Diga, para cada um dos seguintes equilíbrios, se haverá deslocamento na direção dos reagentes ou dos produtos quando a temperatura aumenta.
\mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})}+2 \mathrm{NH}_{3(\mathrm{~g})} \rightleftharpoons \mathrm{CO}\left(\mathrm{NH}_{2}\right)_{2(\mathrm{~s})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{~g})} \quad \Delta H^{\circ}=-90 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}

Passo 1

O enunciado pede: ao aumentar a temperatura, para que lado o equilíbrio se desloca — para os reagentes ou para os produtos — no equilíbrio abaixo? As informações fornecidas são:
\mathrm{CO}_{2(\mathrm{g})}+2\mathrm{NH}_{3(\mathrm{g})}\rightleftharpoons\mathrm{CO(NH_{2})_{2(\mathrm{s})}}+\mathrm{H_{2}O_{(\mathrm{g})}}
e
\Delta H^{\circ}=-90\\ \mathrm{kJ/mol}.
Ou seja, a entalpia padrão da reação é negativa (libera 90\\ \mathrm{kJ} por mol da reação).

Passo 2

Intuição qualitativa pelo princípio de Le Châtelier (explicado passo a passo):
  • O princípio de Le Châtelier diz, em palavras simples: se você perturba um sistema em equilíbrio, o equilíbrio se ajusta de modo a minimizar a perturbação.
  • Aqui a perturbação é um aumento de temperatura — isto é, estamos “adicionando calor” ao sistema.
  • Reações exotérmicas liberam calor; por convenção, uma reação exotérmica tem \Delta H^{\circ}<0. Isso pode ser pensado como: a reação produz também “calor” como produto. Em notação simbólica e pedagógica:
\text{reagentes} \rightleftharpoons \text{produtos} + \text{heat}.
  • Se eu aumento a temperatura (adicionei calor), o sistema tende a consumir esse calor extra. Para consumir calor extra, o equilíbrio desloca-se no sentido que absorve calor — ou seja, no sentido endotérmico.
  • Como a reação dada é exotérmica ( \Delta H^{\circ}=-90\\ \mathrm{kJ/mol}), o sentido endotérmico é o sentido inverso (voltar para os reagentes). Portanto, qualitativamente, aumento de T desloca o equilíbrio para os reagentes.

Passo 3

Explicação quantitativa rápida usando a equação de Van ’t Hoff (aqui para consolidar a ideia):
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^{\circ}}{R T^{2}}.
Expliquei cada símbolo:
  • K é a constante de equilíbrio (dependendo da temperatura),
  • T é a temperatura absoluta em kelvin,
  • R é a constante dos gases ideais ( R\approx8{,}314\\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}),
  • \Delta H^{\circ} é a variação de entalpia padrão da reação (aqui -90\\ \mathrm{kJ/mol}=-90\,000\\ \mathrm{J/mol}).
    Agora observe o sinal: como \Delta H^{\circ}<0, temos \dfrac{d\ln K}{dT}<0. Isso significa que, ao aumentar T, \ln K diminui e portanto K diminui.

Passo 4

Interpretação do que significa K diminuir:
  • K mede a tendência do equilíbrio formar produtos versus reagentes. Se K diminui, a composição de equilíbrio favorece menos os produtos e mais os reagentes.
  • Após o aumento de temperatura o quociente de reação instantâneo Q não muda imediatamente (a composição não salta instantaneamente), mas como K diminuiu passa a ser Q>K. Para restabelecer o equilíbrio o sistema reage no sentido que diminui Q, ou seja, no sentido dos reagentes (sentido inverso).
  • Essa conclusão é consistente com a regra prática: “aumentar T desloca o equilíbrio no sentido endotérmico”; aqui o sentido endotérmico é o inverso porque a reação dada é exotérmica.

Passo 5

Resumo prático para a prova (mnemônico rápido e útil):
  • Se \Delta H^{\circ}<0 (exotérmica) → trate o calor como produto → aumentar T adiciona produto → equilíbrio desloca-se para os reagentes.
  • Se \Delta H^{\circ}>0 (endotérmica) → trate o calor como reagente → aumentar T adiciona reagente → equilíbrio desloca-se para os produtos.

Resposta

Desloca-se na direção dos reagentes.

Exercícios relacionados