Uma reação importante para a produção comercial do hidrogênio é \mathrm{CO}(g)+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(g) \rightleftarrows \mathrm{H}_{2}(g)+ \mathrm{CO}_{2}(g) (Exotérmica). Como será a mudança de posição de equilíbrio em cada um dos seguintes casos?
\mathrm{CO}_{2}(\mathrm{~g}) é removido;

Passo 1

O enunciado dá a reação gasosa
\mathrm{CO}(g)+\mathrm{H_{2}O}(g)\rightleftarrows\mathrm{H_{2}}(g)+\mathrm{CO_{2}}(g)
e informa que a reação é exotérmica. A pergunta é: o que acontece com a posição de equilíbrio quando \mathrm{CO_{2}}(g) é removido?\n
Informações relevantes fornecidas:
\mathrm{CO}, \mathrm{H_{2}O}, \mathrm{H_{2}} e \mathrm{CO_{2}} estão no estado gasoso.
A reação é exotérmica (mas não foi dito que a temperatura muda).
Foi removido \mathrm{CO_{2}}(g) do sistema em equilíbrio.
A pergunta pede a direção do deslocamento do equilíbrio e quais espécies aumentam/ diminuem.

Passo 2

Vou explicar uma ferramenta que vamos usar: a expressão da constante de equilíbrio para gases na forma de pressões parciais, chamada de K_p. Para a reação dada, a constante de equilíbrio em termos de pressões é
K_p=\frac{P_{\mathrm{H_2}}\;P_{\mathrm{CO_2}}}{P_{\mathrm{CO}}\;P_{\mathrm{H_2O}}}
Aqui P_X é a pressão parcial do gás X. Quando o sistema está em equilíbrio, o quociente
Q_p=\frac{P_{\mathrm{H_2}}\;P_{\mathrm{CO_2}}}{P_{\mathrm{CO}}\;P_{\mathrm{H_2O}}}
é exatamente igual a K_p. Se em algum momento Q_p<K_p o sistema reage no sentido direto (para a direita) para aumentar Q_p; se Q_p>K_p o sistema reage no sentido inverso (para a esquerda) para diminuir Q_p. Essa comparação Q_p versus K_p é uma forma matemática do princípio de Le Chatelier.

Passo 3

Agora veja o efeito de remover \mathrm{CO_{2}}. Se eu tiro parte do \mathrm{CO_{2}}, a pressão parcial P_{\mathrm{CO_2}} diminui instantaneamente. Imediatamente após a remoção, as demais pressões não mudaram ainda (no instante imediato), então o quociente passa a ser
Q_p'=\frac{P_{\mathrm{H_2}}\;P'_{\mathrm{CO_2}}}{P_{\mathrm{CO}}\;P_{\mathrm{H_2O}}}
onde P'_{\mathrm{CO_2}}<P_{\mathrm{CO_2}}. Logo Q_p'<Q_p. Como inicialmente Q_p=K_p (o sistema estava em equilíbrio), temos Q_p'<K_p. Pela regra do passo anterior, isso significa que o sistema não está mais em equilíbrio e tende a reagir no sentido que aumenta Q_p, isto é, no sentido direto (formando produtos).

Passo 4

Interprete fisicamente: reagir no sentido direto significa consumir \mathrm{CO} e \mathrm{H_{2}O} e formar \mathrm{H_{2}} e \mathrm{CO_{2}}. Esse consumo/produção continua até que as pressões parciais se ajustem e
\frac{P_{\mathrm{H_2}}^{(\text{novo})}\;P_{\mathrm{CO_2}}^{(\text{novo})}}{P_{\mathrm{CO}}^{(\text{novo})}\;P_{\mathrm{H_2O}}^{(\text{novo})}}=K_p.
Ou seja, o equilíbrio desloca-se para a direita — o sistema “compensa” a perda de \mathrm{CO_{2}} produzindo mais dele.

Passo 5

Um comentário sobre a exotermicidade: a informação de que a reação é exotérmica importa se a temperatura mudar. Aqui não foi dito que a temperatura mudou, apenas que \mathrm{CO_{2}} foi removido; portanto o efeito dominante é o da mudança de concentração/pressão e não o da temperatura. (Só para lembrar: se aumentássemos a temperatura numa reação exotérmica, o equilíbrio desloca-se para a esquerda; se diminuíssemos a temperatura, desloca-se para a direita.)
Um mini-exemplo numérico (para sentir a coisa): suponha que, no equilíbrio inicial, P_{\mathrm{CO}}=P_{\mathrm{H_2O}}=P_{\mathrm{H_2}}=P_{\mathrm{CO_2}}=1{,}0\\ \text{atm}. Então K_p=1{,}0. Se eu removo \mathrm{CO_{2}} e sua pressão cai para 0{,}5\\ \text{atm} instantaneamente, o novo Q_p'= (1{,}0\times 0{,}5)/(1{,}0\times 1{,}0)=0{,}5, que é menor que K_p. Logo a reação vai para a direita até restabelecer o equilíbrio e aumentar novamente P_{\mathrm{CO_2}} (produzindo mais \mathrm{H_2}). Esse exemplo mostra numericamente a ideia do passo 3.

Passo 6

Resumo didático e encorajador: quando você remove um produto gasoso de um sistema em equilíbrio, o sistema responde formando mais desse produto — é o princípio de Le Chatelier em ação. Não esqueça de comparar Q com K quando quiser ser mais formal.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a direita (formando mais \mathrm{H_{2}} e \mathrm{CO_{2}}, consumindo \mathrm{CO} e \mathrm{H_{2}O}).

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