Diga em que sentido (produto ou reagente) as equações abaixo vão se deslocar quando forem realizadas as seguintes alterações no sistema:
Remoção de \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} :
2 \mathrm{KClO}_{3(\mathrm{~s})} \rightleftharpoons 2 \mathrm{KCl}(\mathrm{s})+3 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})}

Passo 1

O enunciado pede para determinar em que sentido a reação se desloca quando ocorre a remoção de \mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}. A reação fornecida é:
2\\ \mathrm{KClO}_{3(\mathrm{s})} \rightleftharpoons 2\\ \mathrm{KCl}_{(\mathrm{s})} + 3\\ \mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}
Informações relevantes dadas:
  • Foi removido \mathrm{O}_{2(\mathrm{g})} do sistema (diminuição da pressão parcial de \mathrm{O}_2).
  • Os reagentes e produtos sólidos são \mathrm{KClO}_3 e \mathrm{KCl}; o gás envolvido é \mathrm{O}_2.

Passo 2

Vamos lembrar o que significa estar em equilíbrio e o que acontece quando perturbamos o sistema. Num equilíbrio químico, as taxas direta e inversa se igualam, então as concentrações/pressões permanecem constantes. Quando fazemos uma perturbação (por exemplo, removendo um produto), o sistema responde de modo a minimizar a perturbação — isto é, desloca-se no sentido que tende a restaurar parte da variável alterada. Essa é a ideia do princípio de Le Châtelier: o sistema “compensa” a mudança.

Passo 3

Para decidir o sentido do deslocamento de forma precisa usamos a comparação entre a constante de equilíbrio e o quociente de reação. Para reações em fase gasosa usamos K_p (constante em função de pressões parciais). Escrevemos K_p para esta reação observando que sólidos não aparecem na expressão (explico por quê no próximo passo):
K_p = \left(P_{\mathrm{O}_2}\right)^3.
Aqui \;P_{\mathrm{O}_2}\; é a pressão parcial do \mathrm{O}_2. O quociente de reação Q_p tem a mesma forma que K_p, mas com as pressões atuais (não necessariamente de equilíbrio):
Q_p = \left(P_{\mathrm{O}_2,\text{atual}}\right)^3.
Regra de comparação:
  • Se Q_p < K_p então o sistema se desloca para a direita (formando produtos) para aumentar Q_p.
  • Se Q_p > K_p então o sistema se desloca para a esquerda (formando reagentes) para diminuir Q_p.

Passo 4

Por que os sólidos não aparecem em K_p? Porque a atividade (uma medida efetiva de “concentração”) de um sólido puro é constante e convencionalmente tomada como 1. Isso significa que variações na quantidade de sólido não aparecem na expressão de K_p; apenas espécies em fase gasosa (ou em solução) que mudam de concentração/pressão entram na expressão.

Passo 5

Agora aplicamos ao caso: ao remover \mathrm{O}_2 a pressão parcial de \mathrm{O}_2 diminui, então o valor de Q_p=\left(P_{\mathrm{O}_2,\text{atual}}\right)^3 também diminui. Ou seja, imediatamente após a remoção temos:
Q_p < K_p.
Pela regra acima, com Q_p<K_p o equilíbrio se desloca para a direita (formando produtos) para aumentar a pressão de \mathrm{O}_2 até que Q_p volte a igualar K_p.

Passo 6

Interpretação prática do deslocamento: deslocar-se para a direita significa que mais \mathrm{KClO}_3(\mathrm{s}) se decompõe em \mathrm{KCl}(\mathrm{s}) e \mathrm{O}_2(\mathrm{g}). Assim o sistema produz mais \mathrm{O}_2 (que foi parcialmente removido) até restabelecer o equilíbrio. Note que a presença de sólidos só muda suas quantidades, mas não entra na expressão de K_p.

Passo 7

Exemplo numérico rápido para fixar (opcional, mas útil): suponha que no equilíbrio inicial P_{\mathrm{O}_2}=p_{eq} e portanto K_p=p_{eq}^3. Se removemos \mathrm{O}_2 fazendo P_{\mathrm{O}_2}= \alpha p_{eq} com 0<\alpha<1, então
Q_p=(\alpha p_{eq})^3=\alpha^3 K_p < K_p,
o que confirma que o sistema evoluirá para a direita.

Resposta

Desloca-se para os produtos (direita).

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