Para a reação da amônia com a água:
\mathrm{NH}_{3(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow \mathrm{NH}_{4}{ }^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{OH}_{(\mathrm{aq})}^{-}
Em qual direção (produto ou reagente), o equilíbrio será deslocado se:
NaOH for adicionado à solução?

Passo 1

O enunciado dá a reação de equilíbrio ácido-base entre amônia e água:
\mathrm{NH}_{3(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}\rightleftharpoons \mathrm{NH}_{4}^{+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{OH}^{-}_{(\mathrm{aq})}
E pergunta: ao adicionar \mathrm{NaOH} à solução, em qual direção o equilíbrio será deslocado — para os produtos (direita) ou para os reagentes (esquerda)?
Informações relevantes do enunciado:
  • A reação é um equilíbrio químico entre \mathrm{NH}_3 (base) e seus produtos \mathrm{NH}_4^+ (conjugado ácido) e \mathrm{OH}^-.
  • \mathrm{NaOH} é uma base forte que se dissocia completamente em solução, gerando \mathrm{Na}^+ e \mathrm{OH}^-.
  • A pergunta é qualitativa: direção do deslocamento do equilíbrio quando \mathrm{NaOH} é adicionado.

Passo 2

Conceito-chave (explicado devagar, como um amigo): Le Chatelier — se um sistema em equilíbrio for perturbado, ele se ajusta de modo a reduzir essa perturbação. Em química prática, se você aumenta a concentração de uma espécie que aparece nos produtos, o equilíbrio tende a se deslocar no sentido que consome essa espécie (ou seja, para os reagentes); se você remove uma espécie produto, o equilíbrio tende a produzir mais desse produto (desloca-se para a direita). Pense nisso como um “ajuste automático” do sistema para contrariar a mudança que você fez.

Passo 3

Escrevendo a constante de equilíbrio (é útil para ver o que muda): a partir da reação dada, definimos a constante de basicidade \,K_b da amônia como
K_b=\frac{[\mathrm{NH}_4^{+}][\mathrm{OH}^{-}]}{[\mathrm{NH}_3]}
Explicando símbolos:
  • [\mathrm{NH}_4^{+}] é a concentração molar do íon amônio.
  • [\mathrm{OH}^{-}] é a concentração molar do íon hidróxido.
  • [\mathrm{NH}_3] é a concentração molar da amônia.
  • K_b é constante para uma dada temperatura: seu valor não muda quando você mexe nas concentrações, só muda se alterar a temperatura.

Passo 4

O que acontece ao adicionar \mathrm{NaOH}: \mathrm{NaOH} é uma base forte, então na solução ocorre dissociação completa:
\mathrm{NaOH}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{Na}^{+}_{(aq)} + \mathrm{OH}^{-}_{(aq)}
Isso significa que a adição de \mathrm{NaOH} aumenta diretamente [\mathrm{OH}^{-}]. O \mathrm{Na}^{+} é um ião espectador (não participa da reação ácido-base com \mathrm{NH}_3), então o efeito químico importante é o aumento de [\mathrm{OH}^{-}].

Passo 5

Aplicando Le Chatelier com a expressão de K_b: se você aumenta [\mathrm{OH}^{-}], o numerador da fração \dfrac{[\mathrm{NH}_4^{+}][\mathrm{OH}^{-}]}{[\mathrm{NH}_3]} aumenta — portanto, para que o quociente volte ao valor fixo K_b, o sistema precisa reduzir esse numerador ou aumentar o denominador. O modo como o sistema consegue isso é deslocando o equilíbrio para a esquerda, reagindo \mathrm{NH}_4^{+} e \mathrm{OH}^{-} para formar \mathrm{NH}_3 e \mathrm{H}_2\mathrm{O}:
\mathrm{NH}_4^{+} + \mathrm{OH}^{-} \rightarrow \mathrm{NH}_3 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}
Assim [\mathrm{OH}^{-}] é parcialmente consumido e [\mathrm{NH}_3] aumenta, restaurando o valor de K_b.

Passo 6

Interpretação final e efeito comum-íon (explicando o nome): esse é um caso do efeito do íon comum — \mathrm{OH}^{-} é produzido na reação original (produto). Ao adicionar mais \mathrm{OH}^{-} de fora (via \mathrm{NaOH}), há excesso do íon comum e o equilíbrio favorece a formação dos reagentes para diminuir esse excesso. Em termos práticos: mais base forte → menos ionização da base fraca ( \mathrm{NH}_3) na forma de \mathrm{NH}_4^+; ou dito de outro modo, adicionando \mathrm{NaOH} você desloca o equilíbrio para a esquerda, produzindo mais \mathrm{NH}_3 e consumindo \mathrm{NH}_4^+ e \mathrm{OH}^-.

Passo 7

Resumo intuitivo e encorajamento: imagine o equilíbrio como uma balança que tenta manter K_b constante. Jogar mais \mathrm{OH}^- no lado dos produtos desequilibra a balança; a solução “pega” parte desse \mathrm{OH}^- juntando-o com \mathrm{NH}_4^+ para voltar a um novo equilíbrio — por isso o deslocamento é para os reagentes. Tá complicado às vezes, mas essa é a ideia: adicionar o produto \mathrm{OH}^- faz o equilíbrio voltar para a esquerda.

Resposta

Para os reagentes.

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