Considere a equação química
, (reação exotérmica) a temperatura constante, e avalie como o sistema reagiria se, no primeiro momento, fosse acrescentado um pouco de gás nitrogênio e, em um segundo momento, fosse removida uma pequena quantidade de amônia. Avalie também o sistema quando há a variação de temperatura e pressão
Passo 1
O enunciado dá a equação química
informa que a reação é exotérmica e pede para avaliar o comportamento do sistema (a que lado o equilíbrio se desloca e o que muda em
) quando: (1) se acrescenta um pouco de
inicialmente; (2) em seguida se remove uma pequena quantidade de
; e (3) quando há variação de temperatura e variação de pressão. Informações relevantes dadas: a reação é gasosa, os coeficientes estequiométricos são
,
e
e a reação é exotérmica (libera calor). Não há valores numéricos; portanto a análise será qualitativa usando o princípio de Le Chatelier e a relação entre o quociente de reação
e a constante de equilíbrio
.
Passo 2
Conceitos fundamentais que vamos usar (explicação didática e simples).
- O quociente de reação
mede a “situação instantânea” das pressões parciais e é definido para essa reação por
onde
é a pressão parcial do gás
. Quando o sistema está em equilíbrio,
, onde
é a constante de equilíbrio (àquela temperatura).
- Le Chatelier (explicado de forma simples): se você perturba o equilíbrio (mudando concentração/pressão/temperatura), o sistema reage no sentido de reduzir essa perturbação.
- Importante: à temperatura constante, a constante
não muda. Somente a temperatura afeta o valor de . Concentrações/pressões/adição de gás inerte ou remoção deslocam o equilíbrio, mas não alteram (se a temperatura for mantida). - Para reações gasosas, mudanças de pressão (por variação de volume) favorecem o lado com menor número total de mols gasosos. Aqui, mols gasosos: reatantes
, produtos . Logo, aumento de pressão (por compressão) tende a favorecer os produtos, porque tem menos mols gasosos.
Passo 3
Análise do efeito de acrescentar um pouco de
(primeiro momento), à temperatura constante.
- Antes da adição: suponha que o sistema estava em equilíbrio, então
. - Ao acrescentar
aumenta-se a pressão parcial . Substituindo qualitativamente no ,
com
. Como o denominador aumenta,
. Como inicialmente
, agora
.
- Interpretação: se
, o sistema não tem produtos suficientes em relação aos reagentes e tende a formar mais produtos para que aumente até . Logo o equilíbrio desloca-se para a direita (formação de ). - Conclusão prática: ao acrescentar
o sistema produz mais até atingir novamente o equilíbrio. A constante permanece inalterada (temperatura constante).
Passo 4
Explicação didática de como o sistema atinge o novo equilíbrio após adicionar
.
- Para aumentar
de volta até , a reação segue no sentido dos produtos, consumindo e e formando . - Em termos microscópicos: ocorrerão mais colisões com arranjo favorável para produzir
; macroscopicamente observamos queda gradual de e (consumo) e aumento de até . - Reforço:
não muda porque a temperatura foi mantida.
Passo 5
Análise do efeito de remover uma pequena quantidade de
(segundo momento), à temperatura constante.
- Se removemos
reduzimos . O novo quociente:
com
. Assim
. Partindo de
, temos
.
- Interpretação:
implica deslocamento para a direita (formação de mais produtos) para aumentar até . - Conclusão prática: remover
faz o sistema produzir mais (deslocamento para a direita) até o novo equilíbrio. Novamente permanece o mesmo (temperatura constante).
Passo 6
Comparação entre as duas perturbações de concentração (adição de
e remoção de
).
- Em ambos os casos o efeito qualitativo foi o mesmo:
ficou menor que , então o equilíbrio deslocou-se para a direita, formando mais . - Dica prática para prova: sempre calcule simbolicamente como
muda quando você altera uma pressão parcial. Se o denominador aumenta ou o numerador diminui, tipicamente diminui e o sistema vai para a direita; o oposto acontece se numerador aumenta ou denominador diminui.
Passo 7
Efeito da variação de temperatura (explicação didática sobre
e calor).
