O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanha que se transforma parcialmente em tetróxido de dinitrogênio, um gás incolor. O equilíbrio entre essas espécies pode ser representado pela equação: 2 NO2(g) + N2O4(g) H<0. Com base nas informações apresentadas e considerando as seguintes condições reacionais:
I. Aumento da pressão. I
I. Aumento da temperatura.
III. Adição de N2O4(g)
IV. Adição de NO2(g) Qual das alternativas desloca o equilíbrio para a formação de produtos?
I. Aumento da pressão. I
I. Aumento da temperatura.
III. Adição de N2O4(g)
IV. Adição de NO2(g) Qual das alternativas desloca o equilíbrio para a formação de produtos?
Passo 1
Ok, vamos lá! O enunciado fala sobre um equilíbrio químico entre dióxido de nitrogênio (NO₂) e tetróxido de dinitrogênio (N₂O₄). A reação é representada por:
Isso significa que a reação é exotérmica (libera calor). Nosso objetivo é descobrir quais das condições listadas (I a IV) fazem o equilíbrio se deslocar para a formação de produtos, ou seja, para a formação de N₂O₄.
Passo 2
Primeiro, vamos lembrar da Lei de Le Chatelier, que diz que se um sistema em equilíbrio sofrer uma perturbação, ele vai reagir para minimizar essa mudança. Aqui, as perturbações são: aumento de pressão, aumento de temperatura, adição de N₂O₄ e adição de NO₂.
Passo 3
Condição I: Aumento da pressão.
Aumentar a pressão em um sistema gasoso favorece o lado da reação que tem menos mols de gás. Na nossa reação, do lado dos reagentes temos 2 mols de NO₂ e do lado dos produtos temos 1 mol de N₂O₄. Então, aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para a formação de menos mols de gás, ou seja, para os produtos.
Aumentar a pressão em um sistema gasoso favorece o lado da reação que tem menos mols de gás. Na nossa reação, do lado dos reagentes temos 2 mols de NO₂ e do lado dos produtos temos 1 mol de N₂O₄. Então, aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para a formação de menos mols de gás, ou seja, para os produtos.
Passo 4
Condição II: Aumento da temperatura.
Como a reação é exotérmica ($ \Delta H < 0 $), aumentar a temperatura vai favorecer a reação inversa (endotérmica) para absorver o excesso de calor. Portanto, isso deslocaria o equilíbrio para os reagentes, não para os produtos.
Como a reação é exotérmica ($ \Delta H < 0 $), aumentar a temperatura vai favorecer a reação inversa (endotérmica) para absorver o excesso de calor. Portanto, isso deslocaria o equilíbrio para os reagentes, não para os produtos.
Passo 5
Condição III: Adição de N₂O₄(g).
Adicionar mais N₂O₄, que são os produtos, vai fazer com que o equilíbrio se desloque para tentar reduzir esse excesso, formando mais produtos. Isso é uma aplicação direta da Lei de Le Chatelier.
Adicionar mais N₂O₄, que são os produtos, vai fazer com que o equilíbrio se desloque para tentar reduzir esse excesso, formando mais produtos. Isso é uma aplicação direta da Lei de Le Chatelier.
Passo 6
Condição IV: Adição de NO₂(g).
Adicionar mais NO₂, que são os reagentes, vai fazer com que o equilíbrio se desloque para tentar consumir esse excesso, ou seja, formando mais N₂O₄. No entanto, queremos apenas as condições que favorecem a formação de produtos, então isso também é válido.
Adicionar mais NO₂, que são os reagentes, vai fazer com que o equilíbrio se desloque para tentar consumir esse excesso, ou seja, formando mais N₂O₄. No entanto, queremos apenas as condições que favorecem a formação de produtos, então isso também é válido.
Resposta
As condições que deslocam o equilíbrio para a formação de produtos são:
- I. Aumento da pressão.
- III. Adição de N₂O₄(g).