Uma mistura de 0,10 mol de NO, 0,05 mol de H2 e 0,10 mol de H2 O é colocada em um recipiente de 1,0 L a 300 K . O seguinte equilibrio é estabelecido: 2 NO(g)+2 H2(g) <=ftharpoons N2(g)+2 H2 O(g) No equilibrio, PNO=1,53 atm. (a) Calcule as pressões parciais de H2, N2 e H2 O. PNO=1,53 atm, PH2= 0,3 atm, PN 2=0,47 atm e PH 2 O=3,39 atm (b) Calcule K eq K eq =25,6

Passo 1

Beleza, vamos lá! Temos um exercício de equilíbrio químico onde uma mistura de gases é colocada em um recipiente e chega a um ponto de equilíbrio. A matéria envolvida aqui é o equilíbrio químico, onde as concentrações dos reagentes e produtos se estabilizam. Para resolver esse exercício, vamos precisar entender como calcular as pressões parciais dos gases envolvidos e, depois, usar essas pressões para encontrar a constante de equilíbrio .

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as substâncias envolvidas e suas quantidades iniciais:
  • 0,10 mol de NO
  • 0,05 mol de H₂
  • 0,10 mol de H₂O
Esses estão em um recipiente de 1,0 L a 300 K. O equilíbrio químico que se estabelece é:
2 NO(g) + 2 H2(g) <=ftharpoons N2(g) + 2 H2 O(g)
No equilíbrio, a pressão parcial do NO está dada como . Precisamos encontrar as pressões parciais de H₂, N₂ e H₂O.

Passo 3

Vamos usar a Lei dos Gases Ideais para encontrar as pressões parciais. A fórmula é:
P = nRTV
Onde:
  • é a pressão
  • é a quantidade de mols
  • é a constante dos gases (0,0821 L·atm/mol·K)
  • é a temperatura (300 K)
  • é o volume (1,0 L)
Mas antes disso, precisamos entender como as quantidades de mols mudam até o equilíbrio.

Passo 4

Vamos definir uma variável 2 NO + 2 H2 <=ftharpoons N2 + 2 H2O que representa a mudança na quantidade de mols de NO que reage:
Para cada 2 mols de NO que reagem, 2 mols de H₂ reagem, formando 1 mol de N₂ e 2 mols de H₂O.
Portanto, podemos expressar as quantidades no equilíbrio:
  • :
  • :
  • :
  • :

Passo 5

Sabemos que no equilíbrio PNO = nNO RTV . Vamos usar a Lei dos Gases Ideais para relacionar isso com a quantidade de mols.
1,53 = (0,10 - 2x) times 0,0821 times 3001,0
Substituindo os valores:
1,53 = (0,10 - 2x) times 24,63
Vamos resolver para 1,53 = 2,463 - 49,26x :
49,26x = 2,463 - 1,53
49,26x = 0,933
x = 0,93349,26
x approx 0,01896 , mol

Passo 6

Agora que temos P = nRTV , vamos calcular as pressões parciais das outras substâncias:
  • :
  • :
  • :
Agora, aplicamos a Lei dos Gases Ideais para cada:
Calculando cada pressão:

Resposta

As pressões parciais no equilíbrio são:

Exercícios relacionados

Complete a seguinte tabela calculando os itens que estão faltando e indique se a solução é ácida ou básica:
[H^+] [OH] pH pOH Ácida ou básica?
7,5 times 10^-3 mol / L
3,6 times 10^-10 mol / L
8,25
5,70
[H^+] [OH] pH pOH Ácida ou básica?
:— :— :— :— :—
7,5 times 10^-3 mol / L 1,25 times 10^-12 mol / L 2,1 11,9 Ácida
2,8 times 10^-5 mol / L 3,6 times 10^-10 mol / L 4,6 9,4 Ácida
5,6 times 10^-9 mol / L 1,77 times 10^-6 mol / L 8,25 5,75 Básica
5,0 times 10^-9 mol / L 1,99 times 10^-6 mol / L 8,3 5,70 Básica
Para cada uma das reações a seguir, identifique o ácido e a base. Indique também a qual teoria ácido-base se aplica dentre as Teorias de Lewis e de Bronsted-Lowry. Em alguns casos pode-se aplicar mais de uma definição. (a) AlBr3+Br^- AlBr4- (Teórica, Lewis) (b) HClO4+CH3 CN CH3 CNH^++ClO4^-(Teórica, Lewis e Bronsted-Lowry) © C2 H5 OH+H2 SeO4 C2 H5 OH2 ^++HSeO4 ^-(Teórica, Lewis e Bronsted-Lowry) (d) Ni^+2+6 NH3 [Ni(NH3)6]^+2 (Teórica, Lewis) (e) H3 SO4^++HSO4^- 2 H2 SO4 (Teórica, Lewis e Bronsted-Lowry)
Dentre os diferentes pares de compostos apresentados abaixo, indique qual é o ácido mais forte em meio aquoso? Justifique detalhadamente as suas respostas. (a) H2 O e H2 S (Teórica) (b) HNO2 e HNO3 (Teórica) © HClO3 e HClO4 (Teórica) (d) H2 CrO4 e HMnO4 (Teórica) (e) CH4 e SiH 4 (Teórica) (f) ClH2 CCOOH e H3 CCOOH (Teórica) (g) FH2 CCOOH e CIH 2 CCOOH (Teórica) (h) H2 SO4 e HSO4^--(Teórica) (i) H3 CCOOH(25,0^circ C) e H3 CCOOH(40^circ C) (Teórica)
Use o procedimento da Seção 9-4 para calcular as concentrações de Ca², F- e HF em solução aquosa saturada de CaF2 mantendo-se o pH constante em 2,00.