- A temperaturas próximas de
e ao passar por coque quente (uma forma de carbono obtido a partir do carvão), o vapor de água reage para formar CO e
:
$$\mathrm{C}{(\mathrm{s})}+\mathrm{H}{2} \mathrm{O}{(\rho)} \rightleftharpoons \mathrm{CO}{(\rho)}+\mathrm{H}_{2(\rho)}
(d) A
, o valor de
. A reação é exotérmica ou endotérmica? Explique.
Para produzir mais produto a pressão do sistema deve ser aumentada ou diminuída? Explique sua resposta.
Passo 1
Vou listar claramente o que o enunciado nos dá e o que pede.
- Reação dada:
- Informação numérica: a constante de equilíbrio em pressão a
é - Perguntas:
- A reação é exotérmica ou endotérmica? Explique.
- Para produzir mais produto, a pressão do sistema deve ser aumentada ou diminuída? Explique.
Passo 2
Entender o significado de
muito pequeno e relacioná-lo com
.
- A relação entre energia livre padrão e constante de equilíbrio é
onde
é a variação da energia livre padrão da reação (J·mol^{-1}),
é a constante dos gases (
) e
a temperatura em kelvin.
- Calcular
a ( ):
- Interpretação:
a significa que, sob condições-padrão, a reação não é espontânea para a direita e o equilíbrio favorece fortemente os reagentes (isto é consistente com ).
Passo 3
Relação entre variação de entalpia e dependência de
com a temperatura (Van’t Hoff) — a ferramenta que decide se a reação é endotérmica ou exotérmica a partir de como
varia com
.
- A equação de Van’t Hoff diferencial é
onde
é a variação de entalpia padrão da reação.
- Interpretação: se
(endotérmica) então : ao aumentar a temperatura, aumenta e, portanto, cresce (o equilíbrio desloca-se para os produtos). Se (exotérmica), o contrário acontece: diminui com .
Passo 4
Aplicar o raciocínio físico ao caso concreto.
- O enunciado menciona que, a temperaturas próximas de
, o vapor de água reage com coque para formar e . Ou seja: a reação torna-se favorável (obs.: observacionalmente a maior formação de produtos ocorre) em temperaturas altas. - Isso implica que, quando a temperatura aumenta bastante (de
para algo como ), a constante de equilíbrio aumenta o suficiente para favorecer produtos. Pela equação de Van’t Hoff, para que aumente com é necessário que . - Conclusão: a reação absorve calor quando avança (é endotérmica). Em palavras simples: o aquecimento “costuma” empurrar o equilíbrio para a direita porque a reação precisa de energia térmica para ocorrer.
Passo 5
Efeito da pressão sobre o equilíbrio — usar Le Chatelier contando moles de gás.
- Contagem de moles gasosos:
- Lado dos reagentes:
→ mol de gás (o carbono é sólido e não conta como mol gasoso). - Lado dos produtos:
→ mols de gás.
- Lado dos reagentes:
- Variação no número de mols de gás
- Princípio de Le Chatelier: aumentar a pressão favorece o lado com menos mols de gás; diminuir a pressão favorece o lado com mais mols de gás.
- Como o lado dos produtos tem mais mols gasosos, aumentar a pressão deslocaria o equilíbrio para a esquerda (menos produtos). Para produzir mais produto, deve-se diminuir a pressão, pois a diminuição de pressão desloca o equilíbrio no sentido de aumentar o número de mols gasosos (ou seja, para a direita).
- Observação prática: a atividade do sólido
é constante e não entra explicitamente na expressão de . A expressão de para esta reação é
e uma redução da pressão total (em condições onde as frações molares podem ajustar-se) favorece o aumento das pressões parciais dos produtos relativos ao reagente na busca do novo equilíbrio — isto corresponde ao deslocamento para o lado com mais mols gasosos.
Passo 6
Resposta final curta e direta (para conferir rápido).
Resposta
Endotérmica.
Diminuir a pressão.
Diminuir a pressão.