Na química ambiental, particularmente no controle da ocorrência da chuva ácida, têm particular importância as reações entre os gases monóxido de nitrogênio, \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}, e oxigênio, \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})}, para originar o dióxido de nitrogênio, \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}, o qual se combina com a água e forma o ácido nítrico, \mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})}, segundo as reações assim equacionadas:
  1. 2 \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}+1 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \rightleftharpoons 2 \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}+27 \mathrm{kcal}
  2. 3 \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}+1 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightleftharpoons 2 \mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})}+1 \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}
Quando essas reações ocorrem em um recipiente fechado, analisando os fatores considerados:
  1. Injeção de \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})};
  2. Elevação da pressão;
  3. Redução da temperatura;
  4. Redução da pressão;
  5. Elevação da temperatura.
Indique aquele(s) que, atuando sobre o equilíbrio I, tende(m) a reduzir a produção de ácido nítrico no equilíbrio II.
a) Somente 1
b) Somente 2 e 5
c) Somente 4 e 5
d) Somente 1,2 e 4

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado dá e o que pede.
  • As duas reações fornecidas são: \text{I: }2\,\mathrm{NO}_{(g)} + \,1\,\mathrm{O}_2{}_{(g)} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NO}_2{}_{(g)} + 27\\ \text{kcal}
\text{II: }3\,\mathrm{NO}_2{}_{(g)} + 1\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{HNO}_3{}_{(aq)} + 1\,\mathrm{NO}_{(g)}
Note que a reação I mostra +27\\ \text{kcal} no lado dos produtos, isto é, a reação I é exotérmica (libera calor).
  • O enunciado pergunta: considerando alterações no equilíbrio I, quais das ações abaixo tendem a reduzir a produção de ácido nítrico no equilíbrio II?
    1. Injeção de \mathrm{O}_2.
    2. Elevação da pressão.
    3. Redução da temperatura.
    4. Redução da pressão.
    5. Elevação da temperatura.
  • Observação importante para a resolução: o equilíbrio II consome \mathrm{NO}_2 produzido no equilíbrio I; portanto, qualquer mudança que reduza a quantidade de \mathrm{NO}_2 gerada em I tenderá a reduzir a produção de \mathrm{HNO}_3 em II.

Passo 2

Conceito-chave que vamos usar: princípio de Le Chatelier (explicado com calma).
  • O princípio de Le Chatelier diz: se um sistema em equilíbrio for perturbado (mudança de concentração, pressão ou temperatura), o equilíbrio desloca-se de modo a contra-atacar essa perturbação.
  • Para concentrações: aumentar um reagente desloca o equilíbrio para o lado dos produtos; remover um reagente desloca para o lado dos reagentes.
  • Para pressão (em equilíbrios gasosos): a mudança de pressão afeta equilíbrios que envolvem diferentes números de mols gasosos. Define-se \Delta n_{\text{gás}} = n_{\text{produtos (g)}} - n_{\text{reagentes (g)}}.áSe a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado com menor \Delta n_{\text{gás}}á (menos mols gas), e vice‑versa.
  • Para temperatura: se a reação é exotérmica (libera calor, calor no lado dos produtos), então aumentar a temperatura favorece a reação endotérmica (o sentido que absorve calor) — neste caso, favorece o sentido inverso; diminuir a temperatura favorece o sentido direto (que produz calor).
Vou aplicar essas ideias à reação I.

Passo 3

Calcular o número de mols gasosos em cada lado da reação I (isso é útil para o efeito da pressão).
  • Lado dos reagentes (I): 2 mols de \mathrm{NO}_{(g)} + 1 mol de \mathrm{O}_2{}_{(g)} → total = 3 mols gas.
  • Lado dos produtos (I): 2 mols de \mathrm{NO}_2{}_{(g)} → total = 2 mols gas.
  • Portanto \Delta n_{\text{gás}} = 2 - 3 = -1.áIsso significa que o lado dos produtos tem menos mols gas.

Passo 4

Análise do item 1: injeção de \mathrm{O}_2.
  • A injeção aumenta a concentração do reagente \mathrm{O}_2.
  • Pelo princípio de Le Chatelier, ao aumentar um reagente o equilíbrio desloca-se para o lado dos produtos para consumir o excesso.
  • Assim, a reação I desloca-se para a direita, produzindo mais \mathrm{NO}_2.
  • Mais \mathrm{NO}_2 → mais matéria-prima para a reação II → mais \mathrm{HNO}_3.
  • Conclusão: a injeção de \mathrm{O}_2 NÃO reduz a produção de ácido nítrico (portanto o item 1 não deve ser incluído).

Passo 5

Análise do item 2: elevação da pressão.
  • Como calculado, \Delta n_{\text{gás}}=-1á (produtos têm menos mols gas).
  • Um aumento da pressão favorece o lado com menos mols gas (para reduzir a pressão parcial total).
  • Portanto a elevação da pressão desloca o equilíbrio I para a direita (mais \mathrm{NO}_2).
  • Mais \mathrm{NO}_2 → mais \mathrm{HNO}_3.
  • Conclusão: a elevação da pressão NÃO reduz a produção de ácido nítrico (item 2 não incluído).

Passo 6

Análise do item 3: redução da temperatura.
  • A reação I é exotérmica (libera 27\\ \text{kcal}); então o calor aparece no lado dos produtos.
  • Diminuir a temperatura é equivalente a “remover calor” do sistema; o equilíbrio reage favorecendo a reação que gera calor (o sentido exotérmico, ou seja, para a direita) para compensar.
  • Logo, redução da temperatura desloca I para a direita → mais \mathrm{NO}_2.
  • Mais \mathrm{NO}_2 → mais \mathrm{HNO}_3.
  • Conclusão: a redução da temperatura NÃO reduz a produção de ácido nítrico (item 3 não incluído).

Passo 7

Análise do item 4: redução da pressão.
  • Reduzir a pressão favorece o lado com mais mols gas (para aumentar a pressão parcial).
  • Lado com mais mols gas é o dos reagentes (3 mols) — portanto a redução de pressão desloca o equilíbrio I para a esquerda.
  • Deslocamento para a esquerda significa menos \mathrm{NO}_2 em equilíbrio.
  • Menos \mathrm{NO}_2 → menor produção de \mathrm{HNO}_3 na reação II.
  • Conclusão: a redução da pressão tende a reduzir a produção de ácido nítrico (item 4 incluído).

Passo 8

Análise do item 5: elevação da temperatura.
  • Para reação exotérmica, aumentar a temperatura é como adicionar calor ao sistema; o equilíbrio desloca-se no sentido que absorve calor (o sentido endotérmico), que aqui é o sentido inverso (esquerda).
  • Logo, elevar a temperatura desloca I para a esquerda → diminui a concentração de \mathrm{NO}_2.
  • Menos \mathrm{NO}_2 → menor formação de \mathrm{HNO}_3 em II.
  • Conclusão: a elevação da temperatura tende a reduzir a produção de ácido nítrico (item 5 incluído).

Passo 9

Resumo final das inclusões:
  • Itens que reduzem a produção de \mathrm{HNO}_3 (ou seja, que diminuem a produção de \mathrm{NO}_2 pela reação I): 4 (redução da pressão) e 5 (elevação da temperatura).
  • Os demais (1, 2 e 3) aumentam ou não reduzem \mathrm{NO}_2, portanto não são incluídos.

Resposta

c)