Em qual direção (produto ou reagente), o equilíbrio dos íons cromato e dicromato será deslocado se:
2 \mathrm{CrO}_{4}{ }^{2-}+2 \mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}{ }^{2-}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}
Etanol for adicionado à solução?

Passo 1

Enunciado: temos o equilíbrio químico
2\\ \mathrm{CrO}_{4}^{2-} + 2\\ \mathrm{H}^{+} \rightleftharpoons \mathrm{Cr}_{2}\mathrm{O}_{7}^{2-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
A pergunta: ao adicionar etanol ( \mathrm{C}_2\mathrm{H}_5\mathrm{OH}) à solução aquosa, para qual direção o equilíbrio será deslocado — para os reagentes (à esquerda) ou para os produtos (à direita)?\n
Informações relevantes dadas/implícitas:
  • A adição de etanol modifica o meio (mistura água + etanol), ou seja, altera propriedades do solvente (atividade da água, constante dielétrica, polaridade).
  • A reação envolve íons ( \mathrm{CrO}_{4}^{2-}, \mathrm{H}^+, \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-}) e uma molécula neutra ( \mathrm{H}_2\mathrm{O}).\n
    (O passo 1 não resolve nada ainda; apenas enumerei o que o problema pede e os dados úteis.)

Passo 2

Entendendo o princípio de Le Chatelier de um jeito simples e prático: quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação (mudança de concentração, pressão, temperatura ou propriedades do solvente), o equilíbrio desloca-se no sentido que tende a minimizar essa perturbação. Exemplo concreto e curto: se eu retiro água de um equilíbrio que produz água, o sistema tende a produzir mais água para compensar.\n
Aplicando isso aqui: a adição de etanol a uma solução aquosa reduz a “atividade” efetiva da água (ou, de modo prático, é parecido com diminuir a concentração efetiva de água disponível). Pelo princípio de Le Chatelier, se a água é produto da reação, a diminuição da atividade da água tende a fazer o equilíbrio deslocar-se no sentido de produzir mais água — ou seja, para a direita (formando mais \mathrm{H}_2\mathrm{O} e \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-}).

Passo 3

Contagem e natureza das espécies em cada lado — por que isso importa quando se muda o solvente:\n
  • Lado dos reagentes (esquerda): temos duas espécies aniônicas \mathrm{CrO}_{4}^{2-} e duas espécies catiônicas \mathrm{H}^{+}. Em termos de partículas carregadas isso são quatro íons dissociados (contando cada íon separadamente). Esquematicamente: 2 íons anião + 2 íons catião = 4 íons.\n
  • Lado dos produtos (direita): temos um íon \mathrm{Cr}_{2}\mathrm{O}_{7}^{2-} e uma molécula neutra \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} — ou seja, apenas 1 íon efetivo.\n
    Conclusão dessa contagem: o lado dos produtos tem muito menos espécie carregada (muito menos íons) que o lado dos reagentes.

Passo 4

Efeito da constante dielétrica e da solvatação (explicação prática e sem jargão pesado):\n
  • Água é um solvente muito polar e tem alta constante dielétrica \varepsilon; isso permite que íons fiquem bem estabilizados e separados (a água “amortece” as forças entre cargas). Uma maneira simples de lembrar a influência de \varepsilon é pela forma da energia eletrostática entre duas cargas: U \propto \frac{q_1 q_2}{\varepsilon r},
onde q_1,q_2 são cargas e r é a distância entre elas. Quanto maior \varepsilon, menor a energia de interação entre cargas — ou seja, melhor estabilidade de íons separados.\n
  • Etanol tem constante dielétrica bem menor que a da água; ao misturar etanol com água a constante dielétrica efetiva do meio diminui. Consequência prática: íons ficam menos estabilizados (a interação coulombiana entre cargas passa a “pesar” mais), então o meio passa a favorecer espécies com menos separação de cargas (ou menos íons livres).\n
    Ligando isso ao nosso equilíbrio: como o lado dos produtos tem menos íons (apenas \mathrm{Cr}_{2}\mathrm{O}_{7}^{2-} em vez de quatro íons separados), a diminuição da constante dielétrica ao adicionar etanol favorece a formação do lado com menos íons — ou seja, também favorece o deslocamento para a direita.

Passo 5

Resumo dos dois argumentos (atividade da água + efeito da constante dielétrica):\n
  • Argumento da água: adicionar etanol reduz a atividade (concentração efetiva) da água; por Le Chatelier o sistema tende a produzir mais água, deslocando o equilíbrio para a direita.\n
  • Argumento da estabilização de íons: adicionar etanol reduz a constante dielétrica do meio, desestabilizando íons livres; o equilíbrio tende a reduzir o número de íons livres, favorecendo o lado com menos íons (direita, formação de \mathrm{Cr}_{2}\mathrm{O}_{7}^{2-} e \mathrm{H}_2\mathrm{O}).\n
    Os dois argumentos apontam na mesma direção: deslocamento para os produtos.

Passo 6

Forma prática de justificar rapidamente numa prova (frase curta e direta que vale ponto): "Ao adicionar etanol a uma solução aquosa, diminui-se a atividade da água e a constante dielétrica do meio; pelo princípio de Le Chatelier e pela tendência do sistema reduzir o número de íons em meio menos polar, o equilíbrio
2\\ \mathrm{CrO}_{4}^{2-} + 2\\ \mathrm{H}^{+} \rightleftharpoons \mathrm{Cr}_{2}\mathrm{O}_{7}^{2-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
desloca-se para a direita (formação de \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-})."\n
Dica mnemônica divertida: você pode lembrar que o cátion \mathrm{H}^+ “gosta” de água — menos água livre = sistema tenta produzir água de novo. Também: a mudança costuma vir acompanhada de mudança de cor (cromato é amarelado, dicromato mais alaranjado), então às vezes dá pra ver a mudança.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para os produtos (formação de \mathrm{Cr}_{2}\mathrm{O}_{7}^{2-} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}).

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