. Questão
O trifluoreto de cloro,
, é um gás altamente tóxico, que pode ser usado, por exemplo, para converter óxido de níquel, NiO , em fluoreto de níquel,
, segundo a equação abaixo:
a) Calcule a massa, em gramas, de NiO necessária para reagir com o gás
, a
, em um frasco de
, considerando que a pressão parcial inicial do
é de 350 Torr e que a conversão é de
, quando o equilíbrio foi atingido.
b) Nas condições descritas no item (a), calcule as pressões parciais, em atm, de todos os gases presentes na mistura em equilíbrio.
c) Calcule o valor da constante de equilíbrio,
, para essa reação a
.
d) Explique as principais diferenças entre gases reais e ideais.
b) Nas condições descritas no item (a), calcule as pressões parciais, em atm, de todos os gases presentes na mistura em equilíbrio.
c) Calcule o valor da constante de equilíbrio,
d) Explique as principais diferenças entre gases reais e ideais.
Passo 1
Vou listar claramente o que o enunciado pede e os dados que ele fornece (peguei todos esses números do enunciado):
- Reação (equilíbrio heterogêneo):
- Dados numéricos (retirados do enunciado):
- Volume do frasco:
. - Temperatura:
. - Pressão parcial inicial de
: . - Conversão (fração reagida) do
ao atingir o equilíbrio: .
- Volume do frasco:
- O que o enunciado pergunta:
a) Massa de(g) necessária para reagir com o nas condições dadas, considerando a conversão de .
b) Pressões parciais, em atm, de todos os gases no equilíbrio (ou seja:, e ).
c) Valor depara a reação a .
d) Explicação das principais diferenças entre gases reais e ideais.
Passo 2
Conceito e cálculo do número de mols iniciais de
usando a lei dos gases ideais.
A lei dos gases ideais é
onde:
-
é a pressão do gás (em atm), -
é o volume ocupado (em L), -
é o número de mols, -
é a constante dos gases ideais , -
é a temperatura em K.
Passos práticos:
- Converter a pressão de
de Torr para atm:
- Calcular o número de mols iniciais
de :
Agora calculando:
Explicação didática: essa conta diz quantos mols de
havia no frasco inicialmente, assumindo comportamento próximo do ideal (boa aproximação a 25°C e pressão moderada).
Passo 3
Determinar quantos mols de
reagiram e quantos mols de
são consumidos (este é o que o item (a) pede).
- Conversão de
significa que dos mols iniciais de reagiram:
- Relação estequiométrica: pela equação,
mol de reagem com mol de . Assim, para cada mol de consumido, são consumidos mol de .
Portanto:
- Molaridade (massa molar) do
: - massa atômica do Ni
, - massa atômica do O
,
- massa atômica do Ni
- Massa de
necessária:
Didática rápida: a estequiometria transforma mols de uma espécie (a reagente que conhecemos) em mols de outra (NiO) usando razão dos coeficientes na reação balanceada, depois converte para massa pela massa molar.
Passo 4
Calcular os mols de cada gás presentes no equilíbrio (usar a estequiometria).
Tomemos:
-
= mols iniciais de (já calculado). -
= mols de que reagiram = . -
.
Pela estequiometria:
- Para cada
mol de consumidos forma-se mol de . Logo:
- Para cada
mol de consumidos forma-se mol de . Logo:
Substituindo numéricos (usando
e
):
Comentário didático: sólidos (
e
) não aparecem na expressão de pressões parciais nem em
, pois sua “pressão parcial” não entra na expressão de equilíbrio; apenas espécies gasosas influenciam as pressões.
Passo 5
Calcular as pressões parciais de cada gás no equilíbrio usando a lei dos gases ideais para cada componente.
Para um gás
no mesmo volume
e temperatura
:
Uma forma prática é calcular o fator
e multiplicar pelos mols.
Calcular
:
Agora as pressões:
- Para
:
- Para
:
- Para
:
Verificação rápida: pressão total no equilíbrio
. Isso é maior que a pressão inicial de
(0{,}4605 atm) porque há formação líquida de mais mols gasosos a partir do reagente gasoso.
Passo 6
Calcular a constante de equilíbrio
.
Para a reação escrita, a expressão de
(apenas gases aparecem) é:
Substituindo as pressões calculadas:
Cálculo numérico (apenas para mostrar o procedimento; os valores usados já arredondados):
-
, -
, - produto do numerador
, -
.
Logo
Interpretação:
sem dimensões (quando se usa pressões em atm nas potências apropriadas) indica que, nas condições
, os produtos gasosos estão favorecidos numa razão que leva a
.
Passo 7
Diferenças principais entre gases reais e gases ideais (explicação didática e com exemplos simples).
-
Modelo do gás ideal (hipóteses):
- As moléculas são pontos sem volume próprio.
- Não existem forças atrativas ou repulsivas entre as moléculas (apenas colisões elásticas).
- A energia interna depende só da temperatura.
- Esse modelo dá a equação simples
.
-
Por que gases reais desviam desse modelo:
- As moléculas têm volume finito: ocupam espaço, especialmente relevante a altas pressões (volume do gás menor do que o previsto pelo ideal).
- Existem forças intermoleculares (atração e repulsão): em pressões/modos moderados, as forças atrativas reduzem a pressão observada comparada ao ideal; a altas pressões/baixas temperaturas efeitos de repulsão aparecem.
- A energia interna pode depender da pressão quando efeitos intermoleculares e modos de vibração/rotação existem.
-
Como quantificar desvios:
- Fator de compressibilidade
: Para gás ideal . Para gás real, pode ser (atração predominante) ou (repulsão / volume molecular importante). - Equação de van der Waals (um exemplo simples de correção):
onde corrige forças atrativas e corrige o volume finito das moléculas. Valores de e são específicos de cada gás.
- Fator de compressibilidade
-
Quando o gás ideal é uma boa aproximação:
- Baixas pressões e temperaturas bem acima do ponto de condensação do gás. Em muitas condições laboratoriais (como 25°C e pressões moderadas), a aproximação ideal é suficientemente boa para cálculos estequiométricos e de equilíbrio gasoso, mas deve-se ter cautela se a pressão for alta ou temperatura próxima à liquefação.
Comentário de incentivo: você fez bem em olhar para todos os passos — esses conceitos de lei dos gases, estequiometria e expressão de
são os que mais caem em prova. Vai dar certo!
Resposta
a)
\n
b)
\n
c) \n
d) Principais diferenças: gases reais têm volume molecular finito e forças intermoleculares (atração/repulsão), causando desvios da lei ; esses desvios são quantificados por
ou por equações de correção como van der Waals
. Gás ideal é boa aproximação a baixas pressões e temperaturas longe da condensação.
b)
c)
d) Principais diferenças: gases reais têm volume molecular finito e forças intermoleculares (atração/repulsão), causando desvios da lei