Considerando o equilíbrio a 500 K e 1 atm: 2 SO2(g)+O2(g) underset2stackrel1<=ftarrows 2 SO3(g)
De
c) Como precisaria mudar temperatura e pressão para favorecer a formação do produto SO3 ?

Passo 1

Vamos dar uma olhada no que o exercício está pedindo. Temos uma reação de equilíbrio a 500 K e 1 atm:
2 SO2(g) + O2(g) underset2stackrel1<=ftarrows 2 SO3(g)
com uma entalpia de reação de . A pergunta é: Como precisamos mudar a temperatura e a pressão para favorecer a formação do produto ?
Para resolver isso, vamos usar o Princípio de Le Chatelier, que nos ajuda a entender como mudanças nas condições de reação (como temperatura e pressão) afetam o equilíbrio químico.

Passo 2

Primeiro, vamos entender o que significa . O sinal negativo indica que a reação é exotérmica, ou seja, libera calor. Então, podemos pensar na reação como se ela produzisse calor.

Passo 3

Agora, vamos aplicar o Princípio de Le Chatelier à temperatura. Como a reação libera calor, aumentar a temperatura adiciona calor ao sistema. Segundo o princípio, o sistema vai tentar contrabalançar isso favorecendo a reação endergônica (que consome calor). Ou seja, se aumentarmos a temperatura, a formação de não será favorecida.
Por outro lado, diminuir a temperatura removerá calor do sistema. O sistema vai então favorecer a reação exotérmica para produzir mais calor. Assim, diminuir a temperatura favorece a formação de .

Passo 4

Agora, vamos analisar a pressão. Observamos os gases envolvidos na reação:
2 SO2(g) + O2(g) <=ftharpoons 2 SO3(g)
Do lado dos reagentes, temos mols de gás, e do lado dos produtos, temos mols de gás.
Segundo o Princípio de Le Chatelier, aumentar a pressão favorece a reação que produz menos mols de gás. Portanto, aumentar a pressão favorece a formação de .

Resposta

Para favorecer a formação de , diminuir a temperatura e aumentar a pressão são as mudanças ideais nas condições de reação.

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