A reação da amônia com oxigênio, para a qual se tem um \Delta \mathrm{H} igual a -1.531 kJ , tem-se a seguinte equação:
4 \mathrm{NH}_{3}{ }_{(\mathrm{g})}+3 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \rightleftharpoons 2 \mathrm{~N}_{2(\mathrm{~g})}+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})}
De acordo com o Princípio de Le Chatelier, o sistema ao ser perturbado tem uma tendência a reestabelecer o equilíbrio.
Escreva a expressão da constante de Equilíbrio da reação acima balanceada.
Algumas perturbações foram realizadas abaixo. Indique o que ocorrerá com o equilíbrio (deslocamento para reagentes ou produtos) no sistema em cada situação e justifique suas respostas baseado nas espécies que compõem o equilíbrio e os princípios de Le Chatelier.
g) Adição de gás He sem alteração de volume.

Passo 1

O enunciado nos dá a reação e pede duas coisas:
  • Reação fornecida: 4 NH _3 (g) + 3 O _2 (g) ⇌ 2 N _2 (g) + 6 H _2O (l).
  • Informação adicional: \Delta H = -1{,}531\\ \text{kJ} (reação exotérmica), embora esta informação não seja necessária para a parte (g).
    O que é pedido:
  1. Escrever a expressão da constante de equilíbrio para a reação balanceada.
  2. Para a perturbação (g) — adição de gás hélio ( \mathrm{He}) sem alteração de volume — indicar para que lado o equilíbrio se desloca (reagentes, produtos ou nenhum deslocamento) e justificar com base nas espécies do equilíbrio e no Princípio de Le Chatelier.

Passo 2

O que é a constante de equilíbrio e como escrevê-la aqui (aula rápida):
  • A constante de equilíbrio em termos de concentrações molares (chamada K_c) ou de pressões parciais ( K_p) envolve apenas as atividades das espécies envolvidas. Para substâncias puras líquidas e sólidas a atividade é (aproximadamente) 1, portanto não aparecem na expressão de K.
  • Na reação dada a água está no estado líquido ( \mathrm{H_2O (l)}), então a sua atividade é 1 e ela não entra explicitamente na expressão de K.
  • Assim, escrevemos a expressão usando as concentrações (ou pressões) das espécies gasosas: \mathrm{NH_3}, \mathrm{O_2} e \mathrm{N_2}.
Expressões:
K_c=\frac{[\mathrm{N}_2]^2}{[\mathrm{NH}_3]^4\,[\mathrm{O}_2]^3}
K_p=\frac{(P_{\mathrm{N}_2})^2}{(P_{\mathrm{NH}_3})^4\,(P_{\mathrm{O}_2})^3}
Explicação das notações:
  • Em K_c: [\mathrm{X}] é a concentração molar de \mathrm{X} em mol·L ^{-1}.
  • Em K_p: P_{\mathrm{X}} é a pressão parcial de \mathrm{X} em unidades de pressão (por exemplo, atm).
  • Essas constantes são funções da temperatura (mudam se a temperatura mudar), mas são fixas para uma dada temperatura.

Passo 3

Princípio de Le Chatelier (passo-a-passo didático):
  • Regra geral: se um sistema em equilíbrio for perturbado (variação de concentração, pressão/volume, temperatura), o sistema reage de modo a reduzir parcialmente essa perturbação, deslocando o equilíbrio na direção que compense a mudança.
  • Para gases, uma mudança que importa para o equilíbrio é a alteração das concentrações ou das pressões parciais das espécies reativas.
  • Fórmulas úteis para gases ideais:
P_i=\frac{n_i R T}{V}
onde P_i é a pressão parcial da espécie i, n_i é sua quantidade de matéria (mol), R constante dos gases, T temperatura absoluta e V volume do recipiente.
Outra relação:
P_i = x_i P_{\text{tot}}
onde x_i é a fração molar e P_{\text{tot}} é a pressão total.
  • Importante distinguir dois cenários ao adicionar um gás inerte (como \mathrm{He}):
    • Se a adição é feita a volume constante: as quantidades n_i das espécies reativas não mudam, V não muda, logo P_i=\dfrac{n_iRT}{V} permanece igual — as pressões parciais das espécies reativas não mudam.
    • Se a adição é feita a pressão constante (ou seja, permite-se alteração de volume), o volume pode aumentar e as pressões parciais das espécies reativas podem mudar, o que pode deslocar o equilíbrio. Portanto o efeito depende se o processo é a volume constante ou a pressão constante.

Passo 4

Aplicando o raciocínio ao caso (g): adição de \mathrm{He} sem alteração de volume
  • Espécies que participam do equilíbrio gasoso aqui: \mathrm{NH_3 (g)}, \mathrm{O_2 (g)} e \mathrm{N_2 (g)}. A \mathrm{H_2O} está no estado líquido e não entra na expressão de K.
  • Ao adicionar \mathrm{He} em volume constante:
    • As quantidades molares de \mathrm{NH_3}, \mathrm{O_2} e \mathrm{N_2} não são alteradas instantaneamente pela adição do gás inerte.
    • Como V e T permanecem os mesmos, para cada gás reativo i vale P_i=\dfrac{n_iRT}{V}. Portanto cada P_i permanece inalterado.
    • Consequentemente, as concentrações molares [\mathrm{X}] (para gases em um volume fixo) também permanecem inalteradas.
  • Pela definição de razão de reação (quociente de reação Q) e pelo Princípio de Le Chatelier, se as pressões parciais/concentrações dos reagentes e produtos não mudam, Q não muda e não há razão para o sistema deslocar-se para compensar nada.
  • Conclusão física: a adição de um gás inerte a volume constante aumenta a pressão total, mas NÃO altera as condições que controlam o equilíbrio (as pressões parciais/concentrações dos reagentes e produtos), logo o equilíbrio não se desloca.
Observação didática extra (útil na prova): se a adição de gás inerte fosse feita mantendo a pressão total constante (permitindo que o volume aumente), aí as pressões parciais das espécies reagentes mudariam e o equilíbrio poderia deslocar-se — normalmente na direção que tenha mais mols gasosos para contrariar a diminuição de pressão parcial. Mas esse não é o caso aqui.

Resposta

K_c=\frac{[\mathrm{N}_2]^2}{[\mathrm{NH}_3]^4\,[\mathrm{O}_2]^3}
g) Sem deslocamento do equilíbrio (nenhuma mudança), porque a adição de \mathrm{He} a volume constante não altera as pressões parciais nem as concentrações das espécies reativas.

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