Dado o equilíbrio: 2 \mathrm{H}_{2}+\mathrm{O}_{2} \rightleftarrows 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+ calor em que sentido ele é deslocado quando:
Se aumenta a temperatura do sistema?

Passo 1

O enunciado dá o equilíbrio
2\mathrm{H}_{2} + \mathrm{O}_{2} \rightleftarrows 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \text{calor}
e pergunta: ao aumentar a temperatura do sistema, em que sentido o equilíbrio é deslocado?
Informações relevantes dadas: a reação libera calor (isto é, o calor aparece no membro dos produtos).

Passo 2

Entenda o que significa “deslocar o equilíbrio”. Numa reação reversível em equilíbrio, as concentrações se ajustam de modo que a razão das concentrações (constante de equilíbrio) fique fixa. Para esta reação a constante de equilíbrio em termos de concentrações é
K_c=\frac{[\mathrm{H}_2\mathrm{O}]^{2}}{[\mathrm{H}_2]^{2}[\mathrm{O}_2]},
onde [\cdot] indica concentração molar. Se algo muda (como a temperatura), o sistema reajusta as concentrações para restabelecer a igualdade entre a nova K_c e o quociente de reações.

Passo 3

Princípio de Le Châtelier (ideia prática): se um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação, ele responde tentando contrariar essa perturbação. Aqui a “perturbação” é um aumento de temperatura. Como o enunciado colocou o “calor” no lado dos produtos, podemos pensar no calor como se fosse um produto adicional: aumentar a temperatura é como “adicionar produto”. Pelo princípio de Le Châtelier, o sistema reage consumindo esse excesso de produto, ou seja, desloca o equilíbrio no sentido que consome calor — neste caso, para a esquerda (formando reagentes).

Passo 4

Explicação quantitativa (equação de Van’t Hoff) — para quem gosta de raciocínio numérico: a variação de K com a temperatura é dada por
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{R\,T^{2}},
onde \Delta H^\circ é a entalpia padrão da reação (energia trocada como calor; negativo se a reação é exotérmica), R é a constante dos gases e T a temperatura absoluta. Aqui a reação é exotérmica (libera calor), então \Delta H^\circ<0. Portanto o membro direito é negativo e temos
\frac{d\ln K}{dT}<0,
isto é, \ln K diminui quando T aumenta, logo K diminui com o aumento de T.

Passo 5

Interprete o que significa K diminuir: para nossa reação
K_c=\frac{[\mathrm{H}_2\mathrm{O}]^{2}}{[\mathrm{H}_2]^{2}[\mathrm{O}_2]},
um valor menor de K_c corresponde a uma situação em que a razão [\mathrm{H}_2\mathrm{O}]^{2}/([\mathrm{H}_2]^{2}[\mathrm{O}_2]) é menor — ou seja, relativamente menos produtos \mathrm{H}_2\mathrm{O} e/ou mais reagentes \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2. Para que o sistema atinja o novo K_c menor depois de aumentar T, o equilíbrio desloca-se no sentido dos reagentes (para a esquerda), diminuindo a concentração de \mathrm{H}_2\mathrm{O} e aumentando as de \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2.

Passo 6

Resumo intuitivo e prático: calor está nos produtos → aumentar T = “colocar mais produto (calor)” → sistema responde consumindo esse produto extra → deslocamento para a esquerda (formação de reagentes). Se tivesse diminuído a temperatura, o deslocamento seria para a direita (formação de mais produto) para liberar calor.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a esquerda (no sentido dos reagentes, formando \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2).

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