A formação de produtos na reação abaixo é favorecida pela compressão ou pela expansão do vaso de reação?
Passo 1
Beleza, vamos lá! A questão nos pergunta se a formação dos produtos na reação abaixo é favorecida quando comprimimos ou expandimos o vaso de reação. A reação em questão é:
Para resolver isso, vamos usar o Princípio de Le Chatelier, que nos ajuda a entender como as mudanças nas condições (como pressão) afetam o equilíbrio químico.
Passo 2
Primeiro, vamos contar quantas moléculas de gás temos em cada lado da equação. Nos reagentes (lado esquerdo), temos:
- 4 moléculas de NH₃
- 5 moléculas de O₂
Totalizando 9 moles de gás.
Nos produtos (lado direito), temos:
- 4 moléculas de NO
- 6 moléculas de H₂O
Totalizando 10 moles de gás.
Passo 3
Agora, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, se a pressão no sistema aumentar (compressão), o equilíbrio vai se deslocar para o lado que tem menos moléculas de gás, para aliviar a pressão. Se a pressão diminuir (expansão), o equilíbrio se desloca para o lado com mais moléculas de gás.
Passo 4
Aplicando isso à nossa reação:
- Compressão (aumento da pressão): O lado com menos moles de gás é o dos reagentes (9 moles).
- Expansão (redução da pressão): O lado com mais moles de gás é o dos produtos (10 moles).
Passo 5
Então, se comprimirmos o vaso (aumentamos a pressão), o equilíbrio vai para os reagentes.
Se expandirmos o vaso (diminuímos a pressão), o equilíbrio vai para os produtos.
Se expandirmos o vaso (diminuímos a pressão), o equilíbrio vai para os produtos.
Resposta
A expansão do vaso de reação favorece a formação dos produtos.