Grau de dissociação térmica

(E.E.MAUÁ) Num recipiente fechado, indeformável e a uma dada temperatura, aquece-se 0,4 mol de NH3.
Estabelecido o equilíbrio:



verifica-se que há 0,3 mol de hidrogênio no sistema. Calcule o grau de dissociação térmica do NH3 naquela temperatura.

Dados:

Massas Atômicas:

H=1

N=14

Gabarito:

50%

Adam,

Não sei qual é sua dúvida...

Mas Vamos Lá !


1) Dados:

"...recipiente fechado, indeformável..." = Volume Constante

"...a uma dada temperatura..." =Temperatura Constante

2 NH₃ <---> 1 N₂ + 3 H₂

n_inicial(H₂) = 0,3

2) Pede-se:

Grau de Disassociação Térmica do NH₃

3)Sabendo-se:

Grau de Disassociação (Térmica) : α ≡ m_dissociados/m_inicial = n_dissociados/n_inicial

4) Tem-se:

As proporções estequiométricas:

0,4 ----------------------------0 -----------------------0

0,4 - 2x ----------------------1x ----------------------3x

??????? ----------------------???---------------------0,3

3x = 0,3

x = 0,1 ⇒ 0,4 - 2(0,1) = 0,2

0,2 ----------------------------0,1--------------------0,3

α = n_dissociados(H₂)/n_inicial(H₂) = (0,4-0,2)/0,4 = 0,2/0,4 = 1/2 = 0,50 = 50/100 = 50%


Qual foi sua dúvida ???

2NH3 ---->N2+3H2

0,4----------0-----0 ----> Início

2x-----------x-----3x ----> Reage/Forma

0,4-2x-------x------3x ----> Equilíbrio

1) A tabela não seria assim?

2) O fato de o volume ser constante implica dizer que todas a quantidade de mols dos reagentes e dos produtos serão divididos por V ?

Exemplo:

[NH3=n(NH3)/V

[N2]=n(N2)/V

[H2]=n(H2)/V

Pensei que tivesse que achar o V

Onde houver gases impera a lei dos gases perfeitos !

PV = nRT

Perceba que são 4 variáveis: P, V, T, n

E uma constante: R

Para se saber qualquer uma das 4 variáveis, precisamos dos valores das outrasde outras 3...

O problema só dá "n"...

É só uma continha de "chegar", não precisa nem de "equações"...

Eu coloquei só para fazer o passo-a-passo.

No mundo real esses problemas são bem diferentes...

As constantes não são determinadas pelos coeficientes estequiométricos !

São feitas experiências e através delas sabemos os expoentes das concentrações.

Na maioria das vezes as reaçoes químicas seguem 4 leis.

Seja aA + bB <--> cC + dD

Ordem Zero:

V_RP = k

Ordem Um:

V_RP = k[X] e variações com soma de expoentes = 1

Ordem Dois:

V_RP= k[X]² e variações com soma de expoentes = 2

Ordem 3:

V_A = k[X]³ e variações com soma de expoentes = 3

Quando não são fornecidos tabelas, gráficos, em síntese, dados de experimentos, simplificamos e "assumimos condições ideais", aquelas que estão nos livros do EM, onde as velocidades são elevadas aos coeficientes estequiométricos dos reagentes e dos produtos.

Vou tentar mais uma vez uma simples explicação...

Vamos Lá !

Pense que temos H₂ e N₂ num recipiente fechado:



As moléculas dos gases estão e movimento constante e se chocando.

Para que a amônia NH₃ se forme, apesar de ser o natural, é necessário que ocorra choques entre o hidrogênio e o nitrogênio.

Alé disso, que o choque ocorra na posição que favoreça a reação.

Podemos aumentar a velocidade das partículas (temperatura ), fornecendo energia (calor, radiação...)

Podemos diminuir o volume, aumentando a densidade.

Podemos colocar mais partículas.

