Considere a equação química \mathrm{N}_{2(\mathrm{~g})}+3 \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} \Leftrightarrow 2 \mathrm{NH}_{3(\mathrm{~g})}, (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
\mathrm{N}_{2(\mathrm{g})} + 3\,\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})} \Leftrightarrow 2\,\mathrm{NH}_{3(\mathrm{g})},
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 K) quando: (1) se acrescenta um pouco de \mathrm{N}_2 inicialmente; (2) em seguida se remove uma pequena quantidade de \mathrm{NH}_3; e (3) quando há variação de temperatura e variação de pressão. Informações relevantes dadas: a reação é gasosa, os coeficientes estequiométricos são 1, 3 e 2 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 Q e a constante de equilíbrio K.

Passo 2

Conceitos fundamentais que vamos usar (explicação didática e simples).
  • O quociente de reação Q mede a “situação instantânea” das pressões parciais e é definido para essa reação por
Q=\frac{p_{\mathrm{NH}_3}^{2}}{p_{\mathrm{N}_2}\,p_{\mathrm{H}_2}^{3}},
onde p_i é a pressão parcial do gás i. Quando o sistema está em equilíbrio, Q=K, onde K 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 K não muda. Somente a temperatura afeta o valor de K. Concentrações/pressões/adição de gás inerte ou remoção deslocam o equilíbrio, mas não alteram K (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 =1+3=4, produtos =2. 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 \mathrm{N}_2 (primeiro momento), à temperatura constante.
  • Antes da adição: suponha que o sistema estava em equilíbrio, então Q=K.
  • Ao acrescentar \mathrm{N}_2 aumenta-se a pressão parcial p_{\mathrm{N}_2}. Substituindo qualitativamente no Q,
Q'=\frac{p_{\mathrm{NH}_3}^{2}}{p_{\mathrm{N}_2}'\,p_{\mathrm{H}_2}^{3}},
com p_{\mathrm{N}_2}'>p_{\mathrm{N}_2}. Como o denominador aumenta, Q'<Q. Como inicialmente Q=K, agora Q'<K.
  • Interpretação: se Q<K, o sistema não tem produtos suficientes em relação aos reagentes e tende a formar mais produtos para que Q aumente até K. Logo o equilíbrio desloca-se para a direita (formação de \mathrm{NH}_3).
  • Conclusão prática: ao acrescentar \mathrm{N}_2 o sistema produz mais \mathrm{NH}_3 até atingir novamente o equilíbrio. A constante K permanece inalterada (temperatura constante).

Passo 4

Explicação didática de como o sistema atinge o novo equilíbrio após adicionar \mathrm{N}_2.
  • Para aumentar Q de volta até K, a reação segue no sentido dos produtos, consumindo \mathrm{N}_2 e \mathrm{H}_2 e formando \mathrm{NH}_3.
  • Em termos microscópicos: ocorrerão mais colisões com arranjo favorável para produzir \mathrm{NH}_3; macroscopicamente observamos queda gradual de p_{\mathrm{N}_2} e p_{\mathrm{H}_2} (consumo) e aumento de p_{\mathrm{NH}_3} até Q=K.
  • Reforço: K não muda porque a temperatura foi mantida.

Passo 5

Análise do efeito de remover uma pequena quantidade de \mathrm{NH}_3 (segundo momento), à temperatura constante.
  • Se removemos \mathrm{NH}_3 reduzimos p_{\mathrm{NH}_3}. O novo quociente:
Q''=\frac{p_{\mathrm{NH}_3}'^{\,2}}{p_{\mathrm{N}_2}\,p_{\mathrm{H}_2}^{3}},
com p_{\mathrm{NH}_3}'<p_{\mathrm{NH}_3}. Assim Q''<Q. Partindo de Q=K, temos Q''<K.
  • Interpretação: Q<K implica deslocamento para a direita (formação de mais produtos) para aumentar Q até K.
  • Conclusão prática: remover \mathrm{NH}_3 faz o sistema produzir mais \mathrm{NH}_3 (deslocamento para a direita) até o novo equilíbrio. Novamente K permanece o mesmo (temperatura constante).

