QUESTÃO 123

Para a produção de titânio metálico ou dióxido de titânio puros, é necessário fazer a cloração do minério que contém dióxido de titânio, com o objetivo de separar esse óxido de outras substâncias presentes no minério. A principal reação química de cloração é representada por:
\mathrm{TiO}_{2}(\mathrm{~s})+2 \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons \mathrm{TiCl}_{4}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \quad \Delta \mathrm{H}=+175 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}
Depois da cloração, o tetracloreto de titânio é condensado e convertido, novamente, a dióxido de titânio.
Após o sistema atingir o equilíbrio químico, como a formação do \mathrm{TiCl}_{4} pode ser favorecida?
(A) Aumentando a pressão total do sistema.
(B) Diminuindo a temperatura do sistema.
(C) Aumentando a pressão parcial de \mathrm{O}_{2}.
(D Aumentando a pressão parcial de \mathrm{Cl}_{2}.

Passo 1

O enunciado dá a reação e pede: depois do equilíbrio, qual ação favorece a formação de \mathrm{TiCl}_4. Informações fornecidas (peguei do enunciado):
  • Reação: \mathrm{TiO}_{2}(s)+2\mathrm{Cl}_{2}(g)\rightleftharpoons \mathrm{TiCl}_{4}(g)+\mathrm{O}_{2}(g).
  • Variação de entalpia: \Delta H=+175\\ \mathrm{kJ/mol} (isto é, a reação no sentido direto é endotérmica).
  • Opções a avaliar:
    (A) Aumentar a pressão total do sistema.
    (B) Diminuir a temperatura do sistema.
    (C) Aumentar a pressão parcial de \mathrm{O}_2.
    (D) Aumentar a pressão parcial de \mathrm{Cl}_2.

Passo 2

Princípio e expressão de equilíbrio — o que vamos usar.
  • Princípio de Le Châtelier (em palavras simples): se se impõe uma mudança num sistema em equilíbrio, o equilíbrio desloca-se no sentido que tende a contrariar essa mudança.
  • Para quantitativamente avaliar mudanças de pressões usamos a expressão de equilíbrio em termos de pressões parciais ( K_p). Como \mathrm{TiO}_2 é sólido, ele não entra na expressão. Assim:
K_p=\dfrac{P_{\mathrm{TiCl}_4}\;P_{\mathrm{O}_2}}{(P_{\mathrm{Cl}_2})^{2}}.
Aqui P_X significa a pressão parcial do gás X. Também definimos o quociente de reação análogo:
Q_p=\dfrac{P_{\mathrm{TiCl}_4}\;P_{\mathrm{O}_2}}{(P_{\mathrm{Cl}_2})^{2}}.
Se Q_p<K_p o equilíbrio desloca-se para a direita (forma mais produtos); se Q_p>K_p desloca-se para a esquerda (forma mais reagentes).

Passo 3

Calcular a variação do número de mols gasosos \Delta n_{g} e sua consequência.
  • Somando os coeficientes molares dos gases nos produtos: 1 (para \mathrm{TiCl}_4) +\;1 (para \mathrm{O}_2) =2.
  • Nos reagentes gasosos: 2 (para \mathrm{Cl}_2).
  • Portanto
\Delta n_{g}=(1+1)-2=0.
Conclusão útil: quando \Delta n_{g}=0, mudanças na pressão total (por compressão) não alteram a posição do equilíbrio, porque as pressões parciais mudam de forma que o quociente \dfrac{P_{\mathrm{TiCl}_4}\;P_{\mathrm{O}_2}}{(P_{\mathrm{Cl}_2})^{2}} permanece igual a K_p.

Passo 4

Análise da opção (A): aumentar a pressão total do sistema.
  • Como \Delta n_{g}=0, uma variação da pressão total por compressão não desloca o equilíbrio (os termos de pressão na expressão de K_p compensam-se). Logo aumentar a pressão total NÃO favorece a formação de \mathrm{TiCl}_4.
  • Portanto (A) é incorreta.

Passo 5

Análise da opção (B): diminuir a temperatura do sistema.
  • A reação direta tem \Delta H=+175\\ \mathrm{kJ/mol}, isto é, é endotérmica. Pelo princípio de Le Châtelier: diminuir a temperatura favorece o sentido exotérmico (o que libera calor), ou seja tende a favorecer a reação inversa.
  • Assim, diminuir a temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda e reduz a formação de \mathrm{TiCl}_4.
  • Portanto (B) é incorreta.

Passo 6

Análise da opção (C): aumentar a pressão parcial de \mathrm{O}_2.
  • Aumentar P_{\mathrm{O}_2} aumenta o numerador de Q_p, logo aumenta Q_p. Se Q_p torna-se maior que K_p, o equilíbrio desloca-se para a esquerda (consome \mathrm{O}_2 e \mathrm{TiCl}_4), diminuindo a formação de \mathrm{TiCl}_4.
  • Portanto (C) é incorreta.

Passo 7

Análise da opção (D): aumentar a pressão parcial de \mathrm{Cl}_2.
  • Aumentar P_{\mathrm{Cl}_2} faz com que o denominador de Q_p aumente, ou seja Q_p diminui. Se Q_p<K_p o equilíbrio desloca-se para a direita, formando mais produtos para restaurar Q_p=K_p.
  • Consequentemente, aumentar a pressão parcial de \mathrm{Cl}_2 desloca o equilíbrio para a direita e favorece a formação de \mathrm{TiCl}_4.
  • Portanto (D) é a opção que favorece a formação de \mathrm{TiCl}_4.

Resposta

(D)

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