Considere o seguinte equilíbrio, para o qual
2 \mathrm{SO}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \leftrightarrow 2 \mathrm{SO}_{3}(\mathrm{~g})
Como cada uma das seguintes variações afetará a mistura em equilíbrio dos três gases?
\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) é adicionado ao sistema;
Resposta: (a) Desloca o equilíbrio para a direita

Passo 1

Enunciado e o que se pede: temos o equilíbrio químico
2\\ \mathrm{SO}_{2}(\mathrm{g}) + \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \leftrightarrow 2\\ \mathrm{SO}_{3}(\mathrm{g}).
A pergunta é: como a adição de \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) ao sistema em equilíbrio vai afetar a mistura dos três gases?
Informações dadas e suposições necessárias: o sistema está num equilíbrio a uma temperatura fixa (assumimos temperatura constante), e os gases são ideais o suficiente para trabalhar com pressões parciais. Não há indicação de troca de temperatura, por isso K_p permanece constante.

Passo 2

Intuição qualitativa (regra prática que vamos usar): quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ele tende a responder de forma a reduzir essa perturbação. Em linguagem simples: se você adiciona um reagente, o sistema costuma “gastar” esse reagente convertendo-o em produto; se você remove um produto, o sistema tende a formar mais produto. Vamos usar essa ideia com a equação dada.

Passo 3

Escrevendo a constante de equilíbrio em termos das pressões parciais: a expressão de K_p segue a forma produtos dividido por reagentes, com expoentes iguais aos coeficientes estequiométricos. Para esta reação:
K_{p}=\frac{P_{\mathrm{SO}_{3}}^{2}}{P_{\mathrm{SO}_{2}}^{2}\,P_{\mathrm{O}_{2}}}
Aqui P_{\mathrm{SO}_{3}} é a pressão parcial de \mathrm{SO}_3, P_{\mathrm{SO}_{2}} é a pressão parcial de \mathrm{SO}_2 e P_{\mathrm{O}_{2}} é a pressão parcial de \mathrm{O}_2. K_p é constante para uma dada temperatura.

Passo 4

Definindo o quociente de reação Q_p: para qualquer estado (nem sempre em equilíbrio) definimos
Q_{p}=\frac{P_{\mathrm{SO}_{3}}^{2}}{P_{\mathrm{SO}_{2}}^{2}\,P_{\mathrm{O}_{2}}}.
A comparação entre Q_p e K_p indica o sentido do deslocamento necessário:
  • se Q_{p}<K_{p}, a reação favorece o sentido direto (formação de produtos) até que Q_p aumente e iguale K_p;
  • se Q_{p}>K_{p}, a reação favorece o sentido inverso (formação de reagentes) até que Q_p diminua e iguale K_p;
  • se Q_{p}=K_{p}, o sistema já está em equilíbrio.

Passo 5

Efeito imediato ao adicionar \mathrm{O}_{2}: no momento logo após a adição, as pressões de \mathrm{SO}_2 e \mathrm{SO}_3 não mudam instantaneamente, mas a pressão parcial de \mathrm{O}_2 aumenta: P'_{\mathrm{O}_2}>P_{\mathrm{O}_2,eq}. Substituindo na expressão de Q_p, o novo quociente imediato Q'_p fica
Q'_{p}=\frac{P_{\mathrm{SO}_{3},eq}^{2}}{P_{\mathrm{SO}_{2},eq}^{2}\,P'_{\mathrm{O}_{2}}}.
Como o denominador aumentou em relação ao valor no equilíbrio, obtemos Q'_{p}<K_{p}.

Passo 6

Consequência e descrição quantitativa do deslocamento: tendo Q'_{p}<K_{p}, o sistema não está mais em equilíbrio e vai reagir no sentido que aumenta Q_p, ou seja, vai favorecer a reação direta (formação de \mathrm{SO}_3) até que Q_p volte a igualar K_p. A estequiometria nos diz quanto cada pressão muda em função do avanço x: se a reação anda no sentido direto por uma quantidade x,
P_{\mathrm{SO}_2}=P_{\mathrm{SO}_2,eq}-2x,\qquad P_{\mathrm{O}_2}=P'_{\mathrm{O}_2}-x,\qquad P_{\mathrm{SO}_3}=P_{\mathrm{SO}_3,eq}+2x.
Ou seja, o sistema consome parte do \mathrm{O}_2 que foi adicionado e também consome \mathrm{SO}_2, produzindo \mathrm{SO}_3, até restabelecer o equilíbrio.

Passo 7

Resumo prático (como fazer na prova): ao ver que se adicionou \mathrm{O}_2, escreva a expressão de K_p, calcule qualitativamente Q'_p (aumentando P_{\mathrm{O}_2} torna o denominador maior, logo Q'_p<K_p) e conclua que a reação se desloca no sentido direto para consumir o excesso de \mathrm{O}_2 e produzir mais \mathrm{SO}_3. Lembre-se de mencionar que isso assume temperatura constante e recipiente fechado (K constante).

Resposta

(a) Desloca o equilíbrio para a direita

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