Com relação a reação de formação da amônia
\mathrm{N} 2+3 \mathrm{H} 2 \quad 2 \mathrm{NH} 3 \quad \mathrm{H}=-92 \mathrm{~kJ}
o que ocorre se aumentarmos a pressão sobre o sistema?

Passo 1

O enunciado dá a reação e pede o que ocorre se aumentarmos a pressão sobre o sistema. Informações fornecidas:
\mathrm{N_2} + 3\mathrm{H_2} \rightleftharpoons 2\mathrm{NH_3}
\Delta H = -92\\ \mathrm{kJ}
Pergunta explícita: o que acontece com o equilíbrio químico se aumentarmos a pressão do sistema?

Passo 2

Vamos entender, devagarinho, como um sistema em equilíbrio responde a uma mudança de pressão. Existe um princípio físico-qualitativo que diz que o sistema tende a “contrariar” a perturbação aplicada. Em linguagem simples: se você aperta o sistema (aumenta pressão diminuindo volume), o equilíbrio tende a se mover no sentido que reduz a pressão (ou seja, para o lado com menos moléculas gasosas). Não vou usar jargões demais: a ideia é essa — menor número de moléculas gasosas significa menos pressão para o mesmo volume.

Passo 3

Contagem das moléculas gasosas (essa conta é crucial e fácil):
\text{Lado esquerdo: } 1\\ \text{molécula de }\mathrm{N_2} + 3\\ \text{de }\mathrm{H_2} = 4\\ \text{moles gasosos}é
\text{Lado direito: } 2\\ \text{moles de }\mathrm{NH_3} = 2\\ \text{moles gasosos}
Então, o lado dos produtos tem menos moles gasosos (2) do que o lado dos reagentes (4).

Passo 4

Aplicando a ideia do passo anterior: se aumentarmos a pressão diminuindo o volume (caso mais comum ao pensar “aumentar a pressão”), o sistema tende a deslocar o equilíbrio para o lado que tem menos moles gasosos — isto é, para a direita, formando mais \mathrm{NH_3}. Em palavras: aumentar pressão (por diminuição de volume) favorece a formação de amônia porque assim o sistema diminui o número total de moléculas gasosas e, portanto, reduz a pressão.

Passo 5

Importante detalhe técnico que cai em prova às vezes: o efeito depende de como a pressão é aumentada.
  • Se a pressão é aumentada pela diminuição do volume (temperatura constante), os deslocamentos parciais das pressões dos gases mudam e o equilíbrio se desloca para o lado com menos moles gasosos (direita).
  • Se a pressão é aumentada adicionando um gás inerte mantendo o volume constante, as pressões parciais dos reagentes e produtos (que são P_i = n_iRT/V) não mudam, então o equilíbrio não é deslocado por essa ação.
  • Se adiciona um gás inerte mantendo a pressão total constante (permitindo o volume variar), aí as frações molares dos reagentes mudam e pode haver efeito, mas esse caso é menos direto — o que importa na maioria dos problemas de química é o caso de reduzir volume.

Passo 6

Mais uma observação conceitual útil para provas: a constante de equilíbrio em termos de pressões, K_p, depende só da temperatura, não da pressão total. Ou seja, aumentar a pressão não muda o valor de K_p — o que muda são as pressões parciais e, por consequência, a posição do equilíbrio até que se restabeleça a condição Q_p=K_p, com Q_p sendo o quociente de reação. A expressão de K_p para esta reação é
\displaystyle K_p = \frac{(P_{\mathrm{NH_3}})^2}{(P_{\mathrm{N_2}})(P_{\mathrm{H_2}})^3}.
Aumentar pressão desloca as pressões parciais de modo que o numerador/denominador se reajustem até que essa relação volte a valer.

Passo 7

Conclusão prática e direta para a prova: se você aumentar a pressão do sistema diminuindo o volume (condição usual do enunciado), o equilíbrio desloca-se para a direita, favorecendo a formação de \mathrm{NH_3} e, portanto, aumentando o rendimento de amônia. Lembre-se do detalhe sobre gás inerte — esse é um ponto que professores gostam de perguntar.

Resposta

Aumentando a pressão (por diminuição do volume), o equilíbrio desloca-se para a direita, favorecendo a formação de \mathrm{NH_3} (maior rendimento de amônia).

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