Considere a reação em 800 K\pu{800 K}: NX2(g)+OX2(g)⇌2 NO(g)K=3,4⋅10−21 \ce{ N2(g) + O2(g) <=> 2 NO(g) } \quad K = \pu{3,4e-21} Em um experimento, a pressão parcial de NX2\ce{N2} e OX2\ce{O2} no equilíbrio é 52 kPa\pu{52 kPa}.

Assinale a alternativa que mais se aproxima da pressão parcial de NO\ce{NO}.

Gabarito
Gabarito

Como Δnr, gaˊs=0\Delta n_\text{r, gás} = 0, a constante de equilíbrio é adimensional e as pressões podem ser usadas em qualquer unidade consistente, pois as unidades cancelam.

Etapa 1.Calcule a pressão parcial de NO\ce{NO}.

De K=(PNO)2/(PNX2POX2)K = (P_{\ce{NO}})^2 / (P_{\ce{N2}} P_{\ce{O2}}):

(PNO)2=K×PNX2×POX2=(3,4⋅10−21)(52 kPa)2=9,2⋅10−18 kPa2 (P_{\ce{NO}})^2 = K \times P_{\ce{N2}} \times P_{\ce{O2}} = (\pu{3,4e-21})(\pu{52 kPa})^2 = \pu{9,2e-18 kPa^2}

Logo, PNO=3,0⋅10−9 kPa=3 μPa P_{\ce{NO}} = \pu{3,0e-9 kPa} = \boxed{ \pu{3 \mu Pa} }