1. Resolução dos exercícios Equilíbrios Químicos Prof. Lucas Rodrigo Custódio sites.google.com/prod/view/proflucasrodrigo

2. Exercício 01 a) b) c) Obs.: Em equilíbrios que existam participantes sólidos, eles NÃO devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio (Kc), pois suas concentrações são sempre constantes. d) e) Obs.: Em equilíbrios que ocorrem em meio aquoso, no qual um dos participantes é a água líquida (H 2 O (ℓ) ), a concentração da água, em mol/L, não varia; portanto, ela NÃO fará parte da constante de equilíbrio.

3. Homogêneos: Equilíbrios homogêneos: São aqueles em que todos os participantes da reação (reagentes e produtos) encontram-se em um mesmo estado físico e, dessa forma, o sistema fica com uma única fase. a) 2 SO 3(g) ⇌ 2 SO 2(g) + O 2(g) b) H 2(g) + I 2(g) ⇌ 2 HI (g) Exercício 02 Heterogêneos: Equilíbrios heterogêneos: São aqueles em que os reagentes e os produtos estão em fases diferentes. No caso dos equilíbrios heterogêneos que possuem produtos no estado sólido ou no estado líquido, as concentrações deles permanecem constantes, não interferindo na situação de equilíbrio e, consequentemente, não interferindo também em Kc. c) C (s) + O 2(g) ⇌ CO 2(g) d) CaO (s) + CO 2(g) ⇌ CaCO 3(s) e) C 12 H 22 O 11(aq) + H 2 O (ℓ) ⇌ C 6 H 12 O 6(aq) + C 6 H 12 O 6(aq)

4. Tempo em que se estabelece o equilíbrio a) b) Exercício 03

5. ( II ) a concentração dos “reagentes” (denominador) é maior que a dos “produtos” (numerador); ( I ) a concentração dos “produtos” (indicados no numerador) é maior que a dos “reagentes” (indicados no denominador); ( II ) Kc < 1; ( I ) Kc > 1; ( I ) o valor de Kc nos permite observar que a reação direta prevalece sobre a inversa; ( II ) o valor de Kc nos indica que a reação inversa prevalece sobre a direta. Exercício 04 Kc maior que 1 I Kc menor que 1 Obs.: 2,37· 10 –3 = 0,00237 II

6. Exercício 05 Alternativa Ⓑ As concentrações de reagentes e de produtos no equilíbrio são iguais. A taxa de desenvolvimento da reação direta é igual à taxa de desenvolvimento da reação inversa.

7. Exercício 06 Alternativa Ⓒ Essa alternativa está incorreta porque as concentrações em quantidade de matéria das substâncias envolvidas não precisam ser iguais, basta que permaneçam inalteradas depois que se atinge o equilíbrio químico.

8. Exercício 07 N 2 O 4(g) ⇄2 NO 2(g) Kc = [produtos] [reagentes] ⇓⇓ 0,5 mol/L2 mol/L Kc = [NO 2 ] 2 [N 2 O 4 ] Kc = [2] 2 [0,5] Kc = 4 0,5 Kc =8

9. Exercício 08

10. Exercício 09 a) b) Kc = 2,0 10 11 [Ce 3+ ] = 0,1 mol/L [Fe 3+ ] = 0,1 mol/L [Fe 2+ ] = 0,1 mol/L [Ce 4+ ] = ? mol/L Substituindo os valores na expressão do Kc Kc = [Ce 3+ ] × [Fe 3+ ] [Ce 4+ ] × [Fe 2+ ] 2,0 10 11 = [0,1] × [0,1] [Ce 4+ ] × [0,1] Passar o membro como multiplicador 2,0 10 10 [Ce 4+ ]=0,01 [Ce 4+ ] = 0,01 2,0 10 10 [Ce 4+ ]=5,0 10 -13

