Question

(UFPR – adaptada) Leia o texto a seguir.

O equilíbrio químico acontece em reações ditas reversíveis, e que assumem iguais valores de velocidade para as reações direta e inversa, não necessitando que as substâncias envolvidas apresentem os mesmos valores para suas concentrações ou pressões parciais. O equilíbrio a seguir ocorre de modo bastante comum em grandes cidades, tais como São Paulo e Rio de Janeiro, devido à emissão do monóxido de nitrogênio, entre outros gases. Observe-a.



N2(g) + O2(g) + 180,8 kJ ⇄ 2NO(g)



Sabe-se que a constante de equilíbrio para a formação de um mol de NO a 300 K é igual a 10-13, já à temperatura de 2 400 K, o valor da constante é 1013 vezes maior do que na temperatura anterior.



Com base nessas informações e na equação balanceada, analise as afirmações apresentadas a seguir.

I. A formação de monóxido de nitrogênio é um processo exotérmico.

II. Um aumento da temperatura do sistema provocará um deslocamento do equilíbrio para a direita.

III. À temperatura de 2 400 K, existirá uma concentração menor de NO no equilíbrio.
IV. Um aumento na pressão não interfere na formação de NO.

V. A constante de equilíbrio desse sistema, em função das pressões parciais, seria calculada pela expressão Kp = p(N2).p(O2)/p(NO)2.



É correto apenas o que se afirma em

Escolha uma:
a. I, III e V.
b. II e IV.
c. I, II e V.
d. III e IV.
e. II, IV e V.

Answer 1

- observe que pra formar o NO , ele recebe calor!
recebeu? endotérmico

- se aumentar a temperatura favorece a reação endotérmico , logo o equilíbrio desloca pra formação de NO que é pra direita

- falso , se aumentar a temperatura , já vimos que aumenta os produtos

- a pressão nesse caso não influencia, a proporção de volume em ambos os lados são iguais

-  Kp = p(N2).p(O2)/p(NO)2.
 
rsp :
b. II e IV.