Quimica

Exercícios resolvidos 3
1. Considere a seguinte reacção:

CO(g) + H2O(g)

H2(g) + CO2(g)

a) Calcule a constante de equilíbrio a 800 K. Diga quais as aproximações necessárias ao cálculo. b) Calcule a composição de CO de equilíbrio num reactor de 1L em que se introduziram 0.25 mole de CO e 0.25 mole de vapor de água à temperatura de 800K.

a)
ΔH0r= ∑ niΔH0f(produtos) - ∑ niΔH0f(reagentes) ΔH0r= ΔH0f(H2, g ) + ΔH0f(CO2, g) - ΔH0f(H2O, g) - ΔH0f(CO, g) = -393.5 - [-110.5+(-241.82)] kJ.mol-1 = -41.18 kJ.mol-1 = -41.18x103 J.mol-1 (não esquecer: converter kJ em J!!!) ΔS0r= ∑ niS0(produtos) - ∑ niS0(reagentes) ΔS0r= S0(H2, g ) + S0(CO2, g) - S0(H2O, g) - S0(CO, g)= 213.7 + 130.7 - (197.7 + 188.8) J.K-1.mol-1= -42.1 J.K-1.mol-1 ΔG0r= ΔH0r -T ΔS0r = -RTlnKp ΔG0r= -41.18x103 -800x(-42.1) J.mol-1 = -7500 J.mol-1 Kp= e - ΔG0r/RT = e (7500 /8.314x800) = 3.09 Aproximações necessárias: considerou-se ΔH0r e ΔS0rindependentes da temperatura.

b) Kp= pCO2 pH2 ⁄ pCO pH2O piVi=niRT pi =(ni ⁄ V)RT nCO2 nH2 = [( nCO ⁄ V)RT][(nH2O ⁄ V)RT] nCO2nH2O

[( nCO2 ⁄ V)RT][(nH2 ⁄ V)RT] Kp=

CO(g) + inicio 0.25 equilíbrio 0.25- x

H2O(g) 0.25 0.25- x

H2(g) + 0 x

CO2(g) 0 x

x2 ⁄ (0.25-x) (0.25-x) = 3.09 0 = 0.193125 -1.545x + 2.09x2

x = 0.16

0.58

Como não há concentrações negativas, x não pode ser maior que 0.25 logo x = 0.16 moles. Composição de equilíbrio: 0.16 moles (ou M uma vez que V=1L) de H2 e CO2 e 0.09 moles de H2O e CO.

2. Considere a célula galvânica seguinte: Zn(s) | Zn2+ (aq) (10-5 M )|| Cr2O72- (aq., 0.02 M), Cr3+(aq., 0.001 M) (pH=2) | Pt (s) a) Calcule a força electromotriz desta pilha a 25ºC. b) Identifique o cátodo e o ânodo da pilha. c) Escreva as reacções parciais de eléctrodo e a reacção global da pilha.

a) fem = ξ = Edta -Eesq Não esquecer que a equação de Nernst que lhes permite calcular o potencial de eléctrodo se aplica aos equilíbrios redox escritos como equilíbrios de redução Eléctrodo da direita: E0Cr2O72- , H+/Cr3+= 1.33 V o