Q. 2 (2.00) - A formação de estalactites depende da reversibilidade de uma reação química. O carbonato de cálcio (
) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quando um volume de água rica em
dissolvido infiltra-se no calcário, o minério dissolve-se formando íons
e
. Numa segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo a liberação de
e a deposição de
, de acordo com a equação apresentada.
Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida pelo(a)
a) ( ) aumento da pressão do ar no interior da caverna.
b) ( ) diminuição da concentração de
no meio.
c) ( ) aumento da concentração de
dissolvido.
d) ( ) aumento da temperatura no interior da caverna.
e) ( ) diminuição da concentração de íons
no meio.
Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida pelo(a)
a) ( ) aumento da pressão do ar no interior da caverna.
b) ( ) diminuição da concentração de
c) ( ) aumento da concentração de
d) ( ) aumento da temperatura no interior da caverna.
e) ( ) diminuição da concentração de íons
Passo 1
O enunciado dá a reação de equilíbrio (segunda etapa) e pede: qual das alternativas favorece a formação de
(ou seja, favorece o avanço do equilíbrio para o lado dos produtos). Dados e informações relevantes que o enunciado fornece:
Informações úteis extraídas do enunciado:
- O produto de interesse é
(sólido). - Há
no lado dos produtos e ele está na fase gasosa. -
da reação no sentido escrito (formação de ) é positivo, ou seja, a reação é endotérmica nesse sentido.
As alternativas às quais temos que aplicar raciocínio são: (a) aumento da pressão do ar na caverna; (b) diminuição de; (c) aumento de dissolvido; (d) aumento da temperatura; (e) diminuição de .
Passo 2
Vou lembrar e explicar a ferramenta principal que vamos usar: o princípio de Le Chatelier (em linguagem calma e prática).
- Le Chatelier diz: se um sistema em equilíbrio for perturbado (por mudança de concentração, pressão, temperatura, etc.), o equilíbrio desloca-se na direção que tende a contrariar (compensar) essa perturbação.
- Exemplos práticos e curtos:
- Se você aumenta a concentração de um reagente, o equilíbrio tende a consumir esse reagente (desloca para os produtos).
- Se você aumenta a concentração de um produto, o equilíbrio tende a produzir mais reagentes (desloca para a esquerda).
- Para mudanças de pressão: se a pressão total aumenta (por compressão), o equilíbrio favorece o lado com menor número de mols de gás.
- Para temperatura: trate o calor como um “reagente” para reações endotérmicas e como “produto” para exotérmicas. Aumentar a temperatura favorece o sentido endotérmico.
Passo 3
Aplicando o conceito de moléculas de gás à nossa reação:
- Contagem de mols de gás em cada lado (importante para pressão): no lado dos reagentes não há espécies gasosas; no lado dos produtos existe
, ou seja, 1 mol de gás por mol de reação. - Conclusão útil: aumentar a pressão favorece o lado com menos mols de gás (aqui, o lado dos reagentes). Logo um aumento de pressão não favorece a formação de
.
Passo 4
Analisando a alternativa (a): “aumento da pressão do ar no interior da caverna.”
- Pelo raciocínio do passo anterior: como o lado dos produtos tem 1 mol de gás (
) e o lado dos reagentes tem 0 mol de gás, aumentar a pressão desloca o equilíbrio para o lado com menos gás (os reagentes). - Isso significa que a formação de
seria desestimulada. - Portanto (a) NÃO favorece a formação de
.
Passo 5
Analisando a alternativa (b): “diminuição da concentração de
no meio.”
- Diminuir
é remover um reagente. Pelo princípio de Le Chatelier, o sistema tenta compensar produzindo mais , ou seja, desloca para a esquerda (formando reagentes). - Isso reduz a produção de
. - Portanto (b) NÃO favorece a formação de
.
Passo 6
Analisando a alternativa (c): “aumento da concentração de
dissolvido.”
-
dissolvido corresponde diretamente ao produto (a presença de mais em solução é equivalente a aumentar a concentração do produto gasoso no equilíbrio). - Aumentar a concentração de um produto faz o equilíbrio deslocar-se para a esquerda (formando mais reagentes) segundo Le Chatelier.
- Logo, aumento de
dissolvido DESFAVORECE a formação de . - Portanto (c) NÃO favorece a formação de
.
Passo 7
Analisando a alternativa (d): “aumento da temperatura no interior da caverna.”
- A informação-chave:
. O sinal positivo indica que, na direção escrita (formação de a partir de íons), a reação é endotérmica — ela absorve calor. - Pelo princípio de Le Chatelier aplicado à temperatura: se a reação que forma produtos é endotérmica, aumentar a temperatura favorece o sentido endotérmico (pois o calor é como se fosse um reagente). Assim, aquecer o sistema desloca o equilíbrio para os produtos.
- Consequência: aumento da temperatura favorece a formação de
. - Portanto (d) SIM favorece a formação de
.
Passo 8
Analisando a alternativa (e): “diminuição da concentração de íons
no meio.”
- Essa alternativa é indireta:
participa nas equilibria ácido-base que interconvertem (aquoso), e . Esquematicamente:
- Se
diminui (meio fica mais ácido), as reações de equilíbrio tendem a formar mais e livres — em suma, mais dissolvido e menos livre para combinar com . - Mais
dissolvido e menos disponíveis tendem a deslocar o equilíbrio da reação principal para a esquerda (menos precipitado). - Portanto a diminuição de
NÃO favorece a formação de .
Passo 9
Resumo comparativo das alternativas:
- (a) aumento da pressão → desloca para os reagentes (não favorece).
- (b) diminuição de
→ remove reagente (não favorece). - (c) aumento de
dissolvido → aumenta produto (não favorece). - (d) aumento da temperatura → favorece o sentido endotérmico (favorece formação de
). - (e) diminuição de
→ via equilíbrio ácido-base tende a aumentar dissolvido e reduzir (não favorece).
Conclusão: a única alternativa que favorece a formação deé a alternativa (d).
Resposta
d) aumento da temperatura no interior da caverna.