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: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) + calor
a) Calcule a constante de equilíbrio para a reação quando a pressão parcial de H2 for 1 atm, a pressão parcial de O2 for 1 atm e a pressão parcial de H2O for 0,5 atm.
b) Se adicionarmos 0,15 mol de H2 e 0,7 mol de O2 ao recipiente de 0,50 L e deixarmos a mistura atingir o equilíbrio a 25 °C, observamos que 50 % do H2 foi consumido. Qual é a composição final dessa mistura em mol.L-1?

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício sobre o Princípio de Le Chatelier e equilíbrio químico. Temos uma reação envolvendo hidrogênio, oxigênio e água, e precisamos calcular a constante de equilíbrio (parte a) e determinar a composição final da mistura após adicionar mais reagentes e atingir o equilíbrio (parte b). Para isso, vamos usar conceitos de pressão parcial, constante de equilíbrio (Kp) e concentração em mol.L⁻¹.

Passo 2

Vamos começar pela parte a). Temos a reação:
2H2(g) + O2(g) <=ftharpoons 2H2O(g) + calor
Queremos calcular a constante de equilíbrio ($ K_p $) quando as pressões parciais são:
  • $ P_{H_2} = 1 , atm $
  • $ P_{O_2} = 1 , atm $
  • $ P_{H_2O} = 0,5 , atm $
A constante de equilíbrio para a reação em termos de pressão parcial é dada por:

Passo 3

Substituindo os valores fornecidos na equação:
Kp = (0,5)^2(1)^2 times 1 = 0,251 = 0,25

Passo 4

Agora, vamos para a parte b). Inicialmente, adicionamos:
  • 0,15 mol de $ H_2 $
  • 0,7 mol de $ O_2 $
    em um recipiente de 0,50 L.
Primeiro, calculamos as concentrações iniciais:
H2
O2
[H2]i = 0,15 , mol0,50 , L = 0,3 , molL^-1 (já que inicialmente não há água)
Sabemos que 50% do $ H_2 $ foi consumido para atingir o equilíbrio. Então, a quantidade consumida de $ H_2 $ é:
[O2]i = 0,7 , mol0,50 , L = 1,4 , molL^-1
De acordo com a estequiometria da reação, para cada 2 mols de $ H_2 $ consumidos, 1 mol de $ O_2 $ é consumido e 2 mols de $ H_2O $ são formados. Portanto:
[H2O]i = 0 , molL^-1
H2

Passo 5

Agora, somamos as variações às concentrações iniciais para encontrar as concentrações finais:
[H2]final = [H2]i - De
[O2]final = [O2]i - De
[H2O]final = [H2O]i + De

Resposta

a) A constante de equilíbrio $ K_p $ para a reação é 0,25.
b) A composição final da mistura em equilíbrio é:
  • $ [H_2] = 0,15 , mol.L^{-1} $
  • $ [O_2] = 1,325 , mol.L^{-1} $
  • $ [H_2O] = 0,15 , mol.L^{-1} $

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