Qualquer uma dessas providências, ou todas, aumentará a probabilidade de aumentar os choques e que esses choques ocorram de maneira favorável.

A reação é exotérmica, significando que energia é liberada em forma de calor, significando que é mais estável H e N ficarem na forma NH₃ do que solitários.

Depois de formado o gás amoníaco, podemos brincar de reverter a equação.

Basta esquentarmos, aumentar os choques e suas velocidades ou quantidades de movimento.

A cada temperatura teremos uma configuração.

Amônia se disassocia e forma hidrogênio e nitrogênio.

Nitrogênio e hidrogênio se chocam e se reassociam e formam amônia.

Passado algum tempo, a mesma quantidade que se associa é a mesma que se
disassocia, formando o que chamamos de equilíbrio dinâmico.

Se tirássemos fotos, parecia estar tudo quietinho, um tanto de amônia e um tanto de hidrogênio e nitrogênio quietinhos.

Mas se fizéssemos um filme iríamos observar associações e disassociações.

Mas de tal forma que as velocidades num sentido e no outro fossem iguais.

Na unidade de tempo considerada o mesmo número de dois pares amônia estaria sendo formado e separado.

Nesse momento e a partir dele queremos um número que nos indique como ficou a novela...

Pode ser o grau ou coeficiente de disassociação ou dissociação, pode ser a constante de equilíbrio...

Basta contarmos o que tem de um "lado" e o que tem no outro.

É muito simples... contas de "chegar" .

Seja essa a configuração de equilíbrio dinâmico:

Qual o  Grau de Dissociação ?

Qual Kc e Kp ?

Muito bom rihan
Obrigado

Adam Zunoeta escreveu:Muito bom rihan
Obrigado

MAS CADÊ AS RESPOSTAS ??? :cyclops:

É O PRINCIPAL !

Situação inicial:

H2 e N2 num recipiente fechado:



Equilíbrio dinâmico:



Legenda:

Bola azul = Nitrogênio

Bola Branca = Hidrogênio

Duas bolas brancas = H2

Duas bolas azuis: N2

1 bola azul e 3 bolas brancas = NH3

a) Qual o Grau de Disassociação ?

b) Qual Kc e Kp ?



Pela figura temos:

Situação Inicial:

20 NH3

Equilíbrio dinâmico:

16 NH3

2N2

3H2





Fiquei com dúvida na letra "b" na hora de achar o Kp :scratch:

(a) α = ?
A resposta pro item (a) está corretíssima ! !

α ≡ (massa dissociada)/(massa inicial).

Como a massa de uma substância é proporcional ao nº de mols, podemos escrever:

m ∝ n ⇒ m = k.n ⇒ α ≡ md/mo = k.nd/(k.no) ⇒ α = nd/no

Como o nº de moléculas N é proporcional ao mol ou Número de Avogrado(6,02214179(30)×10²³), ou a Constante de Avogrado L ou N_A ( 6,02214179(30)×10²³ mol⁻¹).

n=N/N_A ⇒ α = Nd/No

Bastava perceber que das 20 moléculas inicias de amônia, ficaram 16 e 4 se dissociaram e formaram 2 moléculas do gás nitrogênio 6 de hidrogênio...

Então:

α = Nd/No = 4/20 = 1/5 = 20/100= 20% = 0,20

(b) Kc e Kp ???

A constante de equiíbrio Ke é definida em termos das ATIVIDADES das espécies presentes numa reação.

A constante de equiíbrio Ke PODE ser definida e calculada, em certos casos, através das concentrações molares e passa a se chamar Kc.

Em outros certos casos, Ke pode ser calculada pelas pressões parciais (fração molar) dos gases presentes na reação reversível. Aí ela passa a se chamar Kp.

Temos também outros "K"s: Ka, Kb, Kw, Kps ou Ks. O que significam ? <====?

