- Para a reação
, explique como o aumento da pressão afeta o equilíbrio químico, segundo o princípio de Le Chatelier.
Passo 1
O enunciado dá a reação
e pede para explicar como o aumento da pressão afeta o equilíbrio químico, segundo o princípio de Le Chatelier.
Informações relevantes dadas:
Informações relevantes dadas:
- Equilíbrio gasoso entre reagentes e produtos.
- Quer-se o efeito de aumentar a pressão (pressão total) sobre esse equilíbrio, mantendo a temperatura constante (pressuposto implícito ao aplicar Le Chatelier).
Passo 2
Lembrete do princípio de Le Chatelier (explicado de forma simples): se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema reage de modo a reduzir a perturbação. Para equilíbrios gasosos, uma perturbação típica é mudança de pressão (por exemplo, diminuir o volume). Então, ao aumentar a pressão, o equilíbrio tende a deslocar-se para o lado que reduz a pressão — normalmente o lado com menos mols de gás.
Passo 3
Contagem de mols gasosos em cada lado (isso é crucial para aplicar Le Chatelier):
- Reagentes:
mol de + mols de → total mols de gás. - Produtos:
mols de → total mols de gás.
Logo, o lado dos produtos tem menos mols gasosos () do que o lado dos reagentes ( ).
Passo 4
Introdução do quociente de reação em termos de pressões parciais e da constante de equilíbrio em pressão:
Definição do quociente de pressão para esta reação:
Definição do quociente de pressão
onde
é a pressão parcial do gás
. A constante de equilíbrio em pressão
é o valor de
quando o sistema está em equilíbrio àquela temperatura;
depende só da temperatura.
Passo 5
Raciocínio quantitativo sobre o efeito de aumentar a pressão por redução do volume: suponha que, instantaneamente, o volume do sistema é reduzido por um fator
(ou seja,
), à temperatura constante. Para um gás ideal, as pressões parciais escalam aproximadamente como
(todas as pressões parciais são multiplicadas por
). Substituindo no
:
Portanto, após a compressão instantânea temos
. Como
, então
e logo
.
Passo 6
Interpretação em termos de deslocamento de equilíbrio: antes da compressão, no equilíbrio tinha-se
. Após aumentar a pressão por compressão,
ficou menor que
(pois
). Para restaurar o equilíbrio (
voltar a
), a reação deve ir no sentido que aumenta
. Observando a expressão de
, aumentar
e reduzir
e
aumenta
; isso corresponde ao avanço da reação para a direita (formação de
). Esse deslocamento para a direita também faz sentido qualitativo pelo princípio de Le Chatelier: o sistema prefere o lado com menos mols gasosos (produtos, 2 mols) quando a pressão sobe, porque assim a pressão total tende a diminuir.
Passo 7
Observações importantes e exceções práticas:
-
não muda com a pressão; muda apenas com a temperatura. O sistema desloca-se até que novamente. - O efeito descrito vale quando a pressão é aumentada diminuindo o volume. Se a pressão for aumentada adicionando um gás inerte à pressão constante e permitindo expansão (caso prático diferente), o efeito sobre o equilíbrio pode ser nulo ou diferente — por exemplo, adicionar um gás inerte a volume constante altera a pressão total mas nem sempre muda as pressões parciais relativas dos reagentes e produtos, e então pode não deslocar o equilíbrio. Por isso é importante especificar como a pressão foi alterada (geralmente, pensa-se em compressão, isto é, redução de volume, à temperatura constante).
Resposta
O aumento da pressão (por redução do volume, à temperatura constante) desloca o equilíbrio para a direita, favorecendo a formação de
, porque o lado dos produtos tem menos mols gasosos (
) do que o dos reagentes (
), e o deslocamento reduz a pressão total.