Para a produção de titânio metálico ou dióxido de titânio puros, é necessário fazer a cloração do minério que contém dióxido de titânio, com o objetivo de separar esse óxido de outras substâncias presentes no minério. A principal reação química de cloração é representada por:
TiO₂(s) + 2Cl₂(g) ⇌ TiCl₄(g) + O₂(g) ΔH = +175kJ/mol
Depois da cloração, o tetracloreto de titânio é condensado e convertido, novamente, a dióxido de titânio.
Após o sistema atingir o equilíbrio químico, como a formação do TiCl₄ pode ser favorecida?
A) Aumentando a pressão total do sistema.
B) Diminuindo a temperatura do sistema.
C) Aumentando a pressão parcial de O₂.
D) Aumentando a pressão parcial de Cl₂.
E) Variando a quantidade de TiO₂.
Resolução Em Texto
- Matérias Necessárias para a Solução da Questão:
- Química (Equilíbrio Químico, Princípio de Le Chatelier)
- Química (Termoquímica, Reações Endotérmicas)
- Química (Estados da Matéria e Pressão Parcial)
- Tema/Objetivo Geral: Aplicar o Princípio de Le Chatelier para prever como mudanças nas condições (pressão, temperatura, concentração) afetam a posição de um equilíbrio químico.
- Nível da Questão: Médio.
- A questão exige a aplicação correta de múltiplas facetas do Princípio de Le Chatelier. O candidato precisa analisar o efeito da concentração/pressão parcial dos reagentes/produtos, o efeito da pressão total (considerando o número de mols de gás) e o efeito da temperatura (considerando o sinal do ΔH).
- Gabarito: D
- A alternativa está correta porque, segundo o Princípio de Le Chatelier, ao aumentar a concentração (ou pressão parcial) de um reagente (Cl₂), o sistema reage para consumir esse excesso, deslocando o equilíbrio para a direita, no sentido da formação dos produtos, incluindo o TiCl₄.
PASSO 1 – O QUE A QUESTÃO QUER? (O MAPA DA MINA)
Decodificação do Objetivo: Em bom português, a missão é: “A reação química é uma ‘rua de mão dupla’ onde reagentes viram produtos e produtos viram reagentes ao mesmo tempo. Queremos produzir mais TiCl₄ (o produto). Das cinco ações listadas, qual delas vai forçar a ‘rua’ a ter mais tráfego no sentido dos produtos?”
Simplificação Radical (A Analogia Central): Imagine o equilíbrio químico como uma gangorra com “Reagentes” de um lado e “Produtos” do outro. Nosso objetivo é fazer o lado dos “Produtos” descer. O Princípio de Le Chatelier é a regra do jogo: “Se você aplicar uma perturbação no sistema, a gangorra vai se inclinar para o lado oposto para aliviar essa perturbação”. Se colocarmos mais peso no lado dos Reagentes, a gangorra se inclinará para o lado dos Produtos para reequilibrar. Nossa tarefa é descobrir qual das cinco ações equivale a “colocar mais peso do lado certo” ou “tirar peso do lado errado”.
Plano de Ataque (O Roteiro da Investigação):
- Analisar a Cena do Crime (A Equação): Vamos extrair todas as informações importantes da equação: quem são os reagentes, quem são os produtos, seus estados físicos e a energia da reação.
- Consultar o “Livro de Regras” (Le Chatelier): Vamos criar um dossiê com as regras de como a “gangorra” reage a mudanças de concentração, pressão e temperatura.
- Testar as Ações: Vamos analisar cada uma das cinco alternativas e usar nosso livro de regras para prever para que lado a gangorra vai se inclinar.
PASSO 2 – DESVENDANDO AS FERRAMENTAS (A CAIXA DE FERRAMENTAS)
Para este caso, a melhor ferramenta é uma Tabela de Análise de Perturbações (Baseada no Princípio de Le Chatelier). Ela nos guiará, passo a passo, para prever o resultado de cada ação proposta sobre o equilíbrio.
