Ca0s
2017-02-05 11:01
salve,vi propongo di dare un occhio a questo esercizio:
Dopo aver calcolato, dai dati termodinamici, il valore della Kp a 298 K per la reazione:
N2O4(g) <--> 2 NO2(g)
stabilire l’effetto sulla posizione dell’equilibrio a) di un aumento di temperatura e b) di un aumento di pressione.
Calcolare, inoltre, la frazione molare di NO2 all’equilibrio se la pressione totale è di 4,0 atm.
Dati termodinamici:
Sostanza H° (kJ/mol) S° (J/mol·K)
NO2(g) 33,2 240,1
N2O4(g) 9,2 304,3
SVOLGIMENTO
Kp=Kc=K= 10^-DG/(2.3RT)= 10^-0.8 = 0.1585
T= 298K
R= 0.0821 atm*L/mol*K
DG= DH-TDS = 4.78 Kj/mol
DH= (2*33.2) - 9.2 = 57.2 Kj/mol
T= 298K
DS= (2*240.1) - 304.3 = 175.9 j/molK
a) all'aumentare della temp. TDS sarà > di DH quindi DG tenderà verso valori negativi e per DG<0 la reazione evolverà spontaneamente da SX a DX
b)L'aumento di pressione non determina uno squilibrio del sistema
XNO2= nNO2/ntot = PNO2 / Ptot = 0.181
Ptot= 4atm
PNO2 ----> Kp= PNO2^2/PN2O4
Kp=K= 0.1585
PN2O4= 4-PNO2
0.64-0.16PNO2= PNO2^2 --> PNO2 = 0.724 atm
PN2O2= 3.27atm