11. Exercício 10 Como não foram dados valores específicos, podemos utilizar qualquer valor desde que seja obedecida a taxa de conversão de produtos que foi de ¾. CO (g) +NO 2(g) ⇄CO 2(g) +NO (g) ⇓⇓⇓⇓ 22 3 de 2 3 44 Valores arbitrários utilizados para facilitar o cálculo Kc = [CO 2 ] × [NO] [CO] × [NO 2 ] Kc = [¾ × 2] × [¾ × 2] [2] × [2] Kc = [1,5] × [1,5] [2] × [2] Kc = 0,5625

12. Exercício 11 Número de mols no equilíbrio Número de mols ≠ concentração Como o cálculo do Kc leva em consideração as concentrações molares, devemos encontrar previamente as concentrações de acordo com o gráfico, levando em consideração que o recipiente possui 5 litros. NH 3 ⇒ 4 mols no equilíbrio: 4 ÷ 5 litros = 0,8 mol/L H 2 ⇒ 6 mols no equilíbrio: 6 ÷ 5 litros = 1,2 mol/L N 2 ⇒ 2 mols no equilíbrio: 2 ÷ 5 litros = 0,4 mol/L equilíbrio Kc = [H 2 ] 3 × [N 2 ] [NH 3 ] 2 Kc = [1,2] 3 × [0,4] [0,8] 2 Kc = 1,08

13. Exercício 12 PCℓ 5(g) ⇄ PCℓ 3(g) + Cℓ 2(g) PCℓ 5(g) PCℓ 3(g) Cℓ 2(g) Ínício da reação:1,0 mol0 mol PCℓ 5(g) PCℓ 3(g) Cℓ 2(g) Equilíbrio:0,53 mol0,47 mol Valor fornecido O valor deve ser numericamente igual ao do outro produto já que a reação obedece a estequiometria 1:1:1 Valor obtido pela diferença matemática: 1 mol (reagente) – 0,47 mol (produto eq.) = 0,53 Kc = [PCℓ 3 ] × [Cℓ 2 ] [PCℓ 5 ] Kc = [0,47] × [0,47] [0,53] Kc ≅ 0,42

14. Exercício 15 A constante de equilíbrio para a reação abaixo é Kc = 1,3 ∙ 10 -2 a 1.000 K. 2 NO (g) + Br 2(g) ⇄ 2 NOBr (g) a)Calcule Kc para 2 NOBr (g) ⇄ 2 NO (g) + Br 2(g) ; Como a reação é inversa, o valor de Kc também será o inverso do número: b) A essa temperatura, o equilibrio favorece NO e Br 2 ou NOBr? A temperatura de 1.000 K o valor de Kc é menor do que 1, portanto, favorece os reagentes NO e Br 2. Kc = 1 1,3 ∙ 10 -2 Kc ≅ 77

15. Exercício 16 Considere o seguinte equilíbrio, para o qual Kc = 0,0752 a 480 °C. 2 Cℓ 2(g) + 2 H 2 O (g) ⇄ 4 HCℓ (g) + O 2(g) Calcule o valor de Kc para as seguintes reações: a) 4 HCℓ (g) + O 2(g) ⇄ 2 Cℓ 2(g) + 2 H 2 O (g) (inverso da equação original, logo, inverso do Kc) b) Cℓ 2(g) + H 2 O (g) ⇄ 2 HCℓ (g) + ½ O 2(g) (metade da equação original, logo, metade do Kc) c) 2 HCℓ (g) + ½ O 2(g) ⇄ Cℓ 2(g) + H 2 O (g) (metade da equação do item a, logo, metade do Kc) Kc = 1 0,0752 Kc ≅ 13,3 Kc = 0,0752 ½ Kc ≅ 0,274 Kc = 13,3 ½ Kc ≅ 3,65

16. Exercício 17 a) Kc =[O 2 ] b) Em relação às constantes de equilíbrio Kc e Kp devemos observar: Só devem fazer parte da expressão de Kc as concentrações em quantidade de matéria que podem sofrer variações, como é o caso de substâncias em solução (soluções líquidas ou gasosas). A concentração em quantidade de matéria de uma substância no estado sólido é constante, e assim seu valor está incluído no próprio valor de Kc. Na expressão de Kp entram apenas as substâncias que se encontram no estado gasoso, pois a pressão parcial de sólidos e líquidos é desprezível. A constante de equilíbrio é característica de cada reação e também da temperatura, ou seja, o valor de Kc ou Kp para uma mesma reação só deve variar se a temperatura variar.

