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 diminui a temperatura do sistema?

Passo 1

O enunciado dá o equilíbrio químico
2\mathrm{H}_2 + \mathrm{O}_2 \rightleftarrows 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + \text{calor}
e pergunta: em que sentido o equilíbrio se desloca quando se diminui a temperatura do sistema?
Informações relevantes fornecidas pelo enunciado:
  • A equação mostra que a reação libera calor (o enunciado inclui “+ calor”), ou seja, a reação direta é exotérmica.
  • Queremos saber o efeito de uma diminuição da temperatura sobre o equilíbrio.

Passo 2

Conceito chave (explicado de forma simples): princípio de Le Chatelier. Ele diz, em palavras, que se um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação (mudança de concentração, pressão, temperatura, etc.), o equilíbrio se ajusta de modo a contrariar essa perturbação. Vou traduzir isso para o nosso caso: se algo que atua como “produto” for removido, o equilíbrio tende a produzir mais desse “produto”; se algo que age como “reagente” for adicionado, o equilíbrio tende a consumir esse excesso, e assim por diante.

Passo 3

Interpretação do termo “calor” na equação: quando a equação é escrita como
2\mathrm{H}_2 + \mathrm{O}_2 \rightleftarrows 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + \text{calor},
isso significa que o calor aparece do lado dos produtos — ou seja, calor behave como se fosse um produto da reação. Em linguagem simples: a reação direta (formação de água) libera calor; a reação inversa (decomposição da água) absorve calor.

Passo 4

Aplicando Le Chatelier diretamente (intuição química): se diminuímos a temperatura, estamos, na prática, “removendo calor” do sistema. Como o calor figura do lado dos produtos, remover calor é o mesmo que remover um produto. Pelo princípio de Le Chatelier, o sistema desloca-se no sentido que tenta repor o que foi removido — isto é, desloca-se para o lado que produz calor. Como a reação direta produz calor, o equilíbrio desloca-se para a direita, favorecendo a formação de \mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Passo 5

Justificação mais quantitativa (opcional, mas útil): a variação da constante de equilíbrio com a temperatura é dada pela relação de van ’t Hoff:
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{R T^2},
onde K é a constante de equilíbrio, \Delta H^\circ é a entalpia da reação (calor liberado se negativa), R é a constante dos gases e T a temperatura absoluta. Para a reação dada, \Delta H^\circ<0 (exotérmica). Portanto \frac{d\ln K}{dT}<0, isto é, K diminui quando T aumenta e aumenta quando T diminui. Aumentar K significa que, no equilíbrio, a razão
K=\frac{[\mathrm{H}_2\mathrm{O}]^2}{[\mathrm{H}_2]^2[\mathrm{O}_2]}
torna-se maior, o que corresponde a uma maior concentração de produtos ( \mathrm{H}_2\mathrm{O}). Logo, diminuindo T o equilíbrio favorece produtos — desloca-se para a direita.

Passo 6

Resumo didático e dica de prova: sempre que o enunciado indicar “+ calor” do lado dos produtos, pense que calor é um produto. Diminuir a temperatura é remover esse produto; pelo princípio de Le Chatelier o equilíbrio vai produzir mais produto, ou seja, desloca-se para o lado que gera calor. Uma forma rápida de lembrar: para reações exotérmicas, temperatura mais baixa favorece produtos; temperatura mais alta favorece reagentes.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a direita, favorecendo a formação de \mathrm{H}_2\mathrm{O}.

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