Considere a seguinte reação em equilíbrio em um recipiente fechado:
\mathrm{CaCO}_{3}(\mathrm{~s}) \rightleftharpoons \mathrm{CaO}(\mathrm{s})+\mathrm{CO}_{2}(\mathrm{~g})
O que aconteceria se:
fosse adicionado um pouco de \mathrm{CO}_{2};

Passo 1

O enunciado dá a reação em equilíbrio num recipiente fechado:
\mathrm{CaCO}_{3}(\mathrm{s}) \rightleftharpoons \mathrm{CaO}(\mathrm{s}) + \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})
Pergunta: o que acontece se for adicionado um pouco de \mathrm{CO}_{2} ao sistema fechado?
Informações relevantes dadas: as três espécies e o fato de o sistema estar em equilíbrio num recipiente fechado. Não foi dada temperatura, então assumimos temperatura constante durante a perturbação.

Passo 2

Conceito importante (explicação didática): equilíbrio químico e constante de equilíbrio em termos de pressão parcial. Para uma reação que envolve gases e sólidos, a expressão de K_{p} usa apenas as pressões parciais dos gases; as fases sólidas puros têm atividade aproximada igual a 1 e não aparecem na expressão. Portanto, para esta reação:
K_{p} = P_{\mathrm{CO_{2}}}
Aqui K_{p} é a constante de equilíbrio (dependente da temperatura) e P_{\mathrm{CO_{2}}} é a pressão parcial do gás \mathrm{CO_{2}} no recipiente quando o sistema está em equilíbrio. Isso significa que, à temperatura fixada, o equilíbrio se estabelece quando a pressão de \mathrm{CO_{2}} vale exatamente K_{p}.

Passo 3

Definição útil (explicação didática): quociente de reação em termos de pressão, Q_{p}, é definido exactamente igual a K_{p} mas usando as condições imediatas do sistema (não necessariamente em equilíbrio). Para esta reação:
Q_{p} = P_{\mathrm{CO_{2}}}^{\text{(instantâneo)}}â
Se Q_{p} > K_{p} o sistema tende a reagir no sentido que consome o excesso de produto gasoso (ou seja, desloca-se para a esquerda). Se Q_{p} < K_{p} o sistema tende a formar mais \mathrm{CO_{2}} (desloca-se para a direita). Esta é a forma quantitativa do Princípio de Le Chatelier.

Passo 4

Aplicando isso ao caso: ao adicionar um pouco de \mathrm{CO_{2}} a quente (ou à temperatura do equilíbrio), a pressão parcial imediata de \mathrm{CO_{2}} aumenta, portanto momentaneamente temos
Q_{p} > K_{p}.
Pelo raciocínio do passo anterior, o equilíbrio desloca-se para a esquerda para reduzir essa pressão excessiva. Em palavras simples: parte do \mathrm{CO_{2}} adicionado reage com o \mathrm{CaO} para formar mais \mathrm{CaCO_{3}}:
\mathrm{CaO}(\mathrm{s}) + \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{CaCO}_{3}(\mathrm{s}).
Assim, fisicamente espera-se: a massa de \mathrm{CaCO_{3}} aumenta, a massa de \mathrm{CaO} diminui, e a pressão de \mathrm{CO_{2}} cai até que seja restabelecido o equilíbrio.

Passo 5

Detalhe prático e exceção (importante para prova): enquanto houver \mathrm{CaO} e \mathrm{CaCO_3} presentes, o sistema pode consumir \mathrm{CO_2} até que a pressão volte a P_{\mathrm{CO_2}}=K_{p} (novo equilíbrio). Se a quantidade de \mathrm{CO_2} adicionada for grande o bastante para consumir todo o \mathrm{CaO}, a reação não pode continuar a deslocar-se totalmente para a esquerda (falta reagente sólido). Nesse caso extremo, todo o \mathrm{CaO} vira \mathrm{CaCO_3} e a pressão final de \mathrm{CO_2} permanecerá maior que K_{p}; o equilíbrio heterogêneo típico (com ambos os sólidos presentes) não será mais estabelecido. Também vale lembrar: K_{p} depende da temperatura, então se a adição de \mathrm{CO_2} alterar temperatura (por exemplo, se houver aquecimento ou arrefecimento), o valor de K_{p} muda — aqui assumimos temperatura constante.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a esquerda: parte do \mathrm{CO_{2}} é consumido para formar mais \mathrm{CaCO_{3}}, diminuindo a pressão de \mathrm{CO_{2}} até restabelecer P_{\mathrm{CO_{2}}}=K_{p} (desde que ainda reste \mathrm{CaO}); se for adicionado CO _2 em excesso suficiente para consumir todo o \mathrm{CaO}, então todo o \mathrm{CaO} se converte e a pressão de \mathrm{CO_{2}} permanece acima de K_{p}.

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