17. Exercício 18 a) equilíbrio ≈ 350 ms b) Fe 3+ (aq) + SCN – (aq) ⇄ FeSCN 2+ (aq) Kc = [Produto] [Reagente] Kc = [FeSCN 2+ ] [Fe 3+ ] [SCN – ] 8,0 10 –3 2,0 10 –3 Fe 3+ Kc = [5,0 10 –3 ] [8,0 10 –3 ] × [2,0 10 –3 ] Kc = 312,5

18. Exercício 19 Na expressão de Kc só entram substâncias nos estados de agregação líquido e gasoso (a concentração dos sólidos é constante): Como na temperatura T o valor de Kc é alto, a concentração de CO 2(g) nessa temperatura também é alta. Logo, no equilíbrio, as substâncias predominantes na temperatura T são: CO 2(g) e Fe (s). Kc = [CO 2 ] 3 [CO] 3

19. Exercício 20 Num dado experimento feito em um recipiente fechado, observou-se que a concentração de um dos componentes em função do tempo foi diminuindo progressivamente até estabilizar: O papel desse componente no sistema reacional é: Ⓐ reagente. Ⓑ intermediário. Ⓒ produto. Ⓓ catalisador. Ⓔ inerte. Conforme são formados os produtos com as moléculas do reagente, esse último diminui a concentração, portanto, o reagente é quem diminui com o tempo. Resposta: Alternativa Ⓐ

20. Exercício 21 Em primeiro passo devemos notar que a equação química NÃO está balanceada: NH 3(g) ⇄ N 2(g) + H 2(g) Quando o balanceamento é realizado, a equação fica: 2 NH 3(g) ⇄ N 2(g) + 3 H 2(g) Logo, se montarmos o Kc da reação veremos que, para os produtos, o valor de [ H 2 ] será elevado a 3. Portanto, de acordo com o gráfico, teremos: C só poderá representar um reagente, pois sua concentração tende a diminuir com o tempo Entre A e B podemos concluir que se tratam de produtos, pois suas concentrações aumentam com o tempo, resta definir quem é o N 2 e o H 2. porém, como explicado anteriormente, o valor de [H 2 ] é elevado a 3. portanto, o seu valor será o maior representado no gráfico. H2H2 N2N2 NH 3

21. Exercício 22 (Cesgranrio-RJ) Um grupo de pesquisadores químicos apresentou determinado relatório contendo resultados de estudos sobre processos alternativos para a produção de substância de vital importância para a população. Considerando as constantes de equilíbrio, usadas como critério de escolha e apresentadas a seguir para cada processo, espera-se que o responsável opte pelo processo: ProcessoKc ⒶI0,01 ⒷII0,1 ⒸIII1 ⒹIV10 ⒺV100 A alternativa correta é aquela que apresenta o maior valor possível de Kc. Neste caso temos uma constante de equilíbrio de maior valor, o que mostra que teremos maior rendimento da amostra. Resposta: Alternativa Ⓔ

22. Exercício 23 A — B — C — I — As concentrações de reagentes e de produtos no equilíbrio são iguais. (B)(B) II — a reação está deslocada para a direita. (A)(A) III — a reação inversa está ocorrendo com maior intensidade. (C)(C) IV —[r] > [p] (C)(C) V — A concentração de reagentes no equilíbrio é maior do que a concentração de produtos. (C)(C) VI — a reação direta ocorre com maior intensidade. (A)(A) VII —[r] < [p] (A)(A) VIII — reagentes produtos (C)(C) IX —[r] = [p] (B)(B) X — reagentes produtos (A)(A) XI —a reação está deslocada para a esquerda. (C)(C) Produtos Concentração ⇧ Reagentes Concentração ⇩ R ⇨ P

