IME/ITA ⇒ equilibrio quimica Tópico resolvido

[gabrielmacc]

‘‘n’’ mols de amônia são colocados e selados dentro de uma ampola de um litro mantida a 500 K. Nessa ampola ocorre a reação química representada pela seguinte equação: 2 NH3(g) ←→ N2(g) + 3 H2(g).

Em relação a esta reação é CORRETO afirmar que

a) ao atingir o equilíbrio ter-se-ão formados n/2 mols de N2(g).
b) ao atingir o equilíbrio ter-se-ão formados n x 3/2 mols de H2(g).
c) se a reação de decomposição for total, consumir-se-ão 2 mols de NH3(g).
d) se a reação de decomposição for total, a pressão final na ampola será igual a 4 x 500 x R.
e) se a reação de decomposição for total, a variação de pressão na ampola será igual a n x 500 x R.

Resposta

---

e

Essa questão ja tá nesse fórum, porem muito antiga e ngm respondeu as ultimas perguntas e nem fez a questão completa, então estou mandando em busca da solução, as resoluções que achei nenhuma delas explicavam mt bem, ai n entendi ainda. Obrigado pela compreensão.

[lmtosta]

gabrielmacc,


Vamos começar montando o "quadro padrão" de análise de equilíbrio químico, para concentrações, recipiente de volume total de 1,00L contendo o meio reacional inicial, formado por gás amônia, e reação iniciada neste meio de 1,00L total e invariável, antes, durante e depois do Equilíbrio Químico estabelecido:

-------------------------------------------- 2 NH3 (g) ----------------- N2 (g) ------------------- 3H2 (g)
Início da reação ----------------------- "n" mol --------------------- 0 ------------------------ 0
Reação Química ----------------------- "2x" mol ------------------- "x" mol ------------------ "3x" mol
Equilíbrio --------------------------- (n-2x) mol -------------------- x mol -------------------- 3x mol

Vamos excluir as alternativas erradas, começando pelas mais fáceis e evoluindo:

LETRA "C": FALSA

Os 2 mols mencionados na alternativa indicam a estequiometria de consumo da amônia, mas pode ser que o meio reacional seja constituído de 2 mols de amônia, como sugere a alternativa, mas também qualquer outra possibilidade de quantidade, com "n" podendo ser de 1 mol, 10 mols, 500 mols, 0,0001 mol, ou qualquer quantidade de amônia incluída no recipiente litral, com a estequiometria indicando apenas que 2 equivalentes de amônia forma 1 equivalente de nitrogênio, por exemplo, e vice-versa!!!!!!!!!

A estequiometria quer dizer que a reação se dá na proporção de 2 para 1, conforme acima, e não que o meio tem 2 mols de amônia e 1 mol de nitrogênio, por exemplo!!!!!!!!

Pode ser qualquer quantidade inicial de NH3!!!!!!!!!!!

Logo, se são "n" mols decompostos totalmente, serão "n" mols de NH3 consumidos, e não necessariamente os 2 mols da estequiometria da reação!!!!!!!!!!

Daí a letra "C" ser falsa!!!!!!!!!!!

LETRA "D": FALSA E LETRA "E": VERDADEIRA

A pressão final na ampola, para gases ideais, é dada pela equação de Clapeyron: "pV = nRT"!!!!!!!!!

O volume da ampola é de 1,00L e a temperatura considerada é de 500K, portanto vem que:
"p = 500 . R . n"

Da mesma maneira como argumentado para a letra "C", os 4 mols após o estabelecimento do Equilíbrio Químico se dão nesta quantidade quando 2 mols de
amônia se decompõe para gerar 4 mols de outras substâncias!!!!!!!!!

Porém, na prática, os 4 mols indicam apenas a estequiometria da reação de decomposição!!!!!!!!!!

Na verdade, o que se tem são "n" mols de produto causando a pressão na ampola, e não necessariamente 4 mols. Daí o erro na letra "D"!!!!!!!!!!

Seguindo a mesma linha de raciocínio, podemos pensar que antes da reação, a pressão "p1" na ampola era dada para "n1" mol de amônia, ou seja:
p1 = n1 . R . 500

Após a reação, a estequiometria nos permite concluir que a quantidade de matéria em geral, como um todo, dobra, ou seja: n2 = 2.n1. Daí vem que:
p2 = n2 . R . 500
p2 = 2.n1 . R . 500

Logo, a variação de pressão, "dp", após a decomposição total é o próprio delta de pressão, ou seja:
dp = p2 - p1 = 2.n1 . R . 500 - n1 . R . 500 = n1 . R . 500 = n . R . 500!!!!!!!!!!!

Isto torna a letra "E" verdadeira!!!!!!!!!!!

POR FIM, LETRA "A": FALSA E LETRA "B": FALSA

Muito embora a estequiometria da reação química, qualquer que seja ela, seja capaz de ditar a proporção com que reagentes e produtos devem, e vão, reagir, a extensão
da reação propriamente e o quanto de fato permanecerá formado e/ou consumido de reagentes e produtos está intimamente relacionado à Energia Livre de Gibbs envolvida no processo como um todo e, consequentemente, com a Constante de Equilíbrio, "K"!!!!!!!!!!

