Considere a reação abaixo.
2 \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})} \rightleftarrows 4 \mathrm{HCl}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \Delta \mathrm{H}=+113 \mathrm{~kJ}
Admita que o sistema está em equilíbrio. O que ocorrerá ao número de mols de água no recipiente se:
For adicionado \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}).

Passo 1

O enunciado dá a reação em equilíbrio
2\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{g})}+2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{g})}\rightleftarrows 4\mathrm{HCl}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}\quad \Delta H=+113\\ \mathrm{kJ}
e pergunta o que acontece com o número de mols de água no recipiente quando é adicionado \mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}.
Informações relevantes fornecidas:
  • A reação está em equilíbrio ( inicialmente Q=K ).
  • Foi adicionada pressão/quantidade de \mathrm{O}_2.
  • \Delta H=+113\\ \mathrm{kJ} (a reação direta é endotérmica).
  • Não foi informado qualquer variação de temperatura, apenas adição de \mathrm{O}_2.

Passo 2

Conceito essencial (explicado de um jeito simples): em equilíbrio químico o sistema tende a “resistir” a mudanças externas — essa é a ideia do princípio de Le Chatelier. Se você altera a concentração/pressão de um dos componentes, o equilíbrio se desloca no sentido que tende a compensar essa alteração. Aqui, ao aumentar \mathrm{O}_2, o sistema vai reagir de modo a consumir parte desse \mathrm{O}_2.

Passo 3

Para formalizar isso usamos o quociente de reação (quando trabalhamos com pressões parciais costuma-se usar K_p). A expressão de K_p para essa reação é
K_p=\frac{P_{\mathrm{HCl}}^{4}\,P_{\mathrm{O}_2}}{P_{\mathrm{Cl}_2}^{2}\,P_{\mathrm{H_2O}}^{2}}.
Aqui P_X é a pressão parcial do gás X. Num equilíbrio inicial temos Q=K_p. Se você adiciona \mathrm{O}_2, a pressão parcial P_{\mathrm{O}_2} aumenta instantaneamente, então o quociente de reação momentaneamente fica
Q=\frac{P_{\mathrm{HCl}}^{4}\,P_{\mathrm{O}_2\\ (\text{aumentado})}}{P_{\mathrm{Cl}_2}^{2}\,P_{\mathrm{H_2O}}^{2}} > K_p.
Quando Q>K_p a reação desloca-se no sentido que diminui Q, ou seja, no sentido inverso (para a esquerda), consumindo \mathrm{O}_2.

Passo 4

Agora traduzimos esse deslocamento em variação do número de mols usando estequiometria. Escrevendo o sentido inverso (consumo de \mathrm{O}_2):
\mathrm{O}_2 + 4\mathrm{HCl} \longrightarrow 2\mathrm{Cl}_2 + 2\mathrm{H_2O}.
Se o equilíbrio se desloca para a esquerda e consome x mol de \mathrm{O}_2, então, pelas relações estequiométricas:
  • \Delta n_{\mathrm{O}_2} = -x (consumimos x mol de \mathrm{O}_2),
  • \Delta n_{\mathrm{HCl}} = -4x (consumimos 4x mol de \mathrm{HCl}),
  • \Delta n_{\mathrm{Cl}_2} = +2x (produzimos 2x mol de \mathrm{Cl}_2),
  • \Delta n_{\mathrm{H_2O}} = +2x (produzimos 2x mol de \mathrm{H_2O}).
Portanto, o deslocamento para a esquerda gera um aumento no número de mols de água. Em termos de sinal: \Delta n_{\mathrm{H_2O}}>0.

Passo 5

Comentário sobre \Delta H: a reação direta é endotérmica ( \Delta H>0), o que informa como a temperatura afetaria o equilíbrio (aumentar T favorece a direita). Mas no caso em questão não houve mudança de temperatura — apenas adição de \mathrm{O}_2 — portanto o fator térmico não entra; o efeito observado é explicado por Le Chatelier e pela expressão de K_p acima.
Resumo concreto e encorajador: ao adicionar \mathrm{O}_2 o sistema desloca-se para a esquerda para consumir parte desse \mathrm{O}_2, e como consequência o número de mols de água aumenta (cada mol de \mathrm{O}_2 consumido produz 2 mol de \mathrm{H_2O}). Você pode usar exatamente esse raciocínio na prova — citar Q vs K e a estequiometria para justificar o sinal da variação.

Resposta

O número de mols de água aumentará.

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