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 quantidade de \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} sobre o sistema?

Passo 1

O enunciado fornece a reação e pede o que acontece se aumentarmos a quantidade de \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}. Dados e perguntas explícitas:
\mathrm{N}_2 + 3\mathrm{H}_2 \rightleftharpoons 2\mathrm{NH}_3,\qquad \Delta H = -92\\ \mathrm{kJ}
Pergunta: o que ocorre com o sistema (posição do equilíbrio, consumo/produção de espécies, e efeito térmico) se aumentarmos a quantidade de \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}?

Passo 2

O que é o equilíbrio e como descrevê‑lo numericamente. Num sistema em equilíbrio químico as concentrações das espécies permanecem constantes no tempo porque a velocidade direta iguala a velocidade inversa. Podemos quantificar a posição do equilíbrio por uma constante de equilíbrio em termos de concentrações:
K_c=\frac{[\mathrm{NH}_3]^2}{[\mathrm{N}_2]\,[\mathrm{H}_2]^3}.
Aqui K_c é a constante de equilíbrio (valor fixo para uma dada temperatura), [\mathrm{NH}_3] é a concentração molar de amônia no equilíbrio, [\mathrm{N}_2] é a concentração de nitrogênio e [\mathrm{H}_2] é a concentração de hidrogênio. Essa fórmula vem de substituir as concentrações na expressão do equilíbrio usando os coeficientes estequiométricos como expoentes.

Passo 3

Definição do quociente de reação Q e como usar para prever o deslocamento. O quociente de reação tem a mesma forma de K_c mas com as concentrações instantâneas:
Q=\frac{[\mathrm{NH}_3]^2}{[\mathrm{N}_2]\,[\mathrm{H}_2]^3}.
Se Q<K_c o sistema não está suficientemente “carregado” de produtos e a reação avança no sentido direto (formando produtos). Se Q>K_c o sistema tem excesso de produtos e a reação retrocede (forma reagentes). Agora veja o efeito de aumentar [\mathrm{H}_2]: suponha concentrações iniciais [\mathrm{N}_2]=a, [\mathrm{H}_2]=b, [\mathrm{NH}_3]=c. Então
Q_0=\frac{c^2}{a\,b^3}.
Se acrescentamos uma quantidade \delta>0 em [\mathrm{H}_2], passa a ser [\mathrm{H}_2]=b+\delta e o novo quociente é
Q_1=\frac{c^2}{a\,(b+\delta)^3}.
Como (b+\delta)^3>b^3 temos Q_1<Q_0. Se antes o sistema estava em equilíbrio (ou seja Q_0=K_c), então Q_1<K_c. Logo, ao aumentar [\mathrm{H}_2] o quociente fica menor que K_c e o sistema tende a reagir no sentido direto para restaurar Q=K_c. Em palavras simples: o equilíbrio desloca‑se para a direita (produzir \mathrm{NH}_3).

Passo 4

Tradução em termos estequiométricos (o que é consumido e o que é formado). Se o equilíbrio se desloca para a direita, chamamos de x a extensão do avanço adicional. Pela estequiometria:
  • \mathrm{N}_2 é consumido na razão de 1 mol por avanço x: variação -x.
  • \mathrm{H}_2 é consumido na razão de 3 mol por avanço x: variação -3x.
  • \mathrm{NH}_3 é formado na razão de 2 mol por avanço x: variação +2x.
    Assim, após o ajuste do equilíbrio as concentrações serão, por exemplo,
[\mathrm{N}_2] = a-x,\qquad [\mathrm{H}_2] = (b+\delta)-3x,\qquad [\mathrm{NH}_3] = c+2x,
com x>0 até que a expressão do equilíbrio seja satisfeita de novo. Ou seja: parte do \mathrm{H}_2 adicional será consumida para formar \mathrm{NH}_3 e também será consumido um pouco de \mathrm{N}_2.

Passo 5

Efeito sobre a constante de equilíbrio e sobre a energia. A constante K_c só depende da temperatura; portanto, se aumentarmos somente a quantidade de \mathrm{H}_2 sem mudar a temperatura, K_c não muda — o que muda é a posição do equilíbrio (os valores das concentrações). Como a reação é exotérmica ( \Delta H=-92\\ \mathrm{kJ}), o avanço para a direita libera calor. Se o sistema não for térmicamente controlado, essa liberação de calor pode elevar a temperatura, e aí sim a constante K_c diminuiria (para reações exotérmicas, aumento de temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda). Mas sob temperatura mantida constante, apenas ocorre o deslocamento para a direita formando mais \mathrm{NH}_3.

Passo 6

Resumo prático e intuição para a prova (de forma amigável). Pense assim: adicionar um reagente é como empurrar a balança para o lado dos reagentes — o sistema “reaja” empurrando de volta, produzindo mais produto para recuperar o equilíbrio. No nosso caso, ao adicionar \mathrm{H}_2 o sistema forma mais \mathrm{NH}_3, consumindo \mathrm{N}_2 e parte do \mathrm{H}_2 adicionado, e libera calor por ser exotérmico. A constante de equilíbrio só mudaria se alterássemos a temperatura.

Resposta

O equilíbrio desloca‑se para a direita, formando mais \mathrm{NH}_3 e consumindo \mathrm{N}_2 e parte do \mathrm{H}_2 adicionado; a constante de equilíbrio K não muda se a temperatura for mantida; como \Delta H=-92\\ \mathrm{kJ}, o avanço para a direita libera calor.

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