Observe o seguinte equilíbrio:
2 \mathrm{SO}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \leftrightarrow 2 \mathrm{SO}_{3(\mathrm{~g})} \quad \Delta \mathrm{H}<0
Marque a(s) alternativa(s) que causariam a diminuição da constante de equilíbrio ( \mathrm{K}_{\mathrm{c}} ):
Quando se aumenta a concentração do dióxido de enxofre.
Quando se diminui a concentração do trióxido de enxofre.
Quando se aumenta a pressão do sistema.
Quando se aumenta a temperatura do sistema.
Quando se diminui a temperatura do sistema.
Considerando o equilíbrio
2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}_{(\mathrm{g})}+3 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \leftrightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})}+2 \mathrm{SO}_{2(\mathrm{~g})} \quad \Delta \mathrm{H}=-1036 \mathrm{~kJ}
e seguindo o Princípio de Le Chatelier, coloque a letra “E” nas alternativas em que o equilíbrio químico é deslocado para a esquerda e “D” quando ele é deslocado para a direita:
(d ) diminui-se a temperatura do sistema.
(d) aumenta-se a pressão do sistema.
(e ) adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.
( e ) retira-se gás oxigênio do sistema.
(não se desloca ) adiciona-se um gás inerte ao sistema, sem alterar o volume do sistema.

Passo 1

O enunciado contém duas partes distintas:
Parte A — Pergunta direta sobre a constante de equilíbrio \mathrm{K}_{c} para o equilíbrio
2\mathrm{SO}_2{}_{(g)}+\mathrm{O}_2{}_{(g)} \leftrightarrow 2\mathrm{SO}_3{}_{(g)} \qquad \Delta H<0.
São dadas as alternativas (em palavras). A pergunta: quais dessas alterações causariam a diminuição de \mathrm{K}_{c}?
As alternativas listadas são:
  • Quando se aumenta a concentração do dióxido de enxofre.
  • Quando se diminui a concentração do trióxido de enxofre.
  • Quando se aumenta a pressão do sistema.
  • Quando se aumenta a temperatura do sistema.
  • Quando se diminui a temperatura do sistema.
Parte B — Para o equilíbrio
2\mathrm{H}_2\mathrm{S}_{(g)}+3\mathrm{O}_2{}_{(g)} \leftrightarrow 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(g)}+2\mathrm{SO}_2{}_{(g)} \qquad \Delta H=-1036\\ \mathrm{kJ},
pede-se, aplicando o Princípio de Le Chatelier, indicar para cada alteração se o equilíbrio se desloca para a esquerda (marcar com “E”) ou para a direita (marcar com “D”), ou se não se desloca:
  • diminui-se a temperatura do sistema.
  • aumenta-se a pressão do sistema.
  • adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.
  • retira-se gás oxigênio do sistema.
  • adiciona-se um gás inerte ao sistema, sem alterar o volume do sistema.
Informações relevantes dadas:
  • Ambas as reações apresentam \Delta H<0 (são exotérmicas).
  • Para a Parte B: contador de mols gasosos de cada lado (vai ser útil calcular).
  • A pergunta pede aplicação da dependência de \mathrm{K}_{c} com temperatura (Parte A) e aplicação direta do Princípio de Le Chatelier (Parte B).

Passo 2

Conceito fundamental sobre \mathrm{K}_{c} e o que altera a constante de equilíbrio.
Explicação didática: a constante de equilíbrio \mathrm{K}_{c} é definida pelas concentrações molares dos produtos e reagentes na condição de equilíbrio. Por exemplo, para a reação da Parte A:
2\mathrm{SO}_2+\mathrm{O}_2 \leftrightarrow 2\mathrm{SO}_3
a expressão de \mathrm{K}_{c} é
\mathrm{K}_{c}=\frac{[\mathrm{SO}_3]^2}{[\mathrm{SO}_2]^2[\mathrm{O}_2]}.
Aqui cada [\cdot] é a concentração molar no equilíbrio. Importante: alterações instantâneas nas concentrações ou pressões deslocam o equilíbrio (fazem a reação evoluir até um novo equilíbrio), mas não mudam o valor de \mathrm{K}_{c} — desde que a temperatura permaneça a mesma.
Por que a temperatura muda \mathrm{K}_{c}? A relação termodinâmica que liga \mathrm{K} e a energia livre padrão é
\Delta G^\circ = -RT\ln K,
e \Delta G^\circ depende da entalpia e entropia padrão segundo
\Delta G^\circ=\Delta H^\circ - T\Delta S^\circ.
Derivando (ou usando a equação de van 't Hoff) obtém-se a forma prática
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{RT^2}.
Interpretação direta: se \Delta H^\circ<0 (reação exotérmica), o numerador é negativo, logo \dfrac{d\ln K}{dT}<0. Isso significa que ao aumentar T a quantidade \ln K diminui, portanto K diminui; ao diminuir T, K aumenta. Conclusão útil e direta: somente a temperatura altera o valor de \mathrm{K}_{c}; mudanças de concentração ou pressão movem o equilíbrio mas não alteram \mathrm{K}_{c} (se T for mantido fixo).
Vou reforçar com um exemplo simples: imagine um equilíbrio com \mathrm{K}_{c}=10 a 300\\ \mathrm{K}. Se eu dobrar a concentração inicial de um reagente, a mistura reagirá até restabelecer o equilíbrio e no novo equilíbrio a razão das concentrações ainda satisfará \mathrm{K}_{c}=10 (a posição mudou, mas a constante não). Se eu aquecer a mesma mistura, o valor numérico de \mathrm{K}_{c} mudará (porque \Delta H aparece na equação acima).

