Um reator de 1,50 L contém inicialmente 2,50 mols de NOCl a 400^circ C. Depois de se estabelecer o equilíbrio, verificou-se que 28,0 % do NOCl tinha se dissociado:
2 NOCl(g) <=ftharpoons 2 NO(g)+Cl2(g)
Calcule a constante de equilíbrio para a reação a 400^circ C(R: K=0,0352)

Passo 1

O enunciado nos dá um reator de 1,50,L contendo inicialmente 2,50 mol de NOCl(g) a 400^circC e a reação
2,NOCl(g) <=ftharpoons 2,NO(g) + Cl2(g)
está em equilíbrio quando 28,0% do NOCl se dissociou. Vamos calcular a constante de equilíbrio Kc a 400^circC.

Passo 2

Definimos o grau de dissociação alpha = 0,28. Se havia inicialmente n0 = 2,50 mol de NOCl, então a quantidade dissociada é
nNOCl, consumida = alpha,n0 = 0,28 times 2,50 = 0,70 mol
Pela estequiometria, para cada mol de NOCl que reage gera-se 1 mol de NO e 12 mol de Cl 2.

Passo 3

Moles de cada espécie no equilíbrio:
nNOCl,eq &= n0 - 0,70 = 2,50 - 0,70 = 1,80 mol, nNO,eq &= 0 + 0,70 = 0,70 mol, nCl2,eq&= 0 + tfrac0,702 = 0,35 mol

Passo 4

Concentrações em mol/L (dividindo por V=1,50 L):
[NOCl] &= 1,801,50 = 1,20 M, [NO] &= 0,701,50 = 0,467 M, [Cl2] &= 0,351,50 = 0,233 M

Passo 5

A expressão de Kc para
2,NOCl <=ftharpoons 2,NO + Cl2
é
Kc = [NO]^2,[Cl2][NOCl]^2

Passo 6

Substituindo os valores:
Kc = (0,467)^2 times 0,233(1,20)^2 = 0,218 times 0,2331,44 = 0,05081,44 approx 0,0353

Resposta

Kc approx 0,0352 (valor tabulado 0,0352)

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