Como o número de mols gasosos de reagentes e produtos influencia o efeito da pressão em um equilíbrio químico?

Se o número de mols gasosos diminui do lado dos produtos, aumentar a pressão favorece a formação desses produtos, deslocando o equilíbrio para esse lado.

Por que a síntese da amônia é favorecida por alta pressão industrialmente?

Porque a reação consome 4 mols gasosos e produz 2, então a alta pressão desloca o equilíbrio para a formação de amônia, aumentando seu rendimento.

Qual é o efeito de aumentar a temperatura em uma reação exotérmica em equilíbrio?

Aumentar a temperatura favorece a reação endotérmica (sentido inverso), reduzindo a formação do produto da reação exotérmica.

Como a alteração da concentração de um reagente gasoso afeta o equilíbrio em uma reação reversível?

Aumentar a concentração de um reagente desloca o equilíbrio para a formação de produtos; diminuir, desloca para a formação de reagentes.

O que acontece com o equilíbrio da síntese da amônia se a pressão for reduzida?

O equilíbrio se desloca para o lado dos reagentes, pois há mais mols gasosos, reduzindo a produção de amônia.

Por que não se utiliza pressões extremamente altas na prática industrial da síntese da amônia?

Porque pressões muito altas aumentam custos e riscos operacionais, sendo necessário um compromisso entre rendimento e viabilidade econômica.

Como o princípio de Le Chatelier pode ser aplicado para otimizar processos industriais de equilíbrio químico?

Ajustando pressão, temperatura e concentrações para deslocar o equilíbrio na direção desejada, maximizando a produção do composto de interesse.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Questão

DIMVS 2026

Média Referência ENEM - 2025 - Questão 117

Em um processo industrial para a produção de amônia pela síntese direta de nitrogênio e hidrogênio, a reação balanceada é: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) + calor. A planta opera em um regime de equilíbrio dinâmico onde se deseja maximizar a produção de amônia.

Considerando o princípio de Le Chatelier, qual das seguintes alterações nas condições do sistema favorece o aumento da quantidade de amônia produzida?

Resolução

A questão aborda o equilíbrio químico na síntese da amônia, destacando o uso do princípio de Le Chatelier para maximizar a produção de amônia ($\text{NH}_3$). O aluno deve analisar como alterações em pressão, temperatura e concentrações afetam o equilíbrio da reação: $\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g) + \text{calor}$. O princípio de Le Chatelier prevê que, ao sofrer uma perturbação, o sistema se ajusta para minimizar o efeito dessa perturbação. Como a reação é exotérmica e envolve diminuição no número de mols gasosos (4 mols de reagentes para 2 mols de produto), aumentar a pressão favorece a formação de amônia, pois o equilíbrio se desloca para o lado com menor número de mols gasosos. Assim, a alternativa correta é elevar a pressão total sem alterar a temperatura, pois isso desloca o equilíbrio para a direita, aumentando a produção de amônia.

Comentários por alternativa

A Elevar a pressão total do sistema sem alterar a temperatura.

Correta. Elevar a pressão total favorece o lado da reação com menor número de mols gasosos (2 mols de $\text{NH}_3$ contra 4 mols de reagentes), deslocando o equilíbrio para a formação de amônia, conforme o princípio de Le Chatelier.
B Reduzir a pressão parcial do hidrogênio mantendo constante a pressão total e a temperatura.

Errada. Reduzir a pressão parcial do hidrogênio diminui a quantidade de reagente disponível, deslocando o equilíbrio para a esquerda e reduzindo a produção de amônia.
C Aumentar significativamente a temperatura para acelerar a reação, mantendo a pressão constante.

Errada. Aumentar a temperatura em uma reação exotérmica favorece a reação inversa (decomposição da amônia), pois o sistema tenta absorver o excesso de calor, diminuindo a produção de amônia.
D Diminuir a quantidade de nitrogênio para forçar a reação a produzir mais amônia.

Errada. Diminuir a quantidade de nitrogênio reduz a disponibilidade de reagente, deslocando o equilíbrio para a esquerda e diminuindo a formação de amônia.
E Diminuir a pressão total para favorecer a formação de amônia, uma vez que a reação é exotérmica.

Errada. Diminuir a pressão total favorece o lado com maior número de mols gasosos (os reagentes), deslocando o equilíbrio para a esquerda e reduzindo a produção de amônia, mesmo a reação sendo exotérmica.

Flashcards

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1. Como o número de mols gasosos de reagentes e produtos influencia o efeito da pressão em um equilíbrio químico?: Se o número de mols gasosos diminui do lado dos produtos, aumentar a pressão favorece a formação desses produtos, deslocando o equilíbrio para esse lado.
2. Por que a síntese da amônia é favorecida por alta pressão industrialmente?: Porque a reação consome 4 mols gasosos e produz 2, então a alta pressão desloca o equilíbrio para a formação de amônia, aumentando seu rendimento.
3. Qual é o efeito de aumentar a temperatura em uma reação exotérmica em equilíbrio?: Aumentar a temperatura favorece a reação endotérmica (sentido inverso), reduzindo a formação do produto da reação exotérmica.
4. Como a alteração da concentração de um reagente gasoso afeta o equilíbrio em uma reação reversível?: Aumentar a concentração de um reagente desloca o equilíbrio para a formação de produtos; diminuir, desloca para a formação de reagentes.
5. O que acontece com o equilíbrio da síntese da amônia se a pressão for reduzida?: O equilíbrio se desloca para o lado dos reagentes, pois há mais mols gasosos, reduzindo a produção de amônia.
6. Por que não se utiliza pressões extremamente altas na prática industrial da síntese da amônia?: Porque pressões muito altas aumentam custos e riscos operacionais, sendo necessário um compromisso entre rendimento e viabilidade econômica.
7. Como o princípio de Le Chatelier pode ser aplicado para otimizar processos industriais de equilíbrio químico?: Ajustando pressão, temperatura e concentrações para deslocar o equilíbrio na direção desejada, maximizando a produção do composto de interesse.

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