(1,2) Considere o equilíbrio representado por: \mathrm{N}_{2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 2 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g}) \Delta \mathrm{H}=-92 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}. O que acontecerá se a temperatura do sistema for aumentada?
a) O equilíbrio se deslocará para a esquerda (reagentes), absorvendo calor.
b) O equilíbrio se deslocará para a direita (produtos), liberando mais calor.
c) Não haverá alteração na posição do equilíbrio nem na velocidade de reação.
d) Não haverá alteração na posição do equilíbrio, apenas na velocidade.

Passo 1

O enunciado fornece a reação de equilíbrio
\mathrm{N}_{2}(\mathrm{g})+3\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 2\mathrm{NH}_{3}(\mathrm{g})
e informa que \Delta H = -92\\ \mathrm{kJ\\ mol}^{-1}. A pergunta é: o que acontece se a temperatura do sistema for aumentada? As alternativas são:
a) O equilíbrio se deslocará para a esquerda (reagentes), absorvendo calor.
b) O equilíbrio se deslocará para a direita (produtos), liberando mais calor.
c) Não haverá alteração na posição do equilíbrio nem na velocidade de reação.
d) Não haverá alteração na posição do equilíbrio, apenas na velocidade.

Passo 2

Entendendo o que o dado \Delta H = -92\\ \mathrm{kJ\\ mol}^{-1} significa: o sinal negativo indica que a reação é exotérmica — isto é, ela libera calor quando vai no sentido dos reagentes para os produtos. Uma maneira prática de visualizar isso é reescrever a reação incluindo “calor” como se fosse um produto:
\mathrm{N}_{2}+3\mathrm{H}_{2} \rightleftharpoons 2\mathrm{NH}_{3} + \text{calor}.
A ideia intuitiva que vamos usar (Princípio de Le Chatelier) diz: se perturbarmos um equilíbrio, o sistema ajusta-se para minimizar essa perturbação. Aqui a perturbação é o aumento da temperatura, ou seja, estamos “adicionando calor” ao sistema.

Passo 3

Aplicando o raciocínio: se o aumento de temperatura corresponde a adicionar “calor” e o calor aparece como um produto na escrita acima, o equilíbrio responde consumindo esse excesso de produto — isto é, desloca-se no sentido que consome calor, que é o sentido endotérmico (reação inversa). Para este caso, a reação inversa é a formação de \mathrm{N_2} e \mathrm{H_2} a partir de \mathrm{NH_3}, portanto o equilíbrio desloca-se para a esquerda (para os reagentes). Em palavras simples: aquecer favorece a reação que absorve calor; aqui a reação inversa absorve calor.

Passo 4

Para dar uma justificativa mais “matemática” (opcional, mas útil): existe a relação de van’t Hoff
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{RT^{2}},
onde \;K\; é a constante de equilíbrio, T é a temperatura absoluta em kelvin e R é a constante dos gases. Como \Delta H^\circ é negativo (exotérmica), o membro direito é negativo, então \ln K diminui quando T aumenta — ou seja, K diminui com o aumento de T. Uma constante de equilíbrio menor significa que, no novo equilíbrio a uma temperatura mais alta, a razão (produtos)/(reagentes) é menor — isto confirma o deslocamento para os reagentes (esquerda).

Passo 5

Sobre velocidades: aumentar a temperatura geralmente aumenta as velocidades das reações (tanto direta quanto inversa) porque mais moléculas têm energia suficiente para vencer a barreira de ativação (Arrhenius: k=A\mathrm{e}^{-E_a/(RT)}, onde k é a constante de velocidade, A pré-exponencial e E_a energia de ativação). Porém, aumento de velocidade não impede que o novo equilíbrio seja favorável aos reagentes — ou seja, a posição do equilíbrio muda (como explicado) e ambas as constantes de velocidade aumentam, mas a razão entre elas (que determina K) muda conforme van’t Hoff. Portanto as alternativas que dizem “nenhuma alteração na posição do equilíbrio” ou que só a velocidade muda estão incorretas.

Passo 6

Conclusão clara e direta: por ser uma reação exotérmica ( \Delta H<0), ao aumentar a temperatura adicionamos calor e o equilíbrio desloca-se para o lado que consome calor — isto é, para a esquerda (reagentes), absorvendo calor.

Resposta

a) O equilíbrio se deslocará para a esquerda (reagentes), absorvendo calor.

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