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{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g}) é adicionado;

Passo 1

O enunciado dá a reação gás-gás
\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: como muda a posição de equilíbrio quando \mathrm{H_{2}O}(g) é adicionado? Informações relevantes: foi adicionada apenas \mathrm{H_{2}O}(g) (assumimos que a temperatura não muda por essa adição) e a reação está inicialmente em equilíbrio.

Passo 2

Conceitos que precisamos entender (explicação didática):
  • Equilíbrio químico: numa mistura em equilíbrio, as velocidades direta e inversa são iguais e as pressões parciais dos gases satisfazem uma constante de equilíbrio (para gases usamos geralmente K_p).
  • Constante de equilíbrio K_p: é um número que depende só da temperatura e da estequiometria; para a reação dada definimos
K_p=\frac{P_{\mathrm{H_{2}}}\,P_{\mathrm{CO_{2}}}}{P_{\mathrm{CO}}\,P_{\mathrm{H_{2}O}}},
onde P_X é a pressão parcial do gás X.
  • Quociente de reação Q_p: mesma expressão de K_p mas com as pressões instantâneas (nem sempre em equilíbrio). Ou seja,
Q_p=\frac{P_{\mathrm{H_{2}}}\,P_{\mathrm{CO_{2}}}}{P_{\mathrm{CO}}\,P_{\mathrm{H_{2}O}}}.
Interpretação prática: se Q_p<K_p a reação prossegue no sentido direto (forma mais produtos) para aumentar Q_p até igualar K_p; se Q_p>K_p a reação prossegue no sentido inverso.

Passo 3

Aplicando o conceito ao caso de adição de \mathrm{H_{2}O}(g):
  • Antes da adição, o sistema estava em equilíbrio, então Q_p=K_p.
  • Ao adicionar \mathrm{H_{2}O}(g) a pressão parcial de \mathrm{H_{2}O} aumenta, vamos chamar o incremento de \Delta>0, então a nova expressão do quociente imediato é
Q_p'=\frac{P_{\mathrm{H_{2}}}\,P_{\mathrm{CO_{2}}}}{P_{\mathrm{CO}}\,(P_{\mathrm{H_{2}O}}+\Delta)}.
  • Comparando Q_p' com K_p: o denominador aumentou, logo Q_p'<K_p. Pela regra anterior, quando Q_p<K_p o equilíbrio se desloca no sentido direto para formar mais produtos até que Q_p volte a ser igual a K_p.

Passo 4

Consequências concretas e observações:
  • O deslocamento para a direita significa que a reação consome \mathrm{CO} e \mathrm{H_{2}O} e produz \mathrm{H_{2}} e \mathrm{CO_{2}}. Assim, as pressões parciais de \mathrm{H_{2}} e \mathrm{CO_{2}} aumentam e as de \mathrm{CO} e \mathrm{H_{2}O} diminuem (em relação ao estado logo após a adição) até novo equilíbrio.
  • A constante K_p não muda com adição de reagente, desde que a temperatura permaneça a mesma; K_p só muda se a temperatura mudar.
  • O fato de a reação ser exotérmica importa se a temperatura for alterada (aumentar temperatura deslocaria o equilíbrio para o lado endotérmico, aqui o inverso); mas na simples adição de \mathrm{H_{2}O}(g) isso não entra na conta.

Passo 5

Exemplo numérico rápido para fixar a ideia: suponha inicialmente P_{\mathrm{CO}}=P_{\mathrm{H_{2}O}}=P_{\mathrm{H_{2}}}=P_{\mathrm{CO_{2}}}=1{,}0 (unidades quaisquer), então
K_p=\frac{1{,}0\cdot 1{,}0}{1{,}0\cdot 1{,}0}=1{,}0.
Se adicionarmos \mathrm{H_{2}O} aumentando sua pressão para 1{,}5, o novo quociente é
Q_p'=\frac{1{,}0\cdot 1{,}0}{1{,}0\cdot 1{,}5}=0{,}667<1{,}0,
portanto o sistema reage no sentido direto até restaurar Q_p=K_p, produzindo mais \mathrm{H_{2}} e \mathrm{CO_{2}}.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a direita (sentido direto), ou seja, consome \mathrm{H_{2}O}(g) e \mathrm{CO}(g) e forma mais \mathrm{H_{2}}(g) e \mathrm{CO_{2}}(g); a constante K_p (à mesma temperatura) permanece inalterada.

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