23. Exercício 24 Tempo em que se estabelece o equilíbrio O equilíbrio químico é o estado no qual as atividades químicas ou concentrações de reagentes e produtos não têm mudanças líquidas ao longo do tempo, ou seja, quando as concentrações dos reagentes e produtos ficam constantes. Da mesma forma, quando se alcança o equilíbrio químico, a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa. Sabendo isso, e analisando a gráfica, podemos determinar que o equilíbrio químico, o é inicialmente estabelecido no tempo de: Resposta: Alternativa Ⓓ

24. Exercício 25 Para o equilíbrio: SO 2(g) + ½ O 2(g) ⇄ SO 3(g) Todos os componentes entram por serem gasosos. SO 2(g) + ½ O 2(g) ⇄ SO 3(g) ReagentesProdutoExpoente Kc = [produtos] [reagentes] Kc = [SO 3 ] [SO 2 ] ∙ [O 2 ] ½ ⇨ Expoente Resposta: Alternativa Ⓓ

25. Exercício 26 Kc = [ Z ] 2 × [ T ] 3 [ X ] × [ Y ] 4 Produtos Expoentes Reagentes Kc = [produtos] [reagentes] ⇨ 2 Z + 3 T ⇄X + 4 Y Resposta: Alternativa Ⓓ

26. Exercício 27 Tabela 2 reage / produz3,5 mol CO + NO 2 ⇄ CO 2 + NO Tabela 1 CONO 2 CO 2 NO início da reação:6,5 mol5,0 mol0 mol Tabela 3 equilíbrio3,0 mol1,5 mol3,5 mol ÷ 2 - 3,5 mol Inicialmente, montamos uma tabela (Tabela 1) com as informações das quantidades de cada participante da reação A Tabela 2 lista as quantidades que foram produzidas de cada participante de acordo com o valor dado pela produção de CO 2, neste caso, podemos atribuir todos os valores iguais, já que a proporção é 1:1:1:1. Para o cálculo do Kc levaremos em consideração somente os valores das concentrações no equilíbrio, Tabela 3, cujos valores são encontrados efetuando a diferença das quantidades iniciais pelas quantidades produzidas. Os valores devem ser divididos pela capacidade em litros do recipiente. Kc = [1,75] × [1,75] [1,50] × [0,75] Kc = 2,72

27. Exercício 28 2 CO (g) + O 2(g) ⇄ 2 CO 2(g) Tabela 1 [CO][O 2 ][CO 2 ] início da reação:0,80,60 mol Tabela 2 [CO][O 2 ][CO 2 ] equilíbrioXY0,2 mol Para encontrar os valores de X e Y, deve ser respeitada a estequiometria da reação que é de 2:1:2 ∙ Encontrando o valor de X: X = 0,8 – 0,2 = 0,6. Quantidade inicial menos quantidade de CO 2 produzida, uma vez que estão em mesma proporção 2:2 ∙ Encontrando o valor de Y: Y = 0,6 – 0,1 = 0,5. Quantidade inicial menos quantidade de CO 2 produzida ÷ 2, uma vez que estão em proporção 2:1 Kc = [0,2] 2 [0,6] 2 × [0,5] Kc = 0,22 [CO][O 2 ][CO 2 ] equilíbrio0,60,50,2 mol Kc = [CO 2 ] 2 [CO] 2 × [O 2 ] Montando a equação do Kc: – 0,1– 0,2

28. Exercício 30 Reagentes Produtos Água gasosa ENTRA na equação do Kc! Kc = [CH 3 COOC 2 H 5 ] × [H 2 O] [CH 3 COOH] × [C 2 H 5 OH] Montando a equação do Kc: EQUAÇÃO BALANCEADA! Kc = [0,6] × [0,6] [0,3] × [0,3] Kc = 4 CH 3 COOH (aq) + C 2 H 5 OH (aq) ⇄ CH 3 COOC 2 H 5(aq) + H 2 O (g)

