Questão 85 caderno branco (3) ENEM 2014 PPL

A formação de estalactites depende da reversibilidade de uma reação química. O carbonato de cálcio (CaCO₃) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quando um volume de água rica em CO₂ dissolvido infiltra-se no calcário, o minério dissolve-se formando íons Ca²⁺ e HCO₃^–. Numa segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo a liberação de CO₂ e a deposição de CaCO₃, de acordo com a equação apresentada.

Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida pelo(a)

A) diminuição da concentração de íons OH^– no meio.

B) aumento da pressão do ar no interior da caverna.

C) diminuição da concentração de HCO₃^– no meio.

D) aumento da temperatura no interior da caverna.

E) aumento da concentração de CO₂ dissolvido.

📚 Matérias Necessárias para a Solução da Questão

Equilíbrio Químico (Princípio de Le Châtelier)
Termoquímica (Reações Endotérmicas e Exotérmicas)

🎯 Tema/Objetivo Geral: Aplicação do Princípio de Le Châtelier para prever o deslocamento de um equilíbrio químico em resposta a alterações de concentração, pressão e temperatura.

🎯 Nível da Questão: Médio – A questão é de nível médio porque exige a aplicação correta do Princípio de Le Châtelier a múltiplos fatores (concentração, pressão e temperatura). O aluno precisa não apenas conhecer o princípio, mas também saber interpretar o sinal do ΔH para identificar a natureza endotérmica da reação e analisar o efeito da pressão sobre os componentes gasosos.

✅ Gabarito: D) aumento da temperatura no interior da caverna. A alternativa está correta porque a reação de formação de carbonato é endotérmica (ΔH > 0), ou seja, absorve calor. Segundo Le Châtelier, ao aumentar a temperatura, o equilíbrio se desloca no sentido que consome esse excesso de calor, que é o sentido endotérmico (direto).

🔎 Passo 1: Análise do Comando e Definição do Objetivo

Transcrição Essencial 📌
“Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida pelo(a)”

O que está sendo pedido?📌
A questão nos pede para identificar, dentre as opções, qual mudança nas condições da caverna (concentração, pressão ou temperatura) fará com que a reação se desloque para a direita, ou seja, no sentido de produzir mais carbonato de cálcio (CaCO₃), o material das estalactites.

Objetivo Cristalino 📌
Nosso objetivo é analisar cada uma das cinco “perturbações” propostas e, usando o Princípio de Le Châtelier, determinar qual delas empurra o equilíbrio químico na direção dos produtos.

Pergunta de Atenção ✔
Você reparou no valor do ΔH da reação? O sinal dele (positivo ou negativo) é uma pista crucial para saber como a temperatura afeta o equilíbrio. Você lembra o que um ΔH positivo significa?

📚 Passo 2: Explicação de Conceitos e Conteúdos Necessários

Explicação de termos📌
Para sermos os “mestres da caverna” e controlarmos essa reação, precisamos dominar estes conceitos:

Equilíbrio Químico:
- Explicação: É um estado em que as reações direta (reagentes → produtos) e inversa (produtos → reagentes) ocorrem na mesma velocidade. Aparentemente, nada muda, mas em nível molecular, a reação continua acontecendo nos dois sentidos.
- Nossa Reação: Ca²⁺ (aq) + 2 HCO₃⁻ (aq) ⇌ CaCO₃ (s) + CO₂ (g) + H₂O (l)

Princípio de Le Châtelier (A “Lei da Teimosia”):
- Explicação: Se um sistema em equilíbrio é perturbado, ele reage de forma a contrariar a perturbação.
  - Concentração: Se você adiciona uma substância, o equilíbrio se desloca para o lado oposto, para consumi-la. Se você remove uma substância, o equilíbrio se desloca em sua direção, para produzi-la.
  - Pressão (para gases): Se você aumenta a pressão, o equilíbrio se desloca para o lado com menor volume de gás (menor número de mols de gás). Se diminui a pressão, desloca-se para o lado com maior volume de gás.
  - Temperatura: Depende se a reação é endotérmica ou exotérmica.

Variação de Entalpia (ΔH):
- Explicação: O ΔH nos diz se uma reação libera ou absorve calor.
  - ΔH > 0 (positivo): A reação é ENDOTÉRMICA. Ela absorve calor para acontecer. O calor pode ser pensado como um reagente.
  - ΔH < 0 (negativo): A reação é EXOTÉRMICA. Ela libera calor. O calor pode ser pensado como um produto.
- Nossa Reação: ΔH = +40,94 kJ/mol. O sinal é positivo, logo, a reação direta (formação de CaCO₃) é ENDOTÉRMICA.
  Ca²⁺ + 2 HCO₃⁻ + CALOR ⇌ CaCO₃ + CO₂ + H₂O

📝 Passo 3: Tradução e Interpretação do Problema

Contextualização Simplificada 📌
Dentro da caverna, está acontecendo uma “guerra de cabo”: de um lado, íons dissolvidos na água; do outro, a rocha sólida da estalactite (CaCO₃) e gás carbônico. A gente quer que o time da “rocha sólida” vença, ou seja, queremos que mais estalactite seja formada. A pergunta é: qual das seguintes ações vai ajudar o time da rocha a puxar a corda com mais força? Aumentar a temperatura? Aumentar a pressão? Mexer nos ingredientes?

