QUESTÃO 02. Em um recipiente de volume 1 L a uma pressão de 1,5 \mathrm{~atm}, são misturados 5 mols de \mathrm{CO}(\mathrm{g}) e 5 mols de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})}. Quando o equilíbrio é atingido, foram detectados 3,0 mols de \mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})} dentro do recipiente. Calcule o valor de \mathrm{K}_{p} para o seguinte equilíbrio:
\mathrm{CO}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})} \leftrightarrow \mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio.
b) Qual é o valor da constante de equilíbrio? Resp: \mathbf{k p = 2 , 2 5}
c) De acordo com o princípio de Le Chatelier aumento da pressão do sistema fará a reação deslocar para qual direção? Justifique.
d) Em uma outra situação, encontrou-se que uma nova constante Q_{p}=4,00. Neste caso, para qual lado foi deslocado o equilíbrio da reação? Resp: reagentes

Passo 1

O enunciado descreve um equilíbrio químico gasoso no qual, num recipiente de volume 1,L à pressão total inicial de 1{,}5,atm, são misturados 5 mol de CO(g) e 5 mol de H₂O(g). No equilíbrio, detectou-se 3{,}0 mol de CO₂(g). A reação é
\mathrm{CO}_{(g)} + \mathrm{H_2O}_{(g)} \rightleftharpoons \mathrm{CO_2}_{(g)} + \mathrm{H_2}_{(g)}.
Vamos (a) escrever a expressão de \mathrm{K_p}, (b) calcular seu valor, (c) analisar o efeito do aumento de pressão pelo princípio de Le Chatelier e (d) prever o deslocamento quando Q_p=4{,}00.

Passo 2

Montamos uma tabela ICE para os mols:
\begin{array}{c|cccc} & \mathrm{CO} & \mathrm{H_2O} & \mathrm{CO_2} & \mathrm{H_2}\\hline \text{Inicial (mol)} & 5 & 5 & 0 & 0\\\ \text{Variação (mol)} & -x & -x & +x & +x\\\ \text{Equilíbrio (mol)} & 5 - x & 5 - x & x & x \end{array}çãí
Como no equilíbrio x = 3{,}0, temos
\;n_{\mathrm{CO}} = 5 - 3 = 2,
\;n_{\mathrm{H_2O}} = 2,
\;n_{\mathrm{CO_2}} = 3,
\;n_{\mathrm{H_2}} = 3.
O total de mols de gás no equilíbrio é n_{\text{tot}} = 2 + 2 + 3 + 3 = 10. Cada pressão parcial é \,P_i = (n_i / n_{\text{tot}})\times P_{\text{tot}}, com P_{\text{tot}}=1{,}5,atm.

Passo 3

A expressão da constante de equilíbrio em termos de pressão é
\boxed{ \mathrm{K_p} \;=\; \frac{P_{\mathrm{CO_2}}\;\times\;P_{\mathrm{H_2}}} {P_{\mathrm{CO}}\;\times\;P_{\mathrm{H_2O}}} }\,.

Passo 4

Calculando cada pressão parcial:
P_{\mathrm{CO_2}} = \frac{3}{10}\times1{,}5 = 0{,}45\;\text{atm},\quad P_{\mathrm{H_2}} = 0{,}45\;\text{atm},\quad P_{\mathrm{CO}} = \frac{2}{10}\times1{,}5 = 0{,}30\;\text{atm},\quad P_{\mathrm{H_2O}}= 0{,}30\;\text{atm}.
Substituindo em \mathrm{K_p}:
\mathrm{K_p} = \frac{(0{,}45)\times(0{,}45)}{(0{,}30)\times(0{,}30)} = \frac{0{,}2025}{0{,}09} = 2{,}25.

Passo 5

Para a reação
\mathrm{CO} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_2},
o número de mols gasosos dos reagentes ( 1+1=2) é igual ao dos produtos ( 1+1=2), ou seja, \Delta n = 0. Pelo princípio de Le Chatelier, um aumento da pressão total não desloca o equilíbrio quando \Delta n = 0. Portanto, não há deslocamento.

Passo 6

O quociente de reação em pressão é
Q_p = \frac{P_{\mathrm{CO_2}}\;P_{\mathrm{H_2}}}{P_{\mathrm{CO}}\;P_{\mathrm{H_2O}}}.
Dado Q_p = 4{,}00 > \mathrm{K_p} = 2{,}25, o sistema está com excesso de produtos e desloca-se para a esquerda (formação de reagentes) para restabelecer o equilíbrio.

Resposta

(a) \mathrm{K_p} = \dfrac{P_{\mathrm{CO_2}}\,P_{\mathrm{H_2}}}{P_{\mathrm{CO}}\,P_{\mathrm{H_2O}}}.
(b) \mathrm{K_p} = 2{,}25.
(c) A reação não se desloca porque \Delta n = 0.
(d) Como Q_p = 4{,}00 > \mathrm{K_p}, o equilíbrio desloca-se para os reagentes.

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