No mundo atual, são produzidas milhões de toneladas de compostos nitrogenados, entre os quais os fertilizantes são os mais importantes pelo papel que desempenham na produção de alimentos. Esses adubos agrícolas nitrogenados são fabricados a partir da
amônia, que é produzida industrialmente através da síntese de Haber-Bosch, descrita pela seguinte equação:
\mathrm{N}_{2(\mathrm{~g})}+3 \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} \leftrightarrow 2 \mathrm{NH}_{3(\mathrm{~g})} \Delta \mathrm{H}=-113 \mathrm{KJ} / \mathrm{mol}
Considerando o conceito de equilíbrio químico e do princípio de Le Chatelier, assinale \mathbf{V} ou \mathbf{F} com relação ao rendimento da produção de amônia:
( ) I. Diminui com a remoção de \mathrm{NH}_{3}.
( ) II. Aumenta com a elevação da temperatura.
( ) III. Aumenta com o aumento da concentração de \mathrm{H}_{2}.
( ) IV. Permanece inalterado com a diminuição da concentração de \mathrm{N}_{2}.
( ) V. Permanece inalterado com a redução do volume do reator.

Passo 1

O enunciado dá a reação de síntese da amônia e pede que a gente marque Verdadeiro ( \mathbf{V}) ou Falso ( \mathbf{F}) para cada afirmação sobre como o rendimento de \mathrm{NH}_3 é afetado por mudanças no sistema. As informações relevantes do enunciado são:
\mathrm{N}_{2(\mathrm{g})}+3\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}\leftrightarrow 2\mathrm{NH}_{3(\mathrm{g})}\qquad \Delta H = -113\\ \mathrm{kJ/mol}
As cinco afirmações são:
I. Diminui com a remoção de \mathrm{NH}_3.
II. Aumenta com a elevação da temperatura.
III. Aumenta com o aumento da concentração de \mathrm{H}_2.
IV. Permanece inalterado com a diminuição da concentração de \mathrm{N}_2.
V. Permanece inalterado com a redução do volume do reator.

Passo 2

Conceitos-chave que vou usar (explicados de forma didática):
  • Equilíbrio químico: em equilíbrio, as velocidades direta e inversa são iguais e as concentrações ficam estacionárias. Existe uma constante de equilíbrio K (aqui escrevo a forma em concentração, K_c, só para raciocinar qualitativamente):
K_c=\frac{[\mathrm{NH}_3]^2}{[\mathrm{N}_2][\mathrm{H}_2]^3}.
As colchetes [\cdot] significam concentração molar da espécie.
  • Quociente de reação Q: tem a mesma forma que K mas usa as concentrações no instante considerado. Comparando Q com K a gente sabe para que lado o equilíbrio irá se deslocar:
    • Se Q<K, a reação tende a ir para a direita (formar mais produtos).
    • Se Q>K, tende a ir para a esquerda (formar mais reagentes).
  • Princípio de Le Chatelier (forma prática): se você aplica um “stress” (mudança de concentração, pressão/volume, temperatura) ao sistema em equilíbrio, o sistema se ajusta no sentido de reduzir esse stress.
  • Temperatura e \Delta H: para efeitos de equilíbrio, calor pode ser tratado como um “reagente” ou “produto” conforme o sinal de \Delta H. Aqui \Delta H<0 (reação exotérmica), então o aumento de temperatura favorece o sentido endotérmico (a esquerda), e a diminuição de temperatura favorece o sentido exotérmico (a direita).
  • Efeito de pressão/volume em gases: uma redução do volume (à temperatura constante) aumenta a pressão; o equilíbrio desloca-se para o lado com menos mols de gás.
Vou aplicar essas ideias a cada afirmação.

