Equilíbrio químico uesb 2012.1

6CO2(g) + 6H2O(l) -----------> C6H12O6(aq) + 6O2(g) ΔH° = + 2802,0kJ
                               <- - - - - - - 


O equilíbrio químico que ocorre em sistemas heterogêneos segue, com pequenas alterações, as mesmas leis do equilíbrio
homogêneo, e são muito frequentes na natureza, a exemplo da reação de fotossíntese representada pela equação química.
Admitindo-se que a célula vegetal é um sistema fechado e, que, a equação química representa esse sistema em equilíbrio químico,
é correto afirmar:

01) O aumento da temperatura do sistema possibilita a diminuição da concentração de glicose na célula vegetal.
02) A redução da concentração de CO2(g) provoca aumento da concentração de água no sistema.
03) A remoção de pequena quantidade de glicose causa aumento da concentração dos reagentes.
04) A adição de mais oxigênio ao sistema implica aumento da concentração de glicose no sistema.
05) As variações da pressão total do sistema não causam alterações nas pressões parciais do CO2(g) e do O2(g).

Gabarito 05

Gente, qual o erro da 02... Se eu diminuir a concentração de CO2, não vai  deslocar o equilíbrio Para os reagentes, e portanto, vaI aumentar também a concentração de água.........
Não entendi porque a 05 está certa, se a quantidade (SOMA) de mols do produto e reagente é diferente (Variando a pressão desloca para o sentido de mais ou menos volume, dependendo- NÃO É ESSA A REGRA.....)


OBRIGADA!!!!!!!!!!

Na 02, você está teoricamente correta, porém há razão em considerar a alternativa como falsa. Ao reduzir a concentração de CO2, você estará deslocando o equilíbrio pra direita, logo, haverá formação de água. No entanto, observe que como temos uma solução aquosa em equilíbrio com gases, a produção de água com o deslocamento do equilíbrio não irá alterar de maneira significante a concentração de água na solução. Ou seja, para um mesmo volume, a quantidade de mols de água que haviam na solução antes do deslocamento é praticamente igual à quantidade que havia depois. Como consideramos o volume do soluto desprezível na solução, a concentração da água numa solução aquosa sempre será em torno de 55 mol/L (1000g/L * 1mol/18g). Para se lembrar disso, basta recordar que em equilíbrios químicos envolvendo a água no estado líquido, a concentração dela fica embutida no valor da constante de equilíbrio (ou seja, a constante fica determinada apeas pelas concentrações dos outros compostos envolvidos), visto que sua concentração também é praticamente constante.

A 05 está correta pois você deve somar a quantidade em mols de GÁS que existe nos dois lados da reação, visto que apenas a mudança do numero de mols de gases que irá influenciar significantemente na variação do volume do sistema. Como temos 6 mols de gás em cada lado da reação, alterar a pressão não irá causar nenhuma alteração nas pressões parciais dos gases, visto que o equilíbrio não será deslocado.

Acho que é isso =)

Matheus Bertolino escreveu:Na 02, você está teoricamente correta, porém há razão em considerar a alternativa como falsa. Ao reduzir a concentração de CO2, você estará deslocando o equilíbrio pra direita, logo, haverá formação de água. No entanto, observe que como temos uma solução aquosa em equilíbrio com gases, a produção de água com o deslocamento do equilíbrio não irá alterar de maneira significante a concentração de água na solução. Ou seja, para um mesmo volume, a quantidade de mols de água que haviam na solução antes do deslocamento é praticamente igual à quantidade que havia depois. Como consideramos o volume do soluto desprezível na solução, a concentração da água numa solução aquosa sempre será em torno de 55 mol/L (1000g/L * 1mol/18g). Para se lembrar disso, basta recordar que em equilíbrios químicos envolvendo a água no estado líquido, a concentração dela fica embutida no valor da constante de equilíbrio (ou seja, a constante fica determinada apeas pelas concentrações dos outros compostos envolvidos), visto que sua concentração também é praticamente constante.

A 05 está correta pois você deve somar a quantidade em mols de GÁS que existe nos dois lados da reação, visto que apenas a mudança do numero de mols de gases que irá influenciar significantemente na variação do volume do sistema. Como temos 6 mols de gás em cada lado da reação, alterar a pressão não irá causar nenhuma alteração nas pressões parciais dos gases, visto que o equilíbrio não será deslocado.

Acho que é isso =)

Ou seja, Matheus: A produção de água até aumenta, realmente, mas não de forma significativa........

Me diga uma coisa, por favor, porque nunca entendi isso muito bem: Qual a diferença da influëncia da pressão total e pressão parcial de gases postos em equilíbrio químico, para o deslocamento deste.......

Obrigada!!!!

Sylvia Márcia escreveu:Ou seja, Matheus: A produção de água até aumenta, realmente, mas não de forma significativa........

Bem, é quase isso xD. A produção de água irá aumentar, mas sim ocorrer, visto que no início o sistema estava em equilíbrio. E essa produção de água não é necessariamente pequena. O que acontece é que, supondo que no início tínhamos 1 L de solução, no final até podemos ter, por exemplo (exagerado), 2 L de solução, mas observe, a concentração da água permanece a mesma (aprox. 1000g/L). A variação da concentração é pequena porque o soluto que está dissolvido na água ocupa um volume muito pequeno na solução. Logo, aumentar ou diminuir a quantidade de água não vai mudar em praticamente nada na sua concentração. É um detalhe chato, mas é algo que te livra de "pegadinhas" como essa. =)

Sylvia Márcia escreveu:Me diga uma coisa, por favor, porque nunca entendi isso muito bem: Qual a diferença da influëncia da pressão total e pressão parcial de gases postos em equilíbrio químico, para o deslocamento deste.......

Bem, quando você aumenta a pressão sob uma mistura de gases, num sistema isolado à temperatura constante, seu volume irá diminuir. Pelo princípio de Le Chatelier, podemos esperar que o sistema irá reagir de modo a amenizar essa mudança. E como o sistema fará isso? Diminuindo a quantidade de gás, através de uma reação química. Assim, comparando para uma mesma variação de volume, teremos uma pressão menor do que a esperada para o sistema, visto que agora temos um menor número de moléculas do que inicialmente. 
Exemplo: 2 NO2 ---> 1 N2O4
pressão total = 1 atm; P(NO2) = 0,5 atm; P(N2O4) = 0,5 atm. Kp = 2.
Aumentando a pressão total para 2 atm:
Kp = 2 = (2-x)/x² ---> P(NO2) = x ≈ 0,8 atm; P(N2O4) = 2 - x ≈ 1,2 atm.

No final, apesar de todas as pressões parciais terem aumentado (visto que a pressão total aumentou), as proporções dos gases na mistura foram alteradas, de modo a atingir o equilíbrio químico. Perceba que para isso, no exemplo, foi preciso reagir uma parte do NO2 e transformá-lo em N2O4 (pois caso não houvesse reação, as pressões parciais deveriam ser 1 atm e 1 atm), o que diminuiu a quantidade de gás no sistema. Isso mostra quantitativamente o que já era esperado qualitativamente pelo princípio de Le Chatelier.