Análise Preliminar da Reação: TiO₂(s) + 2Cl₂(g) ⇌ TiCl₄(g) + O₂(g) ΔH = +175kJ/mol
- Mols de Gás nos Reagentes: 2 (apenas o Cl₂)
- Mols de Gás nos Produtos: 2 (1 de TiCl₄ + 1 de O₂)
- Tipo de Reação: Endotérmica (absorve calor).
Tabela de Efeitos no Equilíbrio
| Ação (Perturbação no Sistema) | Regra de Le Chatelier Aplicada | Efeito no Equilíbrio (Deslocamento) | Favorece a Formação de TiCl₄? |
| A) Aumentar a Pressão Total | O equilíbrio se desloca para o lado com MENOR número de mols de gás. | Nenhum. O número de mols de gás é igual nos dois lados (2 ⇌ 2). | NÃO |
| B) Diminuir a Temperatura | A reação é endotérmica (Calor é um reagente). O equilíbrio se desloca para repor o calor removido. | Desloca para a ESQUERDA (sentido dos reagentes). | NÃO |
| C) Aumentar a Pressão Parcial de O₂ | O₂ é um produto. O equilíbrio se desloca para consumir o produto adicionado. | Desloca para a ESQUERDA (sentido dos reagentes). | NÃO |
| D) Aumentar a Pressão Parcial de Cl₂ | Cl₂ é um reagente. O equilíbrio se desloca para consumir o reagente adicionado. | Desloca para a DIREITA (sentido dos produtos). | SIM |
| E) Variar a Quantidade de TiO₂ | TiO₂ é um sólido puro. Sua concentração é constante e não afeta a posição do equilíbrio. | Nenhum. | NÃO |
Conclusão Forense da Tabela: A análise sistemática de cada perturbação, com base nas regras de Le Chatelier, mostra que a única ação que favorece a produção de TiCl₄ é o aumento da concentração (pressão parcial) do reagente Cl₂.
PASSO 3 – INTERPRETAÇÃO GUIADA (MÃO NA MASSA)
Agora, vamos usar nossa tabela para testar cada uma das cinco ações propostas.
Nosso Objetivo: Deslocar o equilíbrio para a DIREITA (formar mais TiCl₄).
- A) Aumentando a pressão total do sistema:
- Vamos contar os mols de gás de cada lado (Regra 2).
- Reagentes: 2 mols de Cl₂(g).
- Produtos: 1 mol de TiCl₄(g) + 1 mol de O₂(g) = 2 mols de gás.
- Veredito: O número de mols de gás é igual nos dois lados. Portanto, uma mudança na pressão total não desloca o equilíbrio.
- B) Diminuindo a temperatura do sistema:
- A reação é endotérmica (calor é um reagente). (Regra 3).
- Diminuir a temperatura é como “remover um reagente”.
- Veredito: O equilíbrio se deslocará para a esquerda, para repor o calor. Isso desfavorece a formação de TiCl₄.
- C) Aumentando a pressão parcial de O₂:
- O₂ é um produto. (Regra 1).
- Aumentar a concentração de um produto é como “adicionar peso no lado direito da gangorra”.
- Veredito: O equilíbrio se deslocará para a esquerda, para consumir o excesso de O₂. Isso desfavorece a formação de TiCl₄.
- D) Aumentando a pressão parcial de Cl₂:
- Cl₂ é um reagente. (Regra 1).
- Aumentar a concentração de um reagente é como “adicionar peso no lado esquerdo da gangorra”.
- Veredito: O equilíbrio se deslocará para a direita, para consumir o excesso de Cl₂ e formar mais produtos, incluindo o TiCl₄. Bingo!
- E) Variando a quantidade de TiO₂:
- TiO₂ está no estado sólido (s). (Regra 4).
- Veredito: Mudar a quantidade de um sólido puro não desloca a posição do equilíbrio.
🚨 ARMADILHA CLÁSSICA! 🚨
CUIDADO! As principais armadilhas estão nos efeitos da pressão e da temperatura. Para a pressão, o erro é esquecer de contar o número de mols de gás de cada lado. Para a temperatura, o erro é não olhar o sinal do ΔH (+ endotérmica, – exotérmica) e aplicar a regra ao contrário.