Passo 3

Análise da afirmação I: “Diminui com a remoção de \mathrm{NH}_3.”
Raciocínio passo a passo:
  • Remover \mathrm{NH}_3 faz a concentração [\mathrm{NH}_3] cair.
  • O quociente Q=\dfrac{[\mathrm{NH}_3]^2}{[\mathrm{N}_2][\mathrm{H}_2]^3} diminui (porque o numerador diminuiu).
  • Se Q<K, o equilíbrio se desloca para a direita, formando mais \mathrm{NH}_3 até que Q volte a igualar K.
  • Logo, remover produto estimula a reação a produzir mais produto — o rendimento de \mathrm{NH}_3 aumenta, não diminui.
Conclusão: a afirmação I é Falsa.

Passo 4

Análise da afirmação II: “Aumenta com a elevação da temperatura.”
Raciocínio passo a passo:
  • A reação é exotérmica ( \Delta H=-113\\ \mathrm{kJ/mol}). Isso significa que a formação de \mathrm{NH}_3 libera calor.
  • Pensando com Le Chatelier: aumentar a temperatura é como adicionar “produto” (calor) ao sistema. O sistema reage desviando para o lado que consome calor, ou seja, o sentido endotérmico (a esquerda, formando \mathrm{N}_2 e \mathrm{H}_2).
  • Em termos mais formais, a constante de equilíbrio K para uma reação exotérmica diminui quando a temperatura aumenta (pela equação de Van’t Hoff):
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H}{RT^2},
e como \Delta H<0, \frac{d\ln K}{dT}<0, logo K diminui com T. Menor K significa menos produtos em equilíbrio.
  • Portanto, aumentar a temperatura reduz o rendimento de \mathrm{NH}_3.
Conclusão: a afirmação II é Falsa.

Passo 5

Análise da afirmação III: “Aumenta com o aumento da concentração de \mathrm{H}_2.”
Raciocínio passo a passo:
  • Aumentar [\mathrm{H}_2] faz o denominador do quociente Q=\frac{[\mathrm{NH}_3]^2}{[\mathrm{N}_2][\mathrm{H}_2]^3}aumentar, logo Q diminui (porque dividimos por um número maior).
  • Se Q<K, o equilíbrio se desloca para a direita (formando mais \mathrm{NH}_3) até restabelecer Q=K.
  • Intuitivamente: adicionar reagente favorece a formação de produto.
  • Assim, aumentar a concentração de \mathrm{H}_2 aumenta o rendimento de \mathrm{NH}_3.
Conclusão: a afirmação III é Verdadeira.

Passo 6

Análise da afirmação IV: “Permanece inalterado com a diminuição da concentração de \mathrm{N}_2.”
Raciocínio passo a passo:
  • Diminuir [\mathrm{N}_2] torna o denominador do Q menor, portanto Q aumenta.
  • Se Q>K, o equilíbrio se desloca para a esquerda (formando mais \mathrm{N}_2 e \mathrm{H}_2), o que reduz a concentração de \mathrm{NH}_3.
  • Ou seja, diminuir um reagente (aqui \mathrm{N}_2) provoca mudança no rendimento: o sistema tende a produzir mais reagentes, reduzindo o produto.
  • Portanto não permanece inalterado; o rendimento de \mathrm{NH}_3 diminui.
Conclusão: a afirmação IV é Falsa.

Passo 7

Análise da afirmação V: “Permanece inalterado com a redução do volume do reator.”
Raciocínio passo a passo:
  • Reduzir o volume (a temperatura constante) aumenta a pressão total do sistema de gases.
  • Pelo princípio de Le Chatelier, o equilíbrio desloca-se para o lado que reduz a pressão — ou seja, para o lado com menos mols gasosos.
  • Conte os mols gasosos: do lado esquerdo temos 1 mol de \mathrm{N}_2 mais 3 mols de \mathrm{H}_2, total 4 mols gas; do lado direito temos 2 mols de \mathrm{NH}_3.
  • O lado direito tem menos mols gas ( 2 contra 4), então reduzir o volume favorece a formação de \mathrm{NH}_3.
  • Logo, a redução do volume aumenta o rendimento de \mathrm{NH}_3; não permanece inalterado.
Conclusão: a afirmação V é Falsa.

Resposta

I. F
II. F
III. V
IV. F
V. F

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