Temos o equilíbrio: \mathrm{CO}_{(g)}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(g)} \rightleftarrows \mathrm{CO}_{2(g)}+\mathrm{H}_{2(g)}
Para aumentar a concentração de \mathrm{CO}_{2(g)} nesse equilíbrio, devemos:
a) Aumentar a pressão sobre o sistema.
b) Diminuir a pressão sobre o sistema.
c) Adicionar \mathrm{H}_{2(g)} ao sistema.
d) Retirar \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(g)} do sistema.
e) Adicionar \mathrm{CO}_{(g)} ao sistema.

Passo 1

O enunciado dá o equilíbrio \mathrm{CO}_{(g)} + \mathrm{H_{2}O}_{(g)} \rightleftharpoons \mathrm{CO_{2}}_{(g)} + \mathrm{H_{2}}_{(g)}
e pergunta qual mudança de condições desloca o equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de \mathrm{CO_{2}}. Vamos usar o princípio de Le Chatelier, que diz que o sistema busca contrariar qualquer perturbação.

Passo 2

Analisando o efeito de variação de pressão: o número de mols gasosos no lado dos reagentes é
1\;(\mathrm{CO}) + 1\;(\mathrm{H_{2}O}) = 2
e no lado dos produtos é
1\;(\mathrm{CO_{2}}) + 1\;(\mathrm{H_{2}}) = 2.
Como o total de mols gasosos não muda, aumentar ou diminuir pressão não desloca o equilíbrio. Logo, descartam-se as alternativas (a) e (b).

Passo 3

Analisando alterações de concentração de componentes individuais:
  • Se adicionarmos \mathrm{H_{2}}, o sistema reage no sentido de consumi-lo, deslocando para a esquerda e diminuindo \mathrm{CO_{2}}. Elimina-mos a alternativa (c).
  • Se retirarmos \mathrm{H_{2}O}, o sistema tenta repor esse reagente, deslocando para a esquerda e consumindo \mathrm{CO_{2}}. Elimina-mos a alternativa (d).

Passo 4

Se adicionarmos \mathrm{CO}_{(g)}, o sistema reage consumindo esse reagente e formando mais produtos, ou seja, desloca-se para a direita, aumentando a concentração de \mathrm{CO_{2}}. Isso corresponde à alternativa (e).

Resposta

e) Adicionar \mathrm{CO}_{(g)} ao sistema.

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