Em outras palavras, pode ser que amônia e nitrogênio, por exemplo, se relacionem na proporção de 2 para 1, como indicam suas estequiometrias. Mas se a concentração final, de equilíbrio, de nitrogênio será "x" e a de amônia será "y", ou vice-versa (ou ainda outros valores, diferentes de "x" e "y"), isso dependerá da constante "K"!!!!!!!!!!

Voltando para a tabela de início da postagem, vamos iniciar considerando que a constante "K" da reação é de 5,00 e que a quantidade de amônia inserida é de 2 mols, para facilitar. Daí vem que:

[tex3]5,00 = \frac{(x) . (3x)^3} {(2 - 2x)^2}[/tex3]

Uma vez que a concentração inicial de amônia é grande se comparada ao que de fato se espera reagir e o desenvolvimento completo da equação acima desembocaria numa equação do 4º grau, optamos por adotar a aproximação a seguir:

[tex3](2 - 2x)^2 = 2^2[/tex3]

Portanto,
[tex3]5,00 = \frac{(x) . (3x)^3} {4}[/tex3]

Logo,
x = 0,927719227
[N2] = 0,927719227 mol/L, aproximadamente.
[NH3] = 2,0 mol/L, aproximadamente.
[H2] = 2,783157684 mol/L, aproximadamente.

Se "n = 2 mols" de amônia iniciais, por exemplo, esperaríamos pela alternativa "A" que a concentração de equilíbrio do nitrogênio seria de "n/2", ou seja, de 1 mol/L. Mas veja que no exemplo acima temos 0,9277 mol/L, ao invés de 1 mol/L, bastando para provar que a alternativa "A" está errada, assim, como a concentração de hidrogênio não resulta 3 mol/L, como propõe "B", por exemplo, mas apenas 2,7832 mol/L, tornando "B" igualmente errado!!!!!!!!!

Vamos imaginar que a constante K seja ainda menor: 0,0003!!!!!!!!

Neste caso:
x = 0,081649658
[NH3] = 2,0 mol/L, aproximadamente.
[N2] = 0,081649658 mol/L, aproximadamente.
[H2] = 0,244948974 mol/L, aproximadamente.

Como a constante de equilíbrio é muito baixa, esse é um indicativo de que uma parcela ínfima da amônia reagiu liquidamente, e é por isso que não podemos seguir por completo a intuição da estequiometria!!!!!!!!!!

Podemos dizer que a proporção daquilo que reage segue à risca a estequiometria, como entre "n" e "n/2" da alternativa "A", por exemplo!!!!!!!!!

Assim, se "n" fosse a quantidade total de amônia QUE REAGIU para formar nitrogênio e hidrogênio, seguramente "A" e "B" estariam corretas!!!!!!!!!!

Porém, quem "dita" O QUANTO da amônia será disponibilizada para INICIAR A REAÇÃO até o equilíbrio, é a constante "K" e as Leis da Termodinâmica conforme temperatura
e pressão específicos!!!!!!!!!!

Assim, não adianta nada pensar que 2 equivalentes de amônia reagem para formar 1 de nitrogênio, se as condições reacionais permitirem que apenas parte da amônia efetivamente forme nitrogênio após a reação, com a outra parte ficando na forma de amônia mesmo, "inerte"!!!!!!!!!

Em outras palavras, para K = 5,00, temos a proporção perfeita de reação, com 0,9 mol de N2 formado e 3 vezes a quantidade de hidrogênio a partir de NH3. Se toda a amônia reagisse por completo, sem estabelecer equilíbrio, partindo de 2 mol de amônia, daí sim poderíamos falar em estequiometria plenamente, mas não em equilíbrio, já que as quantidades se diferenciariam!!!!!!!!!

Também temos proporções estequiométricas reacionais para K = 0,0003, mas este é um exemplo que pouquíssimo da amônia parece ter reagido, tornando ainda "mais erradas" as letras "A" e "B"!!!!!!!!!!

Não que a reação foi curta, pequena ou menor extensão!!!!!!!!!

É que sob certas condições de temperatura e pressão, embora toda a amônia reaja, a reação inversa será mais favorecida e, com isso, uma quantidade bem maior de
amônia seguirá no meio reacional, sendo formada pela reação de N2 e H2, pois o meio favorece a produção e manutenção de amônia!!!!!!!!!

E é por isso que a estequiometria da reação não basta para melhor analisar a situação, já que as reações direta e inversa acontecem concomitantemente, ou seja, simultaneamente, de modo que aquilo que foi consumido e analisado estequiometricamente, já pode estar sendo novamente formado, como se não tivesse sido consumido, afetando e "estragando" toda a análise por vias exclusivamente estequiométricas!!!!!!!!!

Assim, embora as reações sigam as proporções estequiométricas, é o valor da constante "K" que determinará o quão extensa será a quantidade de amônia presente no equilíbrio dos processos, ou o quão escassa será esta extensão.

Muito mais do que a estequiometria em si!!!!!!!!!!!


Espero ter contribuído para elucidar estes pontos!!!!!!!!!!

[gabrielmacc]

lmtosta, cara muito obrigado serio msm me ajudou MUITO