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A preparação do tetracloreto de carbono, CCl₄, substância usada como solvente industrial e em procedimentos de análise química, pode ser feita a partir da reação de clorofórmio (CHCl₃) com cloro (Cl₂), em fase gasosa e em equilíbrio químico, representada a seguir:
CHCl₃ (g) + Cl₂ (g) ⇌ CCl₄ (g) + HCl (g) ΔH < 0 Para maximizar a formação de CCl₄, é necessário
A elevar a temperatura do sistema reacional.
B reduzir o volume do sistema reacional.
C aumentar a concentração de HCl.
D elevar a concentração de CHCl₃.
E reduzir a pressão parcial de Cl₂.
Gabarito oficial
D
Caderno de referência do INEP.
O que a questão cobra
Equilíbrio químico: aplicar o princípio de Le Chatelier a um sistema gasoso exotérmico.
Resolução passo a passo
- Leia a equação com atenção aos três dados que importam: é exotérmica (ΔH < 0), todos os participantes são gases, e há 2 mol de gás de cada lado.
- Esse último ponto já elimina o caminho da pressão: como o número de mols gasosos é igual nos dois lados, comprimir ou expandir o sistema não desloca o equilíbrio.
- Pela exotermicidade, o calor é produto. Aumentar a temperatura deslocaria para a esquerda, e não para a direita. Logo, elevar a temperatura também não serve.
- Resta a via das concentrações: aumentar a de um reagente desloca o equilíbrio para os produtos. Elevando o CHCl₃, produz-se mais CCl₄ — alternativa D.
Alternativa por alternativa
- A
elevar a temperatura do sistema reacional.
Errada. A reação libera calor (ΔH < 0). Elevar a temperatura é como acrescentar produto: o equilíbrio se desloca no sentido inverso, consumindo CCl₄.
- B
reduzir o volume do sistema reacional.
Errada. Reduzir o volume aumenta a pressão, mas o deslocamento só ocorre quando os lados têm números diferentes de mols gasosos. Aqui são 2 mol contra 2 mol: nada muda.
- C
aumentar a concentração de HCl.
Errada. O HCl é produto. Aumentar sua concentração empurra o equilíbrio para a esquerda, reduzindo a formação de CCl₄.
- D
elevar a concentração de CHCl₃.
Correta. O CHCl₃ é reagente; elevar sua concentração faz o sistema consumir o excesso deslocando o equilíbrio para a direita, o que aumenta a produção de CCl₄. É a aplicação direta do princípio de Le Chatelier.
- E
reduzir a pressão parcial de Cl₂.
Errada. O Cl₂ também é reagente. Reduzir sua pressão parcial desloca o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a formação de CCl₄ — o oposto do que se quer.