Tetróxido de nitrogênio ou tetróxido de dinitrogênio é um composto com fórmula N₂O₄. Apresenta-se como líquido abaixo de 21 °C e que solidifica a -11 °C. Decompõe-se facilmente e reversivelmente a um gás avermelhado que possui elétrons desemparelhados, agindo em muitos casos como radical livre, o NO₂. Considerando um sistema em equilíbrio, numa temperatura de 333K (equação da reação abaixo) de pressão parcial do N2O4 igual a 1,4 atm e do NO2 1,8 atm. Quais serão os valores de Kp e Kc, respectivamente: * N₂O₄-2N0₂
a. 1,55 e 2,31
b. 1,88 e 1,97
c. 2,31 e 0,0845
d. 3,02 e 1,06
e. 2,03 e 0,0965
a. 1,55 e 2,31
b. 1,88 e 1,97
c. 2,31 e 0,0845
d. 3,02 e 1,06
e. 2,03 e 0,0965
Passo 1
Beleza, vamos lá! O exercício fala sobre o tetróxido de nitrogênio (N₂O₄) que se decompõe em dióxido de nitrogênio (NO₂) e vice-versa numa reação de equilíbrio. A gente precisa calcular as constantes de equilíbrio Kp e Kc usando as pressões parciais fornecidas. Vamos precisar entender como essas constantes são definidas e como usar as pressões parciais na equação.
Passo 2
Primeiro, vamos escrever a equação da reação:
Isso significa que uma molécula de N₂O₄ se transforma em duas moléculas de NO₂.
Passo 3
Agora, precisamos lembrar como calcular a constante de equilíbrio em termos de pressão, que é o Kp. A fórmula geral para Kp para essa reação é:
Aqui, $ P_{NO2} $ é a pressão parcial de NO₂ e $ P{N_2O_4} $ é a pressão parcial de N₂O₄.
Passo 4
Vamos substituir os valores fornecidos:
- Pressão parcial de N₂O₄: 1,4 atm
- Pressão parcial de NO₂: 1,8 atm
Aplicando na fórmula:
Passo 5
Agora, para encontrar Kc, precisamos usar a relação entre Kp e Kc. A fórmula é:
Onde:
- $ R $ é a constante dos gases (0,0821 L·atm/mol·K)
- $ T $ é a temperatura em Kelvin (333 K)
- $ \Delta n $ é a variação no número de mols de gás (produtos menos reagentes). Aqui, temos 2 mols de NO₂ e 1 mol de N₂O₄, então $ \Delta n = 2 - 1 = 1 $
Rearranjando para Kc:
Calculando:
Resposta
c. 2,31 e 0,0845