Considere a reação:
4 \mathrm{NH}_{3(\mathrm{~g})}+5 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \leftrightarrow 4 \mathrm{NO}(\mathrm{~g})+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})} \quad \Delta \mathrm{H}=-904,4 \mathrm{~kJ}
Qual das seguintes alterações pode aumentar o rendimento dessa reação?
a) Aumentar a concentração de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}
b) Diminuir a pressão do sistema
c) Aumentar a temperatura
d) Remover oxigênio do sistema

Passo 1

O enunciado fornece a reação e pede qual alteração dentre as opções aumenta o rendimento (isto é, aumenta a quantidade de produtos no equilíbrio):
4\mathrm{NH}_{3(\mathrm{g})}+5\mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}\leftrightarrow 4\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}+6\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{g})}\quad \Delta H=-904{,}4\\ \mathrm{kJ}
As opções são:
a) Aumentar a concentração de \mathrm{H}_2\mathrm{O}
b) Diminuir a pressão do sistema
c) Aumentar a temperatura
d) Remover oxigênio do sistema

Passo 2

Regra física que vamos usar (explicada com calma): princípio de Le Châtelier. Ele diz: se um sistema em equilíbrio for perturbado (mudança de concentração, pressão, temperatura, etc.), o equilíbrio desloca-se no sentido que tende a reduzir a perturbação. Em termos práticos, isto significa:
  • Se adiciona um reagente, o equilíbrio tende a consumir esse reagente formando mais produtos (desloca para a direita).
  • Se adiciona um produto, o equilíbrio tende a consumir esse produto formando mais reagentes (desloca para a esquerda).
  • Se se altera a pressão (no caso de gases, via mudança de volume), o equilíbrio desloca-se para o lado com mais ou menos mols gasosos de modo a contrariar a mudança.
  • Se se altera a temperatura, o aquecimento favorece a reação endotérmica (absorve calor), e o resfriamento favorece a exotérmica (libera calor).
Também é útil saber que aumentar o rendimento significa favorecer o lado dos produtos (deslocar o equilíbrio para a direita).

Passo 3

Análise da opção (a): aumentar a concentração de \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
Pelo princípio de Le Châtelier, adicionar um produto faz o equilíbrio deslocar-se no sentido que consome esse produto, ou seja, para a esquerda (formando mais reagentes). Portanto, aumentar a concentração de \mathrm{H}_2\mathrm{O} NÃO aumenta o rendimento; na verdade tende a diminuir a quantidade de produtos no equilíbrio.

Passo 4

Análise da opção (b): diminuir a pressão do sistema.
Para ver o efeito da pressão precisamos contar o número de mols gasosos de cada lado. Na equação dada:
  • Soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos: 4+5=9 mols gasosos.
  • Soma dos coeficientes dos produtos gasosos: 4+6=10 mols gasosos.
Se a pressão total é diminuída (por exemplo aumentando-se o volume), o sistema tende a aumentar a pressão deslocando-se para o lado que tem mais mols gasosos. Aqui o lado dos produtos tem \,10 mols e o dos reagentes tem \,9 mols; portanto, uma diminuição de pressão favorece o lado com \,10 mols — ou seja, favorece a formação de produtos. Conclusão: diminuir a pressão tende a aumentar o rendimento (desloca o equilíbrio para a direita).
Observação prática: isto vale quando a pressão muda por variação de volume. Incluir gás inerte a pressão constante tem efeito diferente (não altera o quociente de pressões parciais da mesma forma).

Passo 5

Análise da opção (c): aumentar a temperatura.
A reação tem \Delta H=-904{,}4\\ \mathrm{kJ}, ou seja, é exotérmica (libera calor). Pelo princípio de Le Châtelier, adicionar calor (aumentar a temperatura) favorece a reação no sentido endotérmico — isto é, favorece a reação inversa (consome calor). Logo, aumentar a temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda e diminui o rendimento de produtos.
Para quem quer uma justificativa matemática rápida: a dependência da constante de equilíbrio K com a temperatura é dada pela equação de Van’t Hoff
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{R T^{2}}.
Como \Delta H^\circ<0, então \dfrac{d\ln K}{dT}<0, ou seja, K diminui quando T aumenta — menos produtos na condição de equilíbrio. Então aumentar T diminui rendimento.

Passo 6

Análise da opção (d): remover oxigênio do sistema.
Remover um reagente é uma perturbação que, pelo princípio de Le Châtelier, faz o equilíbrio deslocar-se no sentido de produzir mais desse reagente — isto é, desloca-se para a esquerda (consome produtos para formar reagentes). Portanto, remover \mathrm{O}_2 diminui a quantidade de produtos no equilíbrio, reduzindo o rendimento.

Passo 7

Resumo didático e encorajador: das quatro alterações, apenas aquela que, segundo Le Châtelier, desloca o equilíbrio para o lado dos produtos é a diminuição da pressão (quando a mudança de pressão vem de aumento de volume). As outras três opções (aumentar \mathrm{H}_2\mathrm{O}, aumentar T, ou remover \mathrm{O}_2) deslocam o equilíbrio para o lado dos reagentes ou reduzem K, diminuindo o rendimento. Você já viu aqui as razões práticas (contagem de mols gasosos e efeito do calor) e a justificativa formal via Van’t Hoff para temperatura — está bem armado para esse tipo de questão na prova. Força aí!

Resposta

b) Diminuir a pressão do sistema

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