Questão 62 caderno azul ENEM 2010 PPL

Às vezes, ao abrir um refrigerante, percebe-se que uma parte do produto vaza rapidamente pela extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está relacionada à perturbação do equilíbrio químico existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação:

A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem como consequência a

A) liberação de CO₂ para o ambiente.

B) elevação da temperatura do recipiente.

C) elevação da pressão interna no recipiente.

D) elevação da concentração de CO₂ no líquido.

E) formação de uma quantidade significativa de H₂O.

Matérias Necessárias para a Solução da Questão

• Equilíbrio Químico
• Princípio de Le Chatelier (Fator: Pressão)

Tema/Objetivo Geral:
Aplicação do Princípio de Le Chatelier para explicar um fenômeno cotidiano: a efervescência de um refrigerante ao ser aberto.

Nível da Questão
Fácil – A questão é considerada fácil por se tratar de uma aplicação direta e clássica do Princípio de Le Chatelier, sem envolver cálculos ou conceitos complexos. O fenômeno descrito é familiar, o que facilita a associação entre a teoria e a prática.

Gabarito
Alternativa A. Esta alternativa está correta pois, ao abrir o recipiente, a pressão interna diminui bruscamente, fazendo com que o equilíbrio se desloque para o lado com maior volume gasoso (reagentes) para tentar compensar, liberando CO₂.

🔎 Passo 1: Análise do Comando e Definição do Objetivo

1.1 Transcrição Essencial
“A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem como consequência a…”

1.2 O que está sendo pedido?
O exercício nos pede para identificar o resultado imediato da perturbação no equilíbrio químico que ocorre quando abrimos uma garrafa de refrigerante.

1.3 Objetivo Cristalino
Nossa meta é analisar a reação química fornecida e, usando o Princípio de Le Chatelier, determinar para qual lado o equilíbrio se desloca quando a pressão é reduzida e, consequentemente, qual é o produto visível dessa mudança.

1.4 Pergunta de Atenção
Você já reparou como uma lata de refrigerante fechada é bem rígida e faz aquele som característico “psssst” ao abrir? Isso acontece porque a pressão lá dentro é muito maior que a de fora. Essa mudança de pressão é a chave de tudo!

📚 Passo 2: Explicação de Conceitos e Conteúdos Necessários

2.1 Definições e Fórmulas / explicação de termos
Para resolver esta questão, é fundamental entender dois conceitos principais:

• Equilíbrio Químico: É o estado em que uma reação reversível ocorre, e as velocidades da reação direta (reagentes → produtos) e da reação inversa (produtos → reagentes) se igualam. Visualmente, parece que a reação parou, mas na verdade, as duas estão acontecendo na mesma velocidade, mantendo as concentrações de todos os componentes constantes. A equação mostrada é:
  CO₂(g) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(aq)
  • CO₂(g): Dióxido de carbono no estado gasoso.
  • H₂O(l): Água no estado líquido.
  • H₂CO₃(aq): Ácido carbônico dissolvido em água (aquoso).
  • ⇌: A seta dupla indica que a reação é reversível e pode atingir o equilíbrio.

• Princípio de Le Chatelier: Este princípio é como uma “lei da teimosia” da química. Ele afirma que, quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação (mudança de pressão, temperatura ou concentração), o sistema se ajusta (desloca o equilíbrio) de forma a minimizar o efeito dessa perturbação.
  • Efeito da Pressão (o que importa aqui): Uma alteração na pressão só afeta significativamente os componentes gasosos de uma reação.
    • Se a pressão aumenta, o equilíbrio se desloca para o lado com menor número de mols de gás.
    • Se a pressão diminui, o equilíbrio se desloca para o lado com maior número de mols de gás.

📝 Passo 3: Tradução e Interpretação do Problema

3.1 Contextualização Simplificada
Pense na garrafa de refrigerante fechada. Lá dentro, uma alta pressão força o gás carbônico (CO₂) a se dissolver na água, formando o ácido carbônico (H₂CO₃). O sistema está em equilíbrio, numa “paz forçada” pela alta pressão. Quando você abre a garrafa, essa pressão é liberada. O problema quer saber: o que acontece com a química lá dentro nesse exato momento?

3.2 Estratégia Geral

1. Identificar a perturbação: o que muda quando abrimos a garrafa? (A pressão).
2. Analisar a equação química: qual lado tem mais gás?
3. Aplicar o Princípio de Le Chatelier para prever para qual lado o equilíbrio se deslocará.
4. Concluir qual será a consequência visível desse deslocamento.

