Diga em que sentido (produto ou reagente) as equações abaixo vão se deslocar quando forem realizadas as seguintes alterações no sistema:
Aumento da temperatura:
\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{I}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow 2 \mathrm{HI}_{(\mathrm{g})} \quad \Delta \mathrm{H}=+25,96 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}

Passo 1

O enunciado pede que eu diga para que lado (produtos ou reagentes) o equilíbrio se desloca quando há um aumento da temperatura na reação
\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}+\mathrm{I}_{2(\mathrm{g})}\rightarrow 2\\ \mathrm{HI}_{(\mathrm{g})}
e fornece a informação termodinâmica
\Delta H=+25{,}96\\ \mathrm{kJ/mol}.
Informações relevantes do enunciado:
  • A equação química completa está acima (vou usá‑la tal como dada).
  • O valor de \Delta H é positivo, ou seja, \Delta H=+25{,}96\\ \mathrm{kJ/mol}.
  • A alteração a ser considerada é o aumento da temperatura.
    A partir disso devo concluir se o deslocamento do equilíbrio será em direção aos produtos (direita) ou aos reagentes (esquerda).

Passo 2

Conceito essencial (explicado de forma simples): Princípio de Le Chatelier — o que é isso?
  • O princípio de Le Chatelier diz, em palavras amigáveis: se você perturba um sistema em equilíbrio, o sistema reage (se desloca) de maneira a reduzir essa perturbação.
  • Exemplo concreto: se eu adicionar mais de um reagente, o equilíbrio tende a consumir esse excesso formando produto; se eu remover produto, o equilíbrio tende a formar mais produto para repor; se eu aquecer ou resfriar, o sistema “tenta” absorver ou liberar calor para contrariar a mudança.
    Vamos usar essa ideia aqui: aumento da temperatura = estou “adicionando calor” ao sistema.

Passo 3

Interpretação de \Delta H (o passo chave):
  • O sinal de \Delta H indica se a reação libera ou absorve calor quando ocorre no sentido direto (esquerda → direita).
  • Se \Delta H<0: reação exotérmica (libera calor).
  • Se \Delta H>0: reação endotérmica (absorve calor).
    No nosso caso \Delta H=+25{,}96\\ \mathrm{kJ/mol} é positivo, então a reação direta (formação de \mathrm{HI} a partir de \mathrm{H}_2 e \mathrm{I}_2) é endotérmica: ela absorve calor.

Passo 4

Representação mental útil (trucinho para prova):
  • Para reações endotérmicas você pode pensar no calor como se fosse um reagente. Assim escrevo mentalmente:
\mathrm{H}_{2}+\mathrm{I}_{2}+ \text{(calor)} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{HI}.
  • Para reações exotérmicas eu pensaria no calor como produto:
\text{(reagentes)} \rightleftharpoons \text{(produtos)} + \text{(calor)}.
Esse truque ajuda a aplicar Le Chatelier: aumentar a temperatura é como adicionar “calor” ao sistema.

Passo 5

Aplicando Le Chatelier ao nosso caso:
  • Aumento da temperatura = adiciono calor.
  • Como a reação direta consome calor (é endotérmica), ao adicionar calor o sistema tende a consumir esse excesso de calor — ou seja, a reação se desloca no sentido que absorve calor: do lado dos produtos.
  • Conclusão lógica: com maior temperatura o equilíbrio desloca‑se para a direita (formação de mais \mathrm{HI}), ou seja, em direção aos produtos.

Passo 6

Complemento (um pouco de teoria que aparece em provas, sem cálculo pesado):
  • A variação do equilíbrio com a temperatura também aparece na equação de Van ’t Hoff:
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{R\,T^{2}},
onde K é a constante de equilíbrio, R a constante dos gases e T a temperatura absoluta. Como aqui \Delta H^\circ>0, então d\ln K/dT>0: ao aumentar T, K aumenta, o que significa que a concentração de produtos aumenta relativamente — isto confirma o raciocínio anterior.
  • Não precisa decorar a prova inteira dessa fórmula agora, mas é bom saber que existe uma forma formal de justificar que para reações endotérmicas K cresce com T.

Resposta

Desloca para os produtos (direita).

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