29. Exercício 31 a) b) c)

30. Exercício 32 2 HI (g) ⇄ H 2(g) + I 2(g) 0,202 atm0,0274 atm Kp = (0,0274) × (0,0274) (0,202) 2 Kp = (P H 2 ) × (P I 2 ) (P HI ) 2 Kp = 1,84 × 10 –2

31. Exercício 34 N 2(g) + O 2(g) ⇄ 2 NO (g) 0,8 atm2 atm1 atm Kp = (1)2(1)2 (0,8) × (2) Kp = (P NO ) 2 (P N 2 ) × (P O 2 ) Kp = 0,625

32. Exercício 35 2 NaHCO 3(s) ⇄ 1 Na 2 CO 3(s) + 1 CO 2(g) + 1 H 2 O (g) Para o equilíbrio acima, a expressão da constante de equilíbrio em termos de pressões parciais é: Kp = P CO 2 × P H 2 O. Pela equação química, pode-se concluir que a pressão parcial do CO 2(g) é igual à pressão parcial da H 2 O (g), então: Kp = P CO 2 × P H 2 O ⇨ 0,25 = P CO 2 × P H 2 O 0,25 = P 2 ⇨ P = 0,50 atm P CO 2 = P H 2 O = 0,50 atm Ou, da mesma forma: Kp = P CO 2 × P H 2 O 0,25 = P CO 2 × P H 2 O P CO 2 e P H 2 O = √0,25 P CO 2 = P H 2 O = 0,50 atm

33. Exercício 36 2 SO 2(g) + O 2(g) ⇄ 2 SO 3(g) Kp = 2,8 × 10 2 a 10 3 K Kc = ? Relação entre o Kc e o Kp: R = 0,082 (constante universal dos gases) T = Temperatura ⇨ 1000 K Δn = (soma dos coeficientes dos produtos) – (soma dos coeficientes dos reagentes) 2 SO 2(g) + 1 O 2(g) ⇄ 2 SO 3(g) Δn = (2) – (2 + 1) = – 1 Substituindo os valores: Kp = Kc × (R × T) Δn 2,8 × 10 2 = Kc × (0,082 × 1000) – 1 2,8 × 10 2 = Kc × 82 – 1 2,8 × 10 2 = Kc 82 Kc = 2,8 × 10 2 × 82⇨ Kc = 2,3× 10 4

34. Exercício 37 N 2(g) + O 2(g) ⇄ 2 NO (g) 0,2 atm0,01 atm0,1 atm Kp = (0,1) 2 (0,2) × (0,01) Kp = (P NO ) 2 (P N 2 ) × (P O 2 ) Kp = 5

35. Exercício 39 Constante de velocidade A → B4,2 × 10 –3 s -1 B → A1,5 × 10 –1 s -1 A (g) ⇄ B (g) Keq = ? Keq = [4,2 × 10 –3 s -1 ] [1,5 × 10 –1 s -1 ] Kc = 2,8× 10 –2 a) b) A pressão parcial de A é maior.

36. Exercício 40 1 a etapa: determinar o valor da concentração de cada participante da reação. Serão utilizados os valores da concentração do experimento 2 ou do experimento 3 porque a concentração do reagente PCℓ 5 no primeiro é 0 e o valor do Kc utilizando os dados dos outros dois experimentos será o mesmo. 2 a etapa: determinar o valor do Kc do processo a partir da utilização dos valores das concentrações de cada participante no equilíbrio 3. Kc = [PCℓ 3 ] × [Cℓ 2 ] [PCℓ 5 ] ⇨ Kc = [3,66] × [1,5] [1] Kc = [5,49] [1] ⇨ Kc =5,59 mol/L 3 a etapa: determinar o valor do Kp do processo com a expressão a seguir. Δn é a variação do número de mol do produto (1 mol do PCℓ 3 + 1 mol do Cℓ 2 ) pelo número de mol do reagente (1 mol do PCℓ 5 ). R é a constante geral dos gases, cujo valor em atm é de 0,082. Kp = 5,49 × (0,082 × 298) 2–1 Kp = 5,49 × (24,436) 1 Kp = 5,49 × 24,436 Kp = 134,15 atm Retirando os 50% que o enunciado pede, ou seja, retirando a metade, temos, aproximadamente, 67 atm.