🧮 Passo 4: Desenvolvimento do Raciocínio e Cálculos

4.1 Passo a Passo Detalhado
Vamos aplicar nossa estratégia:

1. A Perturbação: Ao abrir o refrigerante, a alta pressão interna é liberada, igualando-se à pressão atmosférica externa, que é muito menor. Portanto, a perturbação é uma diminuição drástica da pressão.
2. Análise da Equação: Vamos olhar os componentes gasosos em cada lado da reação:
   CO₂(g) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(aq)
   • Lado dos Reagentes (Esquerdo): Temos 1 mol de gás (CO₂).
   • Lado dos Produtos (Direito): Não temos nenhum componente no estado gasoso (H₂CO₃ é aquoso).
3. Aplicação de Le Chatelier: O sistema sofreu uma diminuição de pressão. Para “lutar contra” essa mudança, ele tentará aumentar a pressão interna. Como ele faz isso? Produzindo mais gás. Portanto, o equilíbrio se deslocará para o lado com mais mols de gás, que é o lado esquerdo (dos reagentes).
4. Consequência do Deslocamento: O deslocamento para a esquerda significa que a reação inversa será favorecida:
   H₂CO₃(aq) → CO₂(g) + H₂O(l)
   O ácido carbônico que estava dissolvido se decompõe rapidamente, formando mais água e, principalmente, gás carbônico (CO₂). Esse gás forma as bolhas que vemos subindo e escapando para o ambiente.

4.3 Possível armadilha
Uma armadilha comum é confundir causa e consequência. Você poderia pensar que a liberação de CO₂ causa a elevação da pressão (Alternativa C). Na verdade, a queda de pressão externa é a causa, e a liberação de CO₂ é a consequência da tentativa do sistema de reequilibrar a pressão. A pressão interna final nunca será maior que a inicial.

4.4 Fechamento e expectativa
Nosso raciocínio mostra que a abertura da garrafa causa uma queda de pressão, que desloca o equilíbrio para a esquerda, resultando na formação e liberação de gás CO₂. Esperamos encontrar uma alternativa que descreva exatamente essa liberação de gás.

✅ Passo 5: Análise das Alternativas

5.1 Listagem das Alternativas
A) liberação de CO₂ para o ambiente.
B) elevação da temperatura do recipiente.
C) elevação da pressão interna no recipiente.
D) elevação da concentração de CO₂ no líquido.
E) formação de uma quantidade significativa de H₂O.

5.2 Justificativa Individual

• 🟢 A) liberação de CO₂ para o ambiente.
  Correta. Conforme nosso raciocínio, a queda de pressão desloca o equilíbrio para a esquerda, favorecendo a formação de CO₂(g), que escapa na forma de bolhas.
• 🔴 B) elevação da temperatura do recipiente.
  Errada. A expansão de um gás é um processo que, na realidade, tende a absorver calor do ambiente, causando um leve resfriamento. Não há elevação de temperatura.
• 🔴 C) elevação da pressão interna no recipiente.
  Errada. Esta é a inversão de causa e efeito. A pressão interna diminui drasticamente ao abrir a garrafa. O sistema tenta elevar a pressão, mas a consequência final é uma pressão muito menor do que a inicial (dentro da garrafa fechada).
• 🔴 D) elevação da concentração de CO₂ no líquido.
  Errada. O CO₂ no líquido está na forma de H₂CO₃. Como o equilíbrio se desloca para a esquerda, a concentração de H₂CO₃ diminui, pois ele está sendo consumido para formar CO₂(g). O refrigerante fica “sem gás” justamente por isso.
• 🔴 E) formação de uma quantidade significativa de H₂O.
  Errada. Embora H₂O seja um produto do deslocamento para a esquerda, o refrigerante já é composto majoritariamente por água. A mudança na quantidade de H₂O é insignificante e não é a consequência notável do fenômeno. O evento marcante é a liberação do gás.

🏆 Passo 6: Conclusão e Justificativa Final

6.1 Resumo do Raciocínio
Ao abrir um refrigerante, a pressão interna cai. Para combater essa queda, o Princípio de Le Chatelier prevê que o equilíbrio químico se deslocará para o lado que produz mais gás, ou seja, para a esquerda, resultando na decomposição do ácido carbônico e na liberação de CO₂ gasoso.

6.2 Gabarito Reafirmado
A alternativa correta é a A) liberação de CO₂ para o ambiente.

6.3 Resumo Final para Revisão 🔍
Lembre-se da “lei da teimosia” de Le Chatelier: se você diminui a pressão, o sistema reage produzindo mais gás para tentar aumentá-la.