A reação reversível:
foi estudada a 300 K . Em um recipiente de
foram introduzidos 0,40 mol de
. No equilíbrio, a concentração de
foi de
.
a. Calcule as concentrações de todas as espécies no equilíbrio.
b. Determine o valor da constante de equilíbrio Kc.
c. Se a pressão total for aumentada, o que acontecerá com a concentração de
? Justifique com base no princípio de Le Châtelier.
a. Calcule as concentrações de todas as espécies no equilíbrio.
b. Determine o valor da constante de equilíbrio Kc.
c. Se a pressão total for aumentada, o que acontecerá com a concentração de
Passo 1
Temos a reação reversível
a
K num balão de
L em que inicialmente
M e
. No equilíbrio foi medido
M. O conteúdo é equilíbrio químico: vamos montar uma tabela ICE (Inicial–Variação–Equilíbrio) para achar as concentrações em equilíbrio, calcular
e aplicar o princípio de Le Châtelier.
Passo 2
Pela estequiometria, para cada mol de
formado consomem-se 2 mol de
. Se
M, então a variação em
é
M. Logo
Passo 3
A constante de equilíbrio em termos de concentrações é
Substituindo
Passo 4
Se aumentarmos a pressão total (por exemplo diminuindo o volume), o sistema desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mols gasosos. Como à esquerda há 2 mol de
e à direita 1 mol de
, o equilíbrio se desloca para a direita, aumentando
.
Resposta
a)
M e
M.
b) .
c) Ao aumentar a pressão total, aumenta , pois o equilíbrio se desloca para o lado com menor número de mols gasosos (princípio de Le Châtelier).
b)
c) Ao aumentar a pressão total, aumenta