Salve, galera! Por favor, me ajudem com a seguinte questão (nem sei por onde começo para poder resolver). vlw!
A síntese da amônia foi desenvolvida por Harber-Bosh e teve papel importante durante a 1ª Guerra Mundial. A Alemanha não conseguia importar salitre para fabricação dos explosivos e, a partir da síntese de [tex3]NH_{3}[/tex3]
, os alemães produziam o [tex3]HNO_{3}[/tex3]
e deste chegavam aos explosivos de que necessitavam. A equação que representa sua formação é mostrada abaixo:
3 [tex3]H_{2(g)} + N_{2(g)}[/tex3]
[tex3]\rightarrow [/tex3]
[tex3]2NH_{3(g)}[/tex3]
(Obs: a reação está em equilíbrio; não consegui inserir a simbologia referente a essa situação )
a)Suponha que a uma determinada temperatura T foram colocados, em um recipiente de 2,0 litros de capacidade, 2,0 mols de gás nitrogênio e 4,0 mols de gás hidrogênio. Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kc, sabendo que havia se formado 2,0 mols de amônia ao se atingir o equilíbrio.
b)Considere que a lei de velocidade para a reação de formação da amôia é v = k [[tex3]H_{2}[/tex3]
³ [[tex3]N_{2}[/tex3]
]. Calcule quantas vezes a velocidade final aumenta, quando a concentração de nitrogênio é duplicada e a de hidrogênio é triplicada, mantendo-se a temperatura constante.
(infelizmente não tenho o gabarito da questão)
Físico-Química ⇒ Constante de equilíbrio e velocidade da reação
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Constante de equilíbrio e velocidade da reação
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Re: Constante de equilíbrio e velocidade da reação
Olá, Rory
O equilíbrio é o seguinte:
[tex3]\hspace{2cm} 3H_{2(g)} + N_{2(g)} \ \rightleftharpoons \ 2NH_{3(g)}[/tex3]
início [tex3]\hspace{1cm}[/tex3] 4 mols [tex3]\hspace{0,2cm}[/tex3] 2 mols [tex3]\hspace{0,4cm}[/tex3] 0 mol
reagiu [tex3]\hspace{0,7cm}[/tex3] -3 mols [tex3]\hspace{0,2cm}[/tex3] -1 mol [tex3]\hspace{0,4cm}[/tex3] +2 mol
formou [tex3]\hspace{0,8cm}[/tex3] 1 mols [tex3]\hspace{0,1cm}[/tex3] 1 mol [tex3]\hspace{0,4cm}[/tex3] +2 mol
Pela estequiometria, se forem formados 2 mols de amônia, serão consumidos 3 mol de [tex3]H_{2(g)}[/tex3] e 1 mol de [tex3]N_{2(g)}[/tex3]
Daí,
Kc = [tex3]\frac{[NH_{3(g)}]^2}{[H_{2(g)}]^3 \cdot [N_{2(g)}]}[/tex3]
[tex3]\hspace{0,5cm}[/tex3] = [tex3]\frac{(1)^2}{(1/2)^3 \cdot (1/2)}[/tex3] = 16 [tex3]([/tex3] mol/L [tex3])^{-2}[/tex3]
[/tex3]
b) V = k [tex3][H_{2(g)}]^3[N_{2(g)}][/tex3]
V' = K [tex3][3\cdot (H_{2(g)})]^3[2\cdot (N_{2(g)})][/tex3]
V' = 54K [tex3][H_{2(g)}]^3[ N_{2(g)}][/tex3]
V' = 54V
O equilíbrio é o seguinte:
[tex3]\hspace{2cm} 3H_{2(g)} + N_{2(g)} \ \rightleftharpoons \ 2NH_{3(g)}[/tex3]
início [tex3]\hspace{1cm}[/tex3] 4 mols [tex3]\hspace{0,2cm}[/tex3] 2 mols [tex3]\hspace{0,4cm}[/tex3] 0 mol
reagiu [tex3]\hspace{0,7cm}[/tex3] -3 mols [tex3]\hspace{0,2cm}[/tex3] -1 mol [tex3]\hspace{0,4cm}[/tex3] +2 mol
formou [tex3]\hspace{0,8cm}[/tex3] 1 mols [tex3]\hspace{0,1cm}[/tex3] 1 mol [tex3]\hspace{0,4cm}[/tex3] +2 mol
Pela estequiometria, se forem formados 2 mols de amônia, serão consumidos 3 mol de [tex3]H_{2(g)}[/tex3] e 1 mol de [tex3]N_{2(g)}[/tex3]
Daí,
Kc = [tex3]\frac{[NH_{3(g)}]^2}{[H_{2(g)}]^3 \cdot [N_{2(g)}]}[/tex3]
[tex3]\hspace{0,5cm}[/tex3] = [tex3]\frac{(1)^2}{(1/2)^3 \cdot (1/2)}[/tex3] = 16 [tex3]([/tex3] mol/L [tex3])^{-2}[/tex3]
[/tex3]
b) V = k [tex3][H_{2(g)}]^3[N_{2(g)}][/tex3]
V' = K [tex3][3\cdot (H_{2(g)})]^3[2\cdot (N_{2(g)})][/tex3]
V' = 54K [tex3][H_{2(g)}]^3[ N_{2(g)}][/tex3]
V' = 54V
Última edição: Auto Excluído (ID:20809) (Sex 01 Jun, 2018 19:32). Total de 3 vezes.
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