Nível Ia

Coloca-se uma amostra de $\pu{0,1 mol}$ de ozônio puro, $\ce{O3}$ , em um recipiente fechado de $\pu{1 L}$ de deixa-se que a reação atinja o equilíbrio: $\ce{ 2 O3(g) <=> 3 O2(g) }$ Em seguida, uma amostra de $\pu{0,5 mol}$ de $\pu{O3}$ puro é colocado em um segundo recipiente de $\pu{1 L}$ , na mesma temperatura e deixa-se que atinja o equilíbrio.

Considere as quantidades:

Quantidade de $\ce{O2}$ .
Pressão parcial de $\ce{O2}$ .
Razão $P_{\ce{O2}}/P_{\ce{O3}}$ .
Razão $(P_{\ce{O2}})^3/(P_{\ce{O3}})^2$ .

Assinale a alternativa que relaciona as quantidades que serão iguais nos dois recipientes no equilíbrio.

1 e 4

2 e 4

3 e 4

Gabarito 3F.09

Diferente. O princípio de Le Chatelier nos diz que o aumento da concentração dos reagentes desloca o equilíbrio no sentido de formação dos produtos, portanto se aumentamos a quantidade de reagente no início, aumentamos a quantidade de produto formado.
Diferente. Como a temperatura e o volume das duas situações são os mesmos, a pressão estará diretamente ligada ao número de mols $(PV=nRT)$ então aumentando o número de mols, aumentamos a pressão parcial de ambos os gases, seguindo o mesmo raciocínio do item 1.
Diferente. Basta pensar na constante de equilíbrio, como a temperatura é fixa, a constante está fixa e é dada por: $K=\frac{\ce{(P_{\ce{O2}})^3}}{\ce{(P_{\ce{O3}})^2}}$ E foi discutido no item 2 que a pressão parcial de ambos os gases aumenta quando se aumenta o número de mols inicial, então ficamos com: $K=\downarrow\frac{\ce{(P_{\ce{O2}})^{2}}}{\ce{(P_{\ce{O3}})^{2}}}\cdot \uparrow\ce{P_{\ce{O2}}}$ Concluímos então que como a constante se mantém fixa e a pressão parcial de $\ce{O2}$ aumenta, então a razão $\frac{\ce{P_{\ce{O2}}}}{\ce{P_{\ce{O3}}}}$ precisa diminuir.
Igual. A temperatura é a mesma em ambos os recipientes, então o valor da constante de equilíbrio é fixo.