Para aumentar a produção de NO2 na reação
NO(g)+1 / 2 O2(g) <=ftharpoons NO2(g)
você comprimiria o sistema, expandiria o sistema ou adicionaria um gás inerte? Justifique sua resposta?

Passo 1

Vamos lá! O exercício pede para aumentar a produção de dióxido de nitrogênio ( NO2) na reação:
NO(g) + 12 O2(g) <=ftharpoons NO2(g)
Para resolver isso, vamos usar o Princípio de Le Chatelier, que nos ajuda a entender como mudanças nas condições de reação afetam o equilíbrio químico.

Passo 2

Primeiro, vamos analisar o que acontece com a pressão no sistema. Quando comprimimos um gás, estamos diminuindo o volume e, consequentemente, aumentando a pressão. O Princípio de Le Chatelier nos diz que se aplicarmos uma mudança em um sistema em equilíbrio, o sistema vai reagir para minimizar essa mudança.

Passo 3

Agora, vamos contar o número de mols de gás de cada lado da reação:
  • Lado dos reagentes: NO tem 1 mol e O2 tem 12 mol, totalizando 1 + 12 = 1,5 mol.
  • Lado dos produtos: NO2 tem 1 mol.
Como há mais mols de gás nos reagentes (1,5 mol) do que nos produtos (1 mol), aumentar a pressão vai favorecer o lado que tem menos mols de gás para reduzir a pressão.

Passo 4

Portanto, ao comprimir o sistema (ou seja, aumentar a pressão), estamos incentivando a reação a produzir mais NO2, pois o equilíbrio tende a se deslocar para o lado com menos mols de gás.

Resposta

Para aumentar a produção de NO2, devemos comprimir o sistema.

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