Estratégia Geral 📌
A estratégia é analisar cada uma das cinco alternativas como uma perturbação separada e aplicar a regra correspondente do Princípio de Le Châtelier para ver para qual lado o equilíbrio se desloca. O nosso objetivo é encontrar a perturbação que o desloque para a direita.

🧮 Passo 4: Desenvolvimento do Raciocínio e Cálculos

Passo a Passo Detalhado 📌
Vamos testar cada alternativa:

A) diminuição da concentração de íons OH⁻ no meio.
- Análise: O íon OH⁻ não participa diretamente da equação de equilíbrio fornecida. Portanto, sua diminuição não tem um efeito direto e previsível sobre este equilíbrio específico. É uma alternativa irrelevante.
B) aumento da pressão do ar no interior da caverna.
- Análise de Pressão: Aumentar a pressão favorece o lado com menor volume de gás.
- Contando os Mols de Gás:
  - Lado dos reagentes: 0 mol de gás.
  - Lado dos produtos: 1 mol de CO₂ (g).
- Aplicação de Le Châtelier: Ao aumentar a pressão, o equilíbrio se deslocará para o lado com menos gás, ou seja, para a ESQUERDA (sentido de consumo do CO₂). Isso desfavorece a formação de CaCO₃.
C) diminuição da concentração de HCO₃⁻ no meio.
- Análise de Concentração: O HCO₃⁻ é um reagente.
- Aplicação de Le Châtelier: Se diminuímos (removemos) um reagente, o equilíbrio se desloca para o lado desse reagente para tentar produzi-lo. O deslocamento será para a ESQUERDA. Isso desfavorece a formação de CaCO₃.
D) aumento da temperatura no interior da caverna.
- Análise de Temperatura: Primeiro, olhamos o ΔH. ΔH = +40,94 kJ/mol (positivo), logo a reação direta é ENDOTÉRMICA (absorve calor).
  Reagentes + CALOR ⇌ Produtos
- Aplicação de Le Châtelier: Aumentar a temperatura é como “adicionar calor”. Para contrariar esse aumento, o equilíbrio se deslocará no sentido que consome calor, que é o sentido endotérmico. No nosso caso, é o sentido DIRETO. O deslocamento será para a DIREITA. Isso favorece a formação de CaCO₃.
E) aumento da concentração de CO₂ dissolvido.
- Análise de Concentração: O CO₂ é um produto.
- Aplicação de Le Châtelier: Se aumentamos (adicionamos) um produto, o equilíbrio se desloca para o lado oposto para consumi-lo. O deslocamento será para a ESQUERDA. Isso desfavorece a formação de CaCO₃.

Verificação Intermediária 📌
Nossa análise mostrou que apenas o aumento da temperatura favorece a reação no sentido desejado (formação de carbonato). Todas as outras perturbações relevantes (B, C, E) deslocam o equilíbrio para o lado oposto.

Possível armadilha ❓/ ✔
A principal armadilha é a análise da pressão. Você pode ter pensado que “aumentar a pressão empurra tudo”, mas a regra é específica sobre os gases. É preciso contar os mols de gás de cada lado da equação. Outra armadilha é errar a interpretação do sinal do ΔH, pensando que ΔH positivo significa que a reação libera calor, o que inverteria completamente a lógica da análise da temperatura.

Fechamento e expectativa
Concluímos que a única condição que favorece a formação de estalactites é o aumento da temperatura. Esperamos que esta seja a alternativa correta.

✅ Passo 5: Análise das Alternativas

Listagem das Alternativas
A) diminuição da concentração de íons OH⁻ no meio.
B) aumento da pressão do ar no interior da caverna.
C) diminuição da concentração de HCO₃⁻ no meio.
D) aumento da temperatura no interior da caverna.
E) aumento da concentração de CO₂ dissolvido.

Justificativa Individual

🔴 A) diminuição da concentração de íons OH⁻ no meio: Incorreta. Substância estranha ao equilíbrio apresentado.
🔴 B) aumento da pressão do ar no interior da caverna: Incorreta. Desloca o equilíbrio para a esquerda, pois há menos mols de gás do lado dos reagentes (0 mol) do que dos produtos (1 mol).
🔴 C) diminuição da concentração de HCO₃⁻ no meio: Incorreta. Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor o reagente que foi removido.
🟢 D) aumento da temperatura no interior da caverna: Correta. A reação é endotérmica (ΔH > 0), portanto, aumentar a temperatura (fornecer calor) desloca o equilíbrio para a direita, no sentido que consome esse calor, favorecendo a formação de produtos.
🔴 E) aumento da concentração de CO₂ dissolvido: Incorreta. Desloca o equilíbrio para a esquerda para consumir o excesso de produto que foi adicionado.

🏆 Passo 6: Conclusão e Justificativa Final

Resumo do Raciocínio 📌
A formação de carbonato de cálcio é um processo endotérmico (absorve calor). De acordo com o Princípio de Le Châtelier, um aumento na temperatura de um sistema em equilíbrio favorecerá a reação que consome calor. Portanto, o aumento da temperatura na caverna deslocará o equilíbrio para a direita, produzindo mais CaCO₃.

Gabarito Reafirmado 📌
A alternativa correta é a D) aumento da temperatura no interior da caverna.

Resumo Final para Revisão 🔍
Para fixar: Aumentar a temperatura sempre favorece a reação endotérmica (ΔH > 0). Pense no calor como um reagente: se você adiciona um reagente (calor), a reação se desloca para a frente para consumi-lo.