37. Exercício 41 Os dados fornecidos pelo exercício foram: Pressão total = 4 atm Porcentagem em volume do H 2 = 40% ou 0,4 Porcentagem em volume do I 2 = 10% ou 0,1 Obs.: Como são apenas três gases no sistema e a somatória da porcentagem de dois deles é 50%, podemos afirmar que a porcentagem em volume do HI também é 50% (0,5) por ser o que falta para 100%. Para determinar o valor do Kp do sistema, devemos realizar os seguintes passos: 1 a etapa: determinar os valores das pressões parciais de cada gás multiplicando a pressão total pela porcentagem: Para o H 2 : P H 2 = 4 × 0,4 P H 2 = 1,6 atm Para o I 2 : P H 2 = 4 × 0,1 P H 2 = 0,4 atm Para o H 2 : P H 2 = 4 × 0,5 P H 2 = 2,0 atm 2 a etapa: determinar o valor do Kp. H 2(g) + I 2(g) ⇄ 2 HI (g) Kp = (P HI ) 2 (P H 2 ) × (P I 2 ) Kp = (2,0 atm) 2 (1,6 atm) × (0,4 atm) Kp = 4,0 0,64 Kp = 6,25

38. Exercício 42 Os dados fornecidos pelo exercício foram: Temperatura = 677 °C ou 950 K Massa da H 2 O = 7,2 g Massa molar da H 2 O = 18 g/mol Massa do H 2 = 8 g Massa molar da H 2 = 2 g/mol Massa do O 2 = 6,4 g Massa molar da O 2 = 32 g/mol Para determinar o valor do Kp do sistema, devemos realizar os seguintes passos: 1 a etapa: determinar o número em mol (n) de cada gás dividindo a massa fornecida pela massa molar. Para o H 2 O: 7,2 = 0,4 mol 18 Para o H 2 : 8 = 4 mol 2 Para o O 2 : 6,4 = 0,2 mol 32 2 a etapa: determinar o valor da pressão de cada gás utilizando o valor do volume (4 L), a constante geral dos gases (0,082) e a temperatura (950) na expressão de Clapeyron. Para o H 2 O: P × V = n × R × T P × 4 = 0,4 × 0,082 × 950 4P = 31,16 P = 31,16 4 P = 7,79 atm Para o H 2 : P × V = n × R × T P × 4 = 4 × 0,082 × 950 4P = 311,6 P = 311,6 4 P = 77,9 atm Para o O 2 : P × V = n × R × T P × 4 = 0,2 × 0,082 × 950 4P = 15,58 P = 15,58 4 P = 3,895 atm 3 a etapa: determinar o valor do Kp. 2 H 2(g) + O 2(g) ⇄ 2 H 2 O (v) Kp = (PH2O)2(PH2O)2 (P H 2 ) 2 × (P O 2 ) ⇨ Kp = (7,79) 2 (77,9) 2 × (3,895) Kp = 60,684 23.639,456 ⇨ Kp = 0,0025 atm –1.

39. Exercício 43 – pt 1 Os dados fornecidos pelo exercício foram: Temperatura = 500 K Volume do recipiente = 2,0 Litros Número em mol (n) de cada gás: CH 3 OH = 0,0406 mol CO = 0,170 mol H 2 = 0,302 mol Para determinar o valor do Kp do sistema, devemos realizar os seguintes passos: 1 a etapa: determinar a pressão de cada gás utilizando a equação: P × V = n × R × T, que, rearranjada, fica: P = n × R × T V ÷ Para o CH 3 OH: P CH 3 OH = n × R × T V P CH 3 OH = 0,0406 × 0,082 × 500 2 ⇨ P CH 3 OH = 0,83 atm Para o CO: P CO = n × R × T V P CO = 0,170 × 0,082 × 500 2 ⇨ P CO = 3,49 atm Para o H 2 : PH2 =PH2 = n × R × T V PH2 =PH2 = 0,302 × 0,082 × 500 2 ⇨ P H 2 = 6,2 atm Continua...