Os "gases ideais" se comportam segundo a fantástica e simples equação:

PV = nRT (Equação de Clapeyron)

Nas CNTP (0°C = 273,15 K, 1 atm) 22,413 968 ± 0,000 020 L/mol (volume molar) de um gás perfeito contém 1 mol de moléculas, isto é, aproximadamente 6,02×10²³ moléculas.

Com esse valor podemos "calcular" a constante R:

R = PV/(nT)

R = (1 atm ) . ( 22,413 968 L ) /( (1 mol) . ( 273,15 K ) )

R = 0,082057 atm.L .K⁻¹. mol⁻¹ .

Bem como outras constantes como F (Constante de Faraday), Unidade de Massa Atômica, Constante de Boltzman, de Planck..., a partir da carga elementar (1,602176565(35)×10⁻¹⁹) ou da massa do elétron (9,10938291(40)×10⁻³¹ kg).

Vamos agora de volta ao problema que lhe passei...

2 NH₃ 1 N₂ + 3 H₂

Proporções estequiométricas: 2 : 1 : 3 ( Lei de Proust )

Das 20 moléculas de NH₃:

4 se disassociaram, ficando 16

As 4 que se disassociaram SEGUEM a LEI DE PROUST ( POR ISSO É LEI !)

4 NH3 ? N₂ + ? H₂

Essa da pra fazer de cabeça, rapidinho...

2 : 1 : 3

4 NH3 2 N₂ + 6 H₂

Mas se forem números chatos, faça assim: (note as cores...)

4 NH3 1.4/2 N₂ + 3.4/2 H₂

4 NH3 2 N₂ + 6 H₂

2........ : 1...... : 3

No Equilíbrio dinâmico ficamos "assim":

16 NH3 + { 4 NH3 2 N₂ + 6 H₂}

Onde o que está entre chaves está constantemente num vai e vem, mas na mesma velocidade.

E escrevemos, por convenção internacional, simplificadamente assim:

2 NH3 1 N₂ + 3 H₂

E fornecemos:

Kc = ... ou Kp = ...ou α = ...

T = ... ou V = ... ou P =... ou n = ...

Escolhe-se um trinca qualquer dos 4, já que PV=nRT, determina o que falta...

Onde o Kc, α , nas condições (P,V,T,n) nos diz sinteticamente como é o equilíbrio.

Vamos para o Kc:

Kc = [N₂]¹[H₂]³/[NH₃]²

[N₂] = n/V = (2/N_A)/V = 2/(N]_AV)

[H₂] = 6/(N_AV)

[NH₃] = 16/(N_AV)

Kc = ( 2/(N_AV) )¹ ( 6/(N_AV) )³/ ( 16/(N_AV) )²

Kc = ( ( 2 ).( 2.3 . 2.3 . 2.3 )/16² ) * ( N_AV )⁻²

Kc = 27/16 * 6,02.10^-46 V⁻²

Kc = 10,15875 . 10^-46 V⁻²

Kc = 1,02 . 10^-45 mol⁻²V⁻²

A pegadinha que fiz para você foi "esconder" atrás das moléculas de amônia e nitrogênio 3 moléculas do pequenino hidrogênio ... :twisted: para ver se você os "calculava" corretamente... ...

Agora o Kp !

Pela lei de Raoult a pressão total é a soma das pressões individuais.

Mantidos V e T (nosso caso) e o número de moléculas de cada espécie no equilíbrio de mantendo dinamicamente constantes, as pressões que são proporcionais ao número de mols n e por conseguinte, ao número de moléculas N, vão se manter constantes e aditivas.

Kp = (P_N2)¹.(P_H2)³/(P_NH3)²

Chamando RT/(N_AV) de β para escrever menos...

(P_N2)¹ = Nβ = 2β

(P_H2)³ = {Nβ}³ = 6³β³

(P_NH3)² = {Nβ}² = 16²β²

Kp =1,6875/β²

Saudações legais, equilibradas e constantes !

PS: Não se esqueça de responder à pergunta lá de cima ! :bounce: