Considere a reação que ocorre em fases gasosas, representada pela equação:
2H2(g) + O2(g) <=> 2H2O(g)
Sabendo-se que a 100°C, a constante de equilíbrio para a reação acima é igual a 0,36, responda justificando, em que sentido deslocará a reação caso ocorram as seguintes alterações:
a) A pressão total do sistema seja diminuída
b) A temperatura do sistema seja aumentada, sabendo-se que no sentido direto a reação é exotérmica
c) Ocorra retirada do O2 do sistema
d) Aumente-se a concentração de H2 no sistema
2H2(g) + O2(g) <=> 2H2O(g)
Sabendo-se que a 100°C, a constante de equilíbrio para a reação acima é igual a 0,36, responda justificando, em que sentido deslocará a reação caso ocorram as seguintes alterações:
a) A pressão total do sistema seja diminuída
b) A temperatura do sistema seja aumentada, sabendo-se que no sentido direto a reação é exotérmica
c) Ocorra retirada do O2 do sistema
d) Aumente-se a concentração de H2 no sistema
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a) No lado dos reagentes tem-se 3 volumes; no lado dos produtos, apenas dois. Ao aumentar a pressão do sistema, o equilíbrio se desloca sempre para o lado que contiver menor volume, ou seja, para o lado dos produtos (para a direita).
b) Se a reação é "naturalmente" exotérmica, então se a temperatura diminuísse o equilíbrio seria deslocado para a direita; entretanto, como a temperatura é aumentada, então o equilíbrio é deslocado para o lado dos reagentes.
c) Caso o oxigênio seja retirado do sistema, o equilíbrio terá que ser deslocado para a esquerda (lado dos reagentes), no sentido de repor essa falta de oxigênio.
d) Adicionando-se hidrogênio ao sistema, o equilíbrio é deslocado para a direita (lados dos produtos), com o intuito de consumir essa quantidade adicionada.