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?
A temperatura é aumentada.

Passo 1

O enunciado fornece a reação
\mathrm{CO}(g)+\mathrm{H_{2}O}(g)\rightleftarrows\mathrm{H_{2}}(g)+\mathrm{CO_{2}}(g)
e diz que ela é exotérmica. A pergunta é: qual é a mudança da posição de equilíbrio quando a temperatura é aumentada?
Informações relevantes listadas:
  • A reação química está escrita acima.
  • A reação é exotérmica (libera calor).
  • A condição que muda é: a temperatura do sistema é aumentada.
  • Queremos saber como a posição de equilíbrio se altera (mais produtos, mais reagentes, ou sem mudança).

Passo 2

Entendendo qualitativamente o que significa “exotérmica” e o que fazer ao aumentar temperatura. Vou explicar de forma bem direta e prática:
  • “Exotérmica” quer dizer que, quando a reação ocorre no sentido direto (da esquerda para a direita), ela libera calor para o ambiente. Em termos de entalpia padrão, isso significa que a variação de entalpia é negativa: \Delta H^\circ<0. Vou repetir isso devagar: \Delta H^\circ é a energia (entalpia) liberada ou absorvida quando a reação ocorre; para exotérmicas \Delta H^\circ é negativo.
  • Aumentar a temperatura é o mesmo que “fornecer calor” ao sistema. Uma forma útil de visualizar (muito usada na prova) é escrever o calor como se fosse um produto ou reagente. Para uma reação exotérmica podemos escrever, conceptualmente:
\mathrm{CO}+\mathrm{H_{2}O}\rightleftarrows\mathrm{H_{2}}+\mathrm{CO_{2}}+\text{calor}
ou seja, o calor aparece no lado dos produtos. Isso vai nos ajudar a aplicar a regra prática de equilíbrio.

Passo 3

Aplicando o Princípio de Le Châtelier (explicado de forma prática). Vou explicar o princípio e como usá-lo em prova:
  • O Princípio de Le Châtelier diz que, se um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação (como mudança de concentração, pressão ou temperatura), o equilíbrio desloca-se de modo a contrariar essa perturbação.
  • No nosso caso a perturbação é o aumento de temperatura — isto é, estamos “adicionando calor”. Usando a escrita da reação que inclui o calor no lado dos produtos, adicionar calor é análogo a aumentar a concentração de um produto. Pela regra de Le Châtelier, aumentar um produto leva o equilíbrio a deslocar-se no sentido que consome esse produto, ou seja, no sentido inverso (para a esquerda).
  • Conclusão qualitativa (sem ainda usar fórmulas): ao aumentar a temperatura, para uma reação exotérmica, o equilíbrio tende a deslocar-se no sentido que absorve calor — que é o sentido endotérmico (o inverso). Assim esperamos uma diminuição relativa de produtos e aumento relativo de reagentes.

Passo 4

Confirmação quantitativa via a equação de van 't Hoff (pra quem gosta de fórmula na prova). Vou apresentar a equação, explicar cada símbolo e interpretar o sinal:
A forma diferencial da equação de van 't Hoff é
\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^\circ}{R\,T^{2}}.
Explicando símbolos:
  • K é a constante de equilíbrio (para gases, seria K_p em função de pressões parciais, ou K_c em concentrações; o raciocínio do sinal é o mesmo).
  • T é a temperatura absoluta em kelvin (K).
  • R é a constante universal dos gases ( R\approx 8{,}314\\ \mathrm{J\,mol^{-1}K^{-1}}).
  • \Delta H^\circ é a variação de entalpia padrão da reação (em J/mol); para reação exotérmica temos \Delta H^\circ<0.
    Interpretação: se \Delta H^\circ<0, então \frac{d\ln K}{dT}<0, ou seja, \ln K diminui quando T aumenta — portanto K diminui com o aumento de T. Uma diminuição de K significa que, no equilíbrio, a razão [\text{produtos}]/[\text{reagentes}] diminui: menos produtos relativos, mais reagentes relativos.

Passo 5

Conectando a interpretação matemática ao deslocamento prático do equilíbrio (dica de prova passo a passo):
  • Você pode resolver de forma rápida em prova sem calcular nada: identificar que a reação é exotérmica ( \Delta H^\circ<0).
  • Ao aumentar T temos K diminuindo (pela van 't Hoff) — isso significa que, no novo equilíbrio, a fração de produtos é menor que antes.
  • Pela intuição de Le Châtelier (vai na mesma ideia): adicionar calor ao sistema que já libera calor (exotérmico) faz o sistema “reagir no sentido que consome esse calor”, ou seja, o sentido inverso/endotérmico.
  • Resultado prático: a produção de \mathrm{H_{2}} diminui e as concentrações/pressões de \mathrm{CO} e \mathrm{H_{2}O} aumentam, comparado ao equilíbrio anterior.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a esquerda (favorece os reagentes), diminuindo a produção de \mathrm{H_{2}}.

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