Para a reação:
\mathrm{N}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})}=\mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}
\Delta \mathrm{H}=43 \mathrm{kcal} . \mathrm{mol}^{-1}
Explicar para esta reação em equilíbrio, qual o efeito de:
aumentar a concentração de \mathrm{O}_{2}

Passo 1

O enunciado apresenta a reação em equilíbrio
\mathrm{N}_{2(\mathrm{g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}\rightleftharpoons \mathrm{NO}_{2(\mathrm{g})},
com entalpia de reação \Delta H=+43\\ \mathrm{kcal}\cdot\mathrm{mol}^{-1}. Queremos saber o que ocorre quando aumentamos a concentração de \mathrm{O}_{2}. O conceito principal aqui é o princípio de Le Châtelier, que diz que, se perturbarmos um equilíbrio, o sistema se ajusta para minimizar essa perturbação.

Passo 2

Ao elevar \bigl[\mathrm{O}_{2}\bigr], introduzimos um excesso de reagente. Imediatamente o quociente de reação
Q = \frac{\bigl[\mathrm{NO}_{2}\bigr]}{\bigl[\mathrm{N}_{2}\bigr]\bigl[\mathrm{O}_{2}\bigr]}
fica menor do que a constante de equilíbrio K. Para restaurar Q=K, o sistema desloca o equilíbrio no sentido de consumir o excesso de \mathrm{O}_{2}, ou seja, desloca-se para a direita (formação de produtos).

Passo 3

O deslocamento para a direita significa que haverá:
– consumo adicional de \mathrm{N}_{2} e de \mathrm{O}_{2} até o novo equilíbrio;
– aumento da concentração de \mathrm{NO}_{2};
– a constante K não muda, pois só depende da temperatura (e aqui não alteramos T).

Resposta

Ao aumentar a concentração de \mathrm{O}_{2}, o equilíbrio desloca-se para a direita, consumindo \mathrm{O}_{2} e \mathrm{N}_{2} e produzindo mais \mathrm{NO}_{2}.

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