O dióxido de nitrogênio, um gás castanho, pode existir em equilíbrio com o gás incolor N2 O4 Kc=170 a 298 K para a reação
2 NO2(g) <=ftharpoons N2 O4(g)
Suponha que a concentração de NO2 seja 0,015 M e a concentração de N2 O4 seja 0,025 M. Q é maior, menor ou igual a Kc ? Se o sistema não estiver em equilíbrio, em que direção a reação deverá proceder para que atinja o equilíbrio?

Passo 1

Beleza, então o enunciado diz que rola o equilíbrio
2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g)
com K_c = 170 a 298 K, e te dão [NO₂] = 0,015 M e [N₂O₄] = 0,025 M.
O assunto aqui é equilíbrio químico: a gente vai aprender a montar o quociente de reação (Q_c), comparar com a constante de equilíbrio (K_c) e daí decidir se o sistema está deslocado pra frente ou pra trás.
O que precisamos:
  1. Saber a definição de Q_c pra essa reação.
  2. Calcular Q_c usando as concentrações dadas.
  3. Comparar Q_c com K_c e dizer pra que lado a reação vai rolar.

Passo 2

Teoria do Q_c – o quociente de reação é igual ao produto das concentrações dos produtos (cada uma elevada ao seu coeficiente estequiométrico) dividido pelo produto das concentrações dos reagentes (também elevadas aos coeficientes).
Para
2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g)
temos:
Qc ;=;[N2O4][NO2]^2
A ideia é: se Q_c < K_c, ainda falta formar produto (reação vai pra frente). Se Q_c > K_c, há produto demais (reação vai pra trás). Se Q_c = K_c, já tá em equilíbrio.

Passo 3

Vamos montar o Q_c com os números:
Qc = 0,025(0,015)^2
Calcule o quadrado de 0,015:
(0,015)^2 = 0,000225
Então
Qc = 0,0250,000225 approx 111,11

Passo 4

Agora é só comparar:
K_c = 170
Q_c ≈ 111,11
Como Q_c < K_c, isso significa que, no estado atual, a concentração de produto (N₂O₄) é “pequena demais” em relação ao que seria no equilíbrio. Para alcançar o equilíbrio, a reação precisa produzir mais N₂O₄, ou seja, avançar no sentido direto (formar produto).

Resposta

Q_c ≈ 111,11, que é menor que K_c (170). Logo, o sistema ainda não está em equilíbrio e a reação deve seguir para a direita (formar mais N₂O₄) até atingir o equilíbrio.

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