Passo 6

Comparação entre as duas perturbações de concentração (adição de \mathrm{N}_2 e remoção de \mathrm{NH}_3).
  • Em ambos os casos o efeito qualitativo foi o mesmo: Q ficou menor que K, então o equilíbrio deslocou-se para a direita, formando mais \mathrm{NH}_3.
  • Dica prática para prova: sempre calcule simbolicamente como Q muda quando você altera uma pressão parcial. Se o denominador aumenta ou o numerador diminui, tipicamente Q 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 K e calor).
  • A reação é exotérmica; podemos tratar calor como um “produto”. Escrevendo simbolicamente:
\mathrm{N}_2 + 3\mathrm{H}_2 \Leftrightarrow 2\mathrm{NH}_3 + \text{calor}.
  • 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 K depende da temperatura. Para reações exotérmicas, quando a temperatura aumenta, K diminui; quando a temperatura diminui, K aumenta. Isso pode ser lembrado qualitativamente: aquecer favorece o sentido endotérmico (esquerda aqui), reduzindo a quantidade de produtos no equilíbrio e, portanto, diminuindo K.
  • Conclusão prática:
    • Aumentar T: desloca o equilíbrio para a esquerda (menos \mathrm{NH}_3); K diminui.
    • Diminuir T: desloca o equilíbrio para a direita (mais \mathrm{NH}_3); K aumenta.

Passo 8

Breve justificativa termodinâmica (opcional para prova; explicação simples).
  • A dependência de K com T vem da expressão de Van 't Hoff; sem entrar em fórmulas complexas, basta memorizar que para reações exotérmicas K decresce com T (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 f (>1 para compressão, <1 para expansão). Se inicialmente Q=K, após a mudança:
Q_{\text{novo}}=\frac{(f p_{\mathrm{NH}_3})^{2}}{(f p_{\mathrm{N}_2})(f p_{\mathrm{H}_2})^{3}}=f^{2-(1+3)}\frac{p_{\mathrm{NH}_3}^{2}}{p_{\mathrm{N}_2}p_{\mathrm{H}_2}^{3}}=f^{-2}Q.
Aqui usamos que o expoente efetivo é \Delta n = \sum \nu_{\text{prod}} - \sum \nu_{\text{reat}} = 2-4=-2.
  • Consequência: para compressão ( f>1) temos Q_{\text{novo}}=f^{-2}Q< Q=K, então Q<K e o equilíbrio desloca-se para a direita (lado com menos mols gasosos — produtos). Para expansão ( f<1), Q_{\text{novo}}>Q, 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 p_i = n_i RT/V e n_i 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.
  • Conclusão prática:
    • Aumentar pressão por compressão (volume menor): desloca para a direita (mais \mathrm{NH}_3); K não muda (temperatura constante).
    • Diminuir pressão por expansão: desloca para a esquerda; K não muda.
    • Adição de inerte a volume fixo: sem efeito no equilíbrio.

Passo 10

Resumo intuitivo e dicas para a prova (lembretes práticos).
  • Sempre identifique \Delta n (mols gasosos produtos menos reagentes). Aqui \Delta n=-2 — isso já diz que compressão favorece produtos.
  • Para perturbações que não mudam a temperatura, calcule qualitativamente como Q muda, comparando com K. Se Q<K → desloca para a direita; se Q>K → desloca para a esquerda.
  • Apenas a temperatura muda K. Concentrações/pressões/inertes deslocam o equilíbrio, mas não mudam K.

Resposta

Adicionar um pouco de \mathrm{N}_2: desloca o equilíbrio para a direita (formação de mais \mathrm{NH}_3); K permanece inalterada.
Remover uma pequena quantidade de \mathrm{NH}_3: desloca o equilíbrio para a direita (sistema produz mais \mathrm{NH}_3); K permanece inalterada.
Aumentar a temperatura (reação exotérmica): desloca o equilíbrio para a esquerda (menos \mathrm{NH}_3); K diminui. Diminuir a temperatura: desloca para a direita; K aumenta.
Aumentar a pressão por compressão (volume reduzido): desloca para a direita (lado com menos mols, mais \mathrm{NH}_3); K não muda. Diminuir a pressão por expansão: desloca para a esquerda; K não muda. Adição de gás inerte a volume constante: sem efeito sobre o equilíbrio.

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