Passo 3

Aplicação direta à Parte A (quais alternativas diminuem \mathrm{K}_{c} ?).
Usando o que vimos:
  • Alterações de concentração (aumentar [\mathrm{SO}_2] ou diminuir [\mathrm{SO}_3]) deslocam o equilíbrio imediatamente (muda o quociente de reação Q), mas não mudam a constante \mathrm{K}_{c} enquanto a temperatura for mantida fixa. Portanto essas alterações NÃO diminuem \mathrm{K}_{c}.
  • Aumento de pressão do sistema (por compressão) também não altera \mathrm{K}_{c} se a temperatura não for alterada; pode deslocar o equilíbrio (para o lado com menos mols gasosos), mas \mathrm{K}_{c} permanece o mesmo (novamente: K depende de T).
  • Aumento da temperatura: pela equação de van 't Hoff e como \Delta H<0, ao aumentar T teremos \mathrm{K}_{c} menor (pois \dfrac{d\ln K}{dT}=\dfrac{\Delta H^\circ}{RT^2}<0).
  • Diminuição de temperatura: para \Delta H<0, reduzir T faz \mathrm{K}_{c} aumentar.
Portanto, entre as alternativas dadas, a única que causa diminuição de \mathrm{K}_{c} é: aumento da temperatura do sistema.

Passo 4

Agora Parte B — aplicar o Princípio de Le Chatelier passo a passo, com explicações e exemplos práticos.
Primeiro, identifique se a reação produz ou consome calor. A reação dada tem \Delta H=-1036\\ \mathrm{kJ}: é exotérmica (libera calor). Muitas vezes é útil pensar em “calor como produto” para reações exotérmicas: adicionar calor desloca para o lado dos reagentes (esquerda), remover calor desloca para o lado dos produtos (direita).
Também é útil contar mols gasosos em cada lado porque alterações de pressão (variando volume) afetam o equilíbrio em função do número de mols gasosos:
  • Lado dos reagentes: 2\\ \mathrm{H}_2\mathrm{S} + 3\\ \mathrm{O}_2 → total 2+3=5 mols gas.
  • Lado dos produtos: 2\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2\\ \mathrm{SO}_2 → total 2+2=4 mols gas.
Regra prática para pressão (se o aumento de pressão é feito reduzindo o volume): o equilíbrio desloca-se para o lado com menor número de mols gasosos.
Agora analisar cada alteração:
  1. Diminui-se a temperatura do sistema.
  • A reação é exotérmica. Diminuir T é retirar calor do sistema; o sistema tende a reagir de modo a produzir mais calor — isto é, deslocar-se para o lado que libera calor, que é o lado dos produtos (direita). Portanto: desloca-se para a direita (“D”).
  1. Aumenta-se a pressão do sistema.
  • Aumento de pressão (por exemplo diminuindo volume) favorece o lado com menos mols gasosos. Aqui produtos têm 4 mols gas e reagentes 5 mols gas; logo o equilíbrio desloca-se para os produtos (direita). Portanto: “D”.
    (Observação didática: se o aumento de pressão fosse feito aumentando a pressão total com um gás inerte mantendo volume constante, o efeito é diferente — ver último item.)
  1. Adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.
  • \mathrm{SO}_2 é um produto nesta reação. Adicionar produto aumenta sua concentração/pressão parcial; pelo Princípio de Le Chatelier o equilíbrio tenta consumir o excesso, deslocando-se para a esquerda (formando reagentes). Portanto: “E”.
  1. Retira-se gás oxigênio do sistema.
  • \mathrm{O}_2 é reagente. Retirar um reagente faz o sistema tentar repor esse reagente, ou seja, o equilíbrio desloca-se para a esquerda (para produzir mais \mathrm{O}_2). Portanto: “E”.
  1. Adiciona-se um gás inerte ao sistema, sem alterar o volume do sistema.
  • Em termos de pressões parciais, p_i=\dfrac{n_iRT}{V}. Se o volume V e as quantidades n_i dos reagentes/produtos não mudam, as pressões parciais dos gases reagentes/produtos permanecem iguais apesar do aumento da pressão total; o gás inerte aumenta a pressão total mas não altera as pressões parciais nem as concentrações dos participantes químicos. Logo não há perturbação no quociente de reação Q e o equilíbrio NÃO se desloca. Portanto: “não se desloca”.

Passo 5

Resumo e reforço rápido (pequeno lembrete para a prova):
  • A constante \mathrm{K}_{c} depende somente da temperatura. Se a reação for exotérmica ( \Delta H<0), aumentar T diminui \mathrm{K}_{c}; diminuir T aumenta \mathrm{K}_{c}.
  • Para deslocamentos: adiciona-se produto → desloca para a esquerda; remove-se reagente → desloca para a esquerda; aumentar pressão favorece o lado com menos mols gas; adicionar gás inerte a volume constante não altera o equilíbrio.

Resposta

Quando se aumenta a temperatura do sistema.
diminui-se a temperatura do sistema: D
aumenta-se a pressão do sistema: D
adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema: E
retira-se gás oxigênio do sistema: E
adiciona-se um gás inerte ao sistema, sem alterar o volume do sistema: não se desloca

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