- A reação é exotérmica; podemos tratar calor como um “produto”. Escrevendo simbolicamente:
- Se aumentamos a temperatura, é como se adicionássemos produto (calor). Pelo princípio de Le Chatelier, o sistema tende a consumir esse excesso de produto, deslocando o equilíbrio para a esquerda (formando mais reagentes) para absorver calor.
- Além do deslocamento, a constante de equilíbrio
depende da temperatura. Para reações exotérmicas, quando a temperatura aumenta, diminui; quando a temperatura diminui, aumenta. Isso pode ser lembrado qualitativamente: aquecer favorece o sentido endotérmico (esquerda aqui), reduzindo a quantidade de produtos no equilíbrio e, portanto, diminuindo . - Conclusão prática:
- Aumentar
: desloca o equilíbrio para a esquerda (menos ); diminui. - Diminuir
: desloca o equilíbrio para a direita (mais ); aumenta.
- Aumentar
Passo 8
Breve justificativa termodinâmica (opcional para prova; explicação simples).
- A dependência de
com vem da expressão de Van 't Hoff; sem entrar em fórmulas complexas, basta memorizar que para reações exotérmicas decresce com (e o contrário para reações endotérmicas). Isso é consistente com tratar calor como produto em reações exotérmicas.
Passo 9
Efeito da variação de pressão (explicação didática e fórmulas de escala).
- Se a pressão total é alterada por mudança de volume (compressão/expansão) à temperatura constante, todas as pressões parciais dos gases são multiplicadas por um mesmo fator
(>1 para compressão, <1 para expansão). Se inicialmente , após a mudança:
Aqui usamos que o expoente efetivo é
.
- Consequência: para compressão (
) temos , então e o equilíbrio desloca-se para a direita (lado com menos mols gasosos — produtos). Para expansão ( ), , deslocando-se para a esquerda. - Observação importante sobre adição de gás inerte:
- Se você acrescenta um gás inerte mantendo o volume constante, as pressões parciais dos reagentes e produtos não mudam (porque
e dos reagentes não mudou), logo nenhuma perturbação direta ao equilíbrio — o equilíbrio não se desloca. - Se você acrescenta um gás inerte mantendo a pressão total constante (o que exige mudança de volume), então as pressões parciais dos reagentes mudam e pode haver deslocamento conforme a análise acima.
- Se você acrescenta um gás inerte mantendo o volume constante, as pressões parciais dos reagentes e produtos não mudam (porque
- Conclusão prática:
- Aumentar pressão por compressão (volume menor): desloca para a direita (mais
); não muda (temperatura constante). - Diminuir pressão por expansão: desloca para a esquerda;
não muda. - Adição de inerte a volume fixo: sem efeito no equilíbrio.
- Aumentar pressão por compressão (volume menor): desloca para a direita (mais
Passo 10
Resumo intuitivo e dicas para a prova (lembretes práticos).
- Sempre identifique
(mols gasosos produtos menos reagentes). Aqui — isso já diz que compressão favorece produtos. - Para perturbações que não mudam a temperatura, calcule qualitativamente como
muda, comparando com . Se → desloca para a direita; se → desloca para a esquerda. - Apenas a temperatura muda
. Concentrações/pressões/inertes deslocam o equilíbrio, mas não mudam .
Resposta
Adicionar um pouco de
: desloca o equilíbrio para a direita (formação de mais
);
permanece inalterada.
Remover uma pequena quantidade de : desloca o equilíbrio para a direita (sistema produz mais
);
permanece inalterada.
Aumentar a temperatura (reação exotérmica): desloca o equilíbrio para a esquerda (menos );
diminui. Diminuir a temperatura: desloca para a direita;
aumenta.
Aumentar a pressão por compressão (volume reduzido): desloca para a direita (lado com menos mols, mais );
não muda. Diminuir a pressão por expansão: desloca para a esquerda;
não muda. Adição de gás inerte a volume constante: sem efeito sobre o equilíbrio.
Remover uma pequena quantidade de
Aumentar a temperatura (reação exotérmica): desloca o equilíbrio para a esquerda (menos
Aumentar a pressão por compressão (volume reduzido): desloca para a direita (lado com menos mols, mais