(Cesmac 2018)
O monóxido de nitrogênio (NO) é um dos subprodutos da queima de combustíveis fósseis. Quando liberado na atmosfera, pode reagir com a água presente nas nuvens produzindo o ácido nítrico e, consequentemente, chuva ácida. Na reação de síntese de NO descrita abaixo, supondo que o sistema esteja em equilíbrio, e as pressões dos gases sejam iguais a: PN2 = 0,1 atm, PO2 = 0,2 atm e PNO = 1,0 atm. Qual é o valor da constante de equilíbrio (Kp)?
Primeiro nós temos que entender o que é kp, mas antes temos que entender o que kc, vamos lá.
Considere o cloreto de prata, em meio aquoso o cloreto de prata forma os cátions e ânions Ag+ e Cl- digamos que em uma velocidade vd
porém parte dos íons se combinam novamente restituindo o AgCl (a uma velocidade vi)
quando as velocidades se igualam (vd = vi) a reação atingiu o equilíbrio e para representá-lo existem as constantes de equilíbrio.
Existem muitas mas as que nos interessam agora são kp e kc.
Elas representam a concentração dos produtos dividida pela concentração dos reagentes \( \bbox[5px, border: 2px solid blue]{ k_c\;=\;\large{ {[produtos]} \over {[reagentes]} } }\)
Exemplo, considere a reação genérica
a A(s) +b B(aq) +c C(g) ⇄ d D(aq) + e E(g) +H2O(l)
o kc dessa reação seria \( \bbox[5px, border: 2px solid blue]{ k_c\;=\;\large{ {[D]^d.[E]^e.[H_2O]} \over {[A]^a.[B]^b.[C]^c} } }\)
Porém substâncias sólidas e líquidos puros não entram no cálculo, por isso o kc correto é \( \bbox[5px, border: 2px solid blue]{ k_c\;=\;\large{ {[D]^d.[E]^e} \over {[B]^b.[C]^c} } }\)
[D]: concentração de D, em mol/L
d: coeficiente do D
[E]: concentração de E, em mol/L
e: coeficiente do E
[B]: concentração de B, em mol/L
b: coeficiente do B
[C]: concentração de C, em mol/L
c: coeficiente do C
Quanto mais alta a concentração dos produtos maior será o kc
kc alto quer dizer que temos uma grande quantidade de produtos, uma reação de alto rendimento.
O kp é semelhante ao kc mas ela é específica para gases.
Nós vimos anteriormente que \( k_c\;=\;\large{ {[D]^d.[E]^e} \over {[B]^b.[C]^c} }\), mas sabendo que a concentração de mols de um gás está relacionada com a pressão que ele exerce nós podemos substituir as concentrações em mol/L pelas pressões parciais \( k_c\;=\;\large{ {P_D^d.P_E^e} \over {P_B^b.P_C^c} }\), porém como estamos tratando de pressão apenas os gases nos interessam
\( k_c\;=\;\large{ {P_E^e} \over {P_C^c} }\)
a essa constante nos damos um nome especial, ela é a constante dos gases ou kp \( \bbox[5px, border: 2px solid blue]{ k_p\;=\;\large{ {P_E^e} \over {P_C^c} } }\)
PE: pressão exercida pelo gás E
PC: pressão exercida pelo gás C
Agora que entendemos o que é kp vamos seguir com a resolução.
Quando formos trabalhar com equações a primeira coisa que temos que fazer é balanceá-la.
Para as substâncias que não tem o coeficiente estequiométrico nós consideramos 1 mol
No lado esquerdo nós temos 1 mol de N2
se em 1 molécula de N2 há 2 átomos de N, então em 1 mol de nitrogênio nós temos 2 mols de N.
Simples não?!
Aplicando exatamente a mesma lógica à molécula de oxigênio temos 2 mols de O
Resumindo, no lado esquerdo da equação
\(
\begin{cases}
2\; mols\; de\; N \\
2\; mols\; de\; O
\end{cases}
\)
No lado direito são 2 mols de NO
em 1 molécula de monóxido de nitrogênio há 1 átomo de N, então em 2 mols da substância temos 2 mols de N
Pela mesma lógica temos 2 mols de O.
As quantidades de N e O nos lados esquerdo e direito são iguais.
Lado esquerdo
\(
\begin{cases}
2\; mols\; de\; N \\
2\; mols\; de\; O \\
\end{cases}
\)
Lado direito
\(
\begin{cases}
2\; mols\; de\; N \\
2\; mols\; de\; O
\end{cases}
\)
A explicação ficou bem grande, mas porque queríamos explicar detalhadamente toda a lógica para não exigir nenhum salto de fé. Entretanto não se engane, a questão é muito simples, basta substituir as pressões em uma fórmula.
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