A mistura de quatro gases, \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{O}_{2}, \mathrm{NO} \mathrm{e} \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, colocada em um reator atinge o equilíbrio na reação
4 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})+5 \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 4 \mathrm{NO}(\mathrm{~g})+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g})
Certas mudanças (veja a tabela seguinte) são, então, feitas na mistura. Examine cada mudança separadamente e explique o efeito (aumento, diminuição ou nenhum) que elas provocam nos valores originais de equilíbrio da quantidade da segunda coluna (ou K, se for o caso). A temperatura e o volume se mantêm constantes.
Mudança Quantidade Efeito
(a) adição de NO quantidade de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}

Passo 1

O enunciado dá a reação de equilíbrio em fase gasosa
4\,\mathrm{NH}_3(\mathrm{g}) + 5\,\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 4\,\mathrm{NO}(\mathrm{g}) + 6\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})
e pede o efeito da adição de \mathrm{NO} sobre a quantidade de \mathrm{H}_2\mathrm{O} no equilíbrio. Vamos usar o princípio de Le Chatelier: qualquer perturbação faz o sistema reagir no sentido de contrariá-la.

Passo 2

Ao adicionar \mathrm{NO}, a concentração desse produto aumenta instantaneamente, fazendo o quociente de reação
Q = \frac{[\mathrm{NO}]^4\,[\mathrm{H}_2\mathrm{O}]^6}{[\mathrm{NH}_3]^4\,[\mathrm{O}_2]^5}
tornar-se maior que a constante de equilíbrio K. Para restaurar Q=K, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário (reação inversa), ou seja, para a esquerda, consumindo \mathrm{NO} e \mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Passo 3

Como o deslocamento é para a esquerda, parte do \mathrm{H}_2\mathrm{O} formado no equilíbrio original é consumido. Logo, a quantidade de \mathrm{H}_2\mathrm{O} no novo equilíbrio diminui.

Resposta

diminuição

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