1. Para a reação \mathrm{N} 2(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H} 2(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 2 \mathrm{NH} 3(\mathrm{~g}) \mathrm{N} 2(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 2 \mathrm{NH} 3(\mathrm{~g}), explique como o aumento da pressão afeta o equilíbrio químico, segundo o princípio de Le Chatelier.

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{N}_2(\mathrm{g}) + 3\,\mathrm{H}_2(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NH}_3(\mathrm{g})
e pede para explicar como o aumento da pressão afeta o equilíbrio químico, segundo o princípio de Le Chatelier.
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: 1 mol de \mathrm{N}_2 + 3 mols de \mathrm{H}_2 → total 1+3=4 mols de gás.
  • Produtos: 2 mols de \mathrm{NH}_3 → total 2 mols de gás.
    Logo, o lado dos produtos tem menos mols gasosos ( 2) do que o lado dos reagentes ( 4).

Passo 4

Introdução do quociente de reação em termos de pressões parciais e da constante de equilíbrio em pressão:
Definição do quociente de pressão Q_p para esta reação:
Q_p=\frac{(P_{\mathrm{NH}_3})^{2}}{(P_{\mathrm{N}_2})(P_{\mathrm{H}_2})^{3}},
onde P_i é a pressão parcial do gás i. A constante de equilíbrio em pressão K_p é o valor de Q_p quando o sistema está em equilíbrio àquela temperatura; K_p 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 f>1 (ou seja, V\to V/f), à temperatura constante. Para um gás ideal, as pressões parciais escalam aproximadamente como P_i\to f\,P_i (todas as pressões parciais são multiplicadas por f). Substituindo no Q_p:
Q_p'=\frac{(fP_{\mathrm{NH}_3})^{2}}{(fP_{\mathrm{N}_2})(fP_{\mathrm{H}_2})^{3}} = f^{2-1-3}\,\frac{(P_{\mathrm{NH}_3})^{2}}{(P_{\mathrm{N}_2})(P_{\mathrm{H}_2})^{3}} = f^{-2}\,Q_p.
Portanto, após a compressão instantânea temos Q_p'=f^{-2}Q_p. Como f>1, então f^{-2}<1 e logo Q_p'<Q_p.

Passo 6

Interpretação em termos de deslocamento de equilíbrio: antes da compressão, no equilíbrio tinha-se Q_p=K_p. Após aumentar a pressão por compressão, Q_p' ficou menor que K_p (pois Q_p'<Q_p=K_p). Para restaurar o equilíbrio ( Q_p voltar a K_p), a reação deve ir no sentido que aumenta Q_p. Observando a expressão de Q_p, aumentar P_{\mathrm{NH}_3} e reduzir P_{\mathrm{N}_2} e P_{\mathrm{H}_2} aumenta Q_p; isso corresponde ao avanço da reação para a direita (formação de \mathrm{NH}_3). 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:
  • K_p não muda com a pressão; muda apenas com a temperatura. O sistema desloca-se até que Q_p=K_p 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 \mathrm{NH}_3, porque o lado dos produtos tem menos mols gasosos ( 2) do que o dos reagentes ( 4), e o deslocamento reduz a pressão total.

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