A Bússola (O Perfil do Culpado):
- Síntese do raciocínio: A investigação, baseada no Princípio de Le Chatelier, mostrou que para favorecer a formação de produtos (deslocar para a direita), precisamos adicionar reagentes, remover produtos ou, neste caso (reação endotérmica), aumentar a temperatura.
- Expectativa: A alternativa correta deve ser uma dessas ações.
PASSO 4 – ALTERNATIVAS COMENTADAS (A AUTÓPSIA)
Vamos agora formalizar o veredito para cada alternativa.
- A) Aumentando a pressão total do sistema.
- A “Narrativa do Erro”: O candidato lembra que pressão afeta o equilíbrio, mas não faz a verificação dos mols.
- O “Diagnóstico do Erro”: Aplicação Incorreta da Regra da Pressão. Como o número de mols de gás é o mesmo (2 de cada lado), a mudança na pressão total não tem efeito sobre a posição do equilíbrio.
- Conclusão: 🔴 Alternativa incorreta.
- B) Diminuindo a temperatura do sistema.
- A “Narrativa do Erro”: O candidato aplica a regra da temperatura de forma invertida.
- O “Diagnóstico do Erro”: Aplicação Incorreta da Regra da Temperatura. A reação é endotérmica (absorve calor). Diminuir a temperatura desloca o equilíbrio no sentido de liberar calor, ou seja, para a esquerda (reagentes).
- Conclusão: 🔴 Alternativa incorreta.
- C) Aumentando a pressão parcial de O₂.
- A “Narrativa do Erro”: O candidato se confunde e acha que adicionar um produto empurra a reação para a frente.
- O “Diagnóstico do Erro”: Aplicação Incorreta da Regra da Concentração. Adicionar um produto (O₂) desloca o equilíbrio para o lado oposto (reagentes), para consumir o excesso adicionado.
- Conclusão: 🔴 Alternativa incorreta.
- D) Aumentando a pressão parcial de Cl₂.
- Análise de Correspondência: Esta alternativa é o retrato falado da nossa Bússola. Cl₂ é um reagente gasoso. Aumentar sua pressão parcial (sua concentração) desloca o equilíbrio no sentido de consumir esse reagente, ou seja, para a direita, favorecendo a formação de TiCl₄.
- Conclusão: 🟢 Alternativa correta.
- E) Variando a quantidade de TiO₂.
- A “Narrativa do Erro”: O candidato trata o reagente sólido da mesma forma que um reagente gasoso ou em solução.
- O “Diagnóstico do Erro”: Erro Conceitual (Estados da Matéria). A concentração de um sólido puro é constante. Adicionar ou remover um sólido não altera a posição do equilíbrio químico.
- Conclusão: 🔴 Alternativa incorreta.
PASSO 5 – O GRAND FINALE (APRENDIZAGEM EXPANDIDA)
Frase de Fechamento: Confirmamos que a alternativa D é a correta. Este caso é uma demonstração perfeita de como o Princípio de Le Chatelier não é apenas uma teoria, mas o “manual de instruções” que os engenheiros químicos usam todos os dias para otimizar a produção industrial.
Resumo-flash (A Imagem Mental): Para fazer a gangorra do equilíbrio pender para a direita, adicione mais peso à esquerda.
Para ir Além (A Ponte para o Futuro): O mesmo Princípio de Le Chatelier pode ser usado como uma poderosa analogia para entender o equilíbrio na Economia (Lei da Oferta e da Procura). Pense no preço de um produto como um sistema em equilíbrio. Se você aumenta a oferta de um produto (o equivalente a “aumentar a concentração de um reagente”), o sistema reage para “consumir” esse excesso: o preço cai, incentivando mais pessoas a comprar, até que um novo equilíbrio seja atingido. Se você aumenta a procura (o equivalente a “remover um produto”), o sistema reage para “repor” o produto: o preço sobe, incentivando mais produtores a fabricá-lo. A lógica de que um sistema se ajusta para contrapor uma perturbação é universal.