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 concentração da água?

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: quando se aumenta a concentração da água, em que sentido o equilíbrio é deslocado?
Informações relevantes que temos do enunciado: \n
  • A reação está escrita com \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 como reagentes e \mathrm{H}_2\mathrm{O} como produto. \n
  • O termo “ + calor” indica que a reação direta (formação de água) é exotérmica — ela libera calor. \n
  • A ação pedida é aumentar a concentração do produto \mathrm{H}_2\mathrm{O}. \n
    A partir disso precisamos decidir para qual lado (direita = formação de mais água, esquerda = formação de \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2) o equilíbrio se desloca.

Passo 2

Princípio que vamos usar (explicado sem jargões): quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação (como mudar concentração de um dos componentes), o sistema “tenta” contrariar essa perturbação alcançando um novo equilíbrio. Esse é o famoso princípio de Le Châtelier. Em palavras simples: se você adiciona produto, o equilíbrio vai procurar consumir esse excesso, favorecendo a reação que forma reagentes; se você remove produto, o equilíbrio vai produzir mais produto, favorecendo a reação direta.

Passo 3

Apresentando o quociente de reação Q e a constante de equilíbrio K (a aula rápida): \n
  • O quociente de reação Q mede a “situação instantânea” das concentrações e tem a mesma forma algébrica que a constante de equilíbrio K, só que com concentrações atuais em vez das de equilíbrio. \n
  • Para esta reação a expressão é
Q = \frac{[\mathrm{H}_2\mathrm{O}]^{2}}{[\mathrm{H}_2]^{2}[\mathrm{O}_2]}
onde [\mathrm{H}_2\mathrm{O}], [\mathrm{H}_2], [\mathrm{O}_2] são as respectivas concentrações atuais. \n
  • Em equilíbrio temos Q = K. Se após uma perturbação Q>K, a reação desloca-se no sentido que diminui Q (isto é, no sentido dos reagentes, para a esquerda). Se Q<K, desloca-se para a direita.

Passo 4

Aplicando isso ao caso de aumentar [\mathrm{H}_2\mathrm{O}]: \n
Se antes do acréscimo as concentrações em equilíbrio eram [\mathrm{H}_2]=a, [\mathrm{O}_2]=b, [\mathrm{H}_2\mathrm{O}]=c, então
K=\frac{c^{2}}{a^{2}b}.
Agora adicionamos uma quantidade \Delta>0 de água, então imediatamente após o acréscimo a concentração de água passa a ser c+\Delta enquanto [\mathrm{H}_2] e [\mathrm{O}_2] não mudam instantaneamente. O novo quociente é
Q_{\text{novo}}=\frac{(c+\Delta)^{2}}{a^{2}b}.
Compare com K:
\frac{Q_{\text{novo}}}{K}=\frac{(c+\Delta)^{2}/(a^{2}b)}{c^{2}/(a^{2}b)}=\left(\frac{c+\Delta}{c}\right)^{2}=(1+\tfrac{\Delta}{c})^{2}>1.
Logo Q_{\text{novo}}>K.

Passo 5

Interpretação do resultado: como Q>K imediatamente após adicionar água, o equilíbrio desloca-se no sentido que reduz Q, ou seja, no sentido dos reagentes (para a esquerda). Assim o sistema consome parte do excesso de \mathrm{H}_2\mathrm{O} produzindo \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 até estabelecer um novo equilíbrio. \n
Observação extra (útil para a prova): embora a reação seja exotérmica (calor nos produtos), isso só entra em jogo se mudarmos a temperatura. Aqui a perturbação foi por concentração, então a resposta vem do critério Q vs K / princípio de Le Châtelier.

Passo 6

Exemplo numérico rápido para fixar (opcional, mas didático): \n
Suponha a=b=c=1 então K=1. Se adicionarmos \Delta=0{,}1 de água, [\mathrm{H}_2\mathrm{O}]=1{,}1 e
Q_{\text{novo}}=(1{,}1)^{2}=1{,}21>1=K,
portanto o equilíbrio vai para a esquerda (formando \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2).

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a esquerda, ou seja, no sentido da formação de \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2.

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