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{NO}_{2}

Passo 1

O enunciado trata da 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 mol^{-1}}.
O conteúdo aqui é equilíbrio químico e o Princípio de Le Chatelier: quando perturbamos a concentração de uma espécie, o sistema se ajusta para minimizar essa perturbação.

Passo 2

Vamos analisar o quociente de reação
Q = \frac{[\mathrm{NO}_2]}{[\mathrm{N}_2]\,[\mathrm{O}_2]}
e compará-lo com a constante de equilíbrio K. Aumentar a concentração de \mathrm{NO}_2 faz Q ficar maior que K.

Passo 3

Como Q>K, o sistema desloca-se no sentido de consumir excesso de produto, ou seja, para a esquerda (sentido inverso). Assim vai reagir formandose \mathrm{N}_2 e \mathrm{O}_2 até restabelecer Q=K. Nesse deslocamento para o sentido inverso, como a reação direta é endotérmica ( \Delta H>0), o retrocesso libera calor, mas como a temperatura é mantida constante, o importante é mesmo o consumo de \mathrm{NO}_2.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para o sentido inverso (formação de reagentes), consumindo \mathrm{NO}_2 e produzindo \mathrm{N}_2 e \mathrm{O}_2.

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