40. Exercício 43 – pt 2 2 a etapa: aplicar os valores encontrados no cálculo do Kp. P CH 3 OH = 0,83 atm P CO = 3,49 atmP H 2 = 6,2 atm CO (g) + 2 H 2(g) ⇄ CH 3 OH (g) Kp = (P CH 3 OH ) (P CO ) × (P H 2 ) 2 ⇨ Kp = (0,83) (3,49) × (6,2) 2 Kp = 0,83 134,15 ⇨ Kp = 6,2 × 10 –3

41. Exercício 44 (passo a passo) a) construir e completar os dados da seguinte tabela: CO 2 H2H2 COH2OH2O Quantidade inicial (mol) Dado no exercício Não informadoDado no exercício Pressão parcial Variação da pressão Pressão no equilíbrio 3,51 atm 1) Calcular as pressões parciais dos gases CO 2, H 2 e H 2 O utilizando a expressão: P = n × R × T V 2) Após encontrados os valores das pressões parciais, a variação será a mesma para todas as substâncias e é encontrada pela diferença entre a pressão no equilíbrio do H 2 O 3) As demais pressões serão encontradas pela subtração ou soma da variação da pressão com a pressão parcial obedecendo: SOMA para produtos DIFERENÇA para reagentes Continua...

42. Exercício 44 (passo a passo) b) O cálculo do Kp deve ser realizado com os valores das pressões obtidas somente no EQUILÍBRIO! NOTE QUE: embora os valores associados ao CO não tenham sido informados, sua quantidade inicial deve ser considerada igual a ZERO, afinal, trata-se de um reagente, portanto, o valor de pressão no equilíbrio para o monóxido de carbono corresponderá ao próprio valor da variação obtida. Resposta: Kp = 0,11

43. Exercício 49 1 a etapa: determinar as concentrações molares através da fórmula: ℳ = n V Para o [H 2 ]: 1,0 × 10 –2 2 ⇩ 0,5 × 10 –2 mol /L Para o [I 2 ]: 3,0 × 10 –2 2 ⇩ 1,5 × 10 –2 mol /L Para o [HI]: 1,0 × 10 –2 2 ⇩ 1,0 × 10 –2 mol /L ← n° de mol(s) ← volume molaridade → 2 a etapa: substituir os valores encontrados na fração do “quociente da reação” de acordo com a reação: H 2(g) + I 2(g) ⇄ 2 HI (g) Qc = [HI] 2 [H 2 ] × [I 2 ] Qc = (1,0 × 10 –2 ) 2 (0,5 × 10 –2 ) × (1,5 × 10 –2 ) Qc = 1,333 ⇨ ⇩ Qc = 1,0 0,5 × 1,5 ⇩ ⇨ Continua...

44. Exercício 49 Como esse resultado (Qc = 1,333) é diferente do valor dado (Kc = 50,5), concluímos que o sistema não está em equilíbrio. Matematicamente, o quociente da reação deverá aumentar, para que de 1,333 ele venha a atingir 50,5; ora, isso só ocorrerá com o aumento do numerador da fração (isto é, [HI]) e a diminuição do denominador (isto é, [H 2 ] e [I 2 ]); consequentemente, a reação caminhará da esquerda para a direita. H 2(g) + I 2(g) ⇀ 2 HI (g) Generalizando: quando Qc < Kc, o sentido da reação é para a direita (→); quando Qc = Kc, a reação está em equilíbrio; quando Qc > Kc, o sentido da reação é para a esquerda (←). Aumento ⇧ Diminuição ⇩ Reação caminha para o lado que deve aumentar