5- A constante de equilíbrio para a seguinte reação a 830^{\circ} \mathrm{C} é de \mathrm{K}_{\text {eq }}=0,25. Se a temperatura for aumentada, a quantidade de \mathrm{SO}_{3}(\mathrm{~g}) produzida será:
2 \mathrm{SO}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 2 \mathrm{SO}_{3}(\mathrm{~g}) \quad \Delta H^{\circ}=-198 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}
A- Aumentada
B- Diminuída
C- Permanecerá igual

Passo 1

O enunciado nos dá a constante de equilíbrio \,K_{\text{eq}}=0,25 para a reação
2\,\mathrm{SO}_2(\mathrm{g}) + \mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 2\,\mathrm{SO}_3(\mathrm{g})
a 830^\circ\mathrm{C}, com entalpia padrão \Delta H^\circ=-198\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}. Pergunta-se como varia a quantidade de \mathrm{SO}_3 quando aumentamos a temperatura. O conteúdo envolvido é o princípio de Le Chatelier e o efeito da temperatura em equilíbrios químicos.

Passo 2

Segundo o princípio de Le Chatelier, se perturbamos um sistema em equilíbrio, ele se ajusta para minimizar essa perturbação. No caso de variação de temperatura, tratamos o calor como reagente ou produto:
  • Para reações exotérmicas ( \Delta H^\circ<0), o calor é “produto”.
  • Para reações endotérmicas ( \Delta H^\circ>0), o calor é “reagente”.

Passo 3

Aqui temos \Delta H^\circ=-198\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}, logo a reação é exotérmica e podemos escrevê-la simbolicamente como
\text{reagentes} \;\rightleftharpoons\;\text{produtos} + \text{calor}.
Ao aumentar a temperatura, adicionamos “calor” ao lado dos produtos, e o equilíbrio desloca-se no sentido de consumir esse excesso, ou seja, volta para os reagentes.

Passo 4

O deslocamento no sentido dos reagentes significa que a formação de \mathrm{SO}_3 diminui, pois a reação se ajusta para “queimar” esse calor extra gerando mais \mathrm{SO}_2 e \mathrm{O}_2.

Resposta

B- Diminuída

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