _{\!\mathrm{H}_{2},f} = 0,15-0,075=0,075 mol \Rightarrow [\mathrm{H}_{2}]=0,075/0,50=0,15 mol L ^{-1}
n _{\!\mathrm{O}_{2},f} = 0,70-0,0375=0,6625 mol \Rightarrow [\mathrm{O}_{2}]=0,6625/0,50=1,325 mol L ^{-1}
n _{\!\mathrm{H}_{2}\mathrm{O},f} = 0+0,075=0,075 mol \Rightarrow [\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}]=0,075/0,50=0,15 mol L ^{-1}

Resposta

a) K_{p}=0,25
b) [\mathrm{H}_{2}]=0,15\\ \mathrm{mol\,L^{-1}},\;[\mathrm{O}_{2}]=1,325\\ \mathrm{mol\,L^{-1}},\;[\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}]=0,15\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

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