Q. 2 (2.00) - A formação de estalactites depende da reversibilidade de uma reação química. O carbonato de cálcio ( \mathrm{CaCO}_{3} ) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quando um volume de água rica em
\mathrm{CO}_{2} dissolvido infiltra-se no calcário, o minério dissolve-se formando íons \mathrm{Ca}^{2+} e \mathrm{HCO}_{3}{ }^{-}. Numa segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo a liberação de \mathrm{CO}_{2} e a deposição de \mathrm{CaCO}_{3}, de acordo com a equação apresentada.
\mathrm{Ca}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{HCO}_{3}^{-}(\mathrm{aq}) \rightleftharpoons \mathrm{CaCO}_{3}(\mathrm{~s})+\mathrm{CO}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \quad \Delta \mathrm{H}=+40,94 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}
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 \mathrm{HCO}_{3}{ }^{-} no meio.
c) ( ) aumento da concentração de \mathrm{CO}_{2} dissolvido.
d) ( ) aumento da temperatura no interior da caverna.
e) ( ) diminuição da concentração de íons \mathrm{OH}^{-} no meio.

Passo 1

O enunciado dá a reação de equilíbrio (segunda etapa) e pede: qual das alternativas favorece a formação de \mathrm{CaCO}_{3} (ou seja, favorece o avanço do equilíbrio para o lado dos produtos). Dados e informações relevantes que o enunciado fornece:
\mathrm{Ca}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{HCO}_3^{-}(\mathrm{aq}) \rightleftharpoons \mathrm{CaCO}_3(\mathrm{s}) + \mathrm{CO}_2(\mathrm{g}) + \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})
\Delta H = +40{,}94\\ \mathrm{kJ/mol}
Informações úteis extraídas do enunciado:
  • O produto de interesse é \mathrm{CaCO}_3(\mathrm{s}) (sólido).
  • \mathrm{CO}_2 no lado dos produtos e ele está na fase gasosa.
  • \Delta H da reação no sentido escrito (formação de \mathrm{CaCO}_3) 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 [\mathrm{HCO}_3^{-}]; (c) aumento de [\mathrm{CO}_2] dissolvido; (d) aumento da temperatura; (e) diminuição de [\mathrm{OH}^{-}].

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 \mathrm{CO}_2(\mathrm{g}), 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 \mathrm{CaCO}_3.

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 ( \mathrm{CO}_2) 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 \mathrm{CaCO}_3 seria desestimulada.
  • Portanto (a) NÃO favorece a formação de \mathrm{CaCO}_3.

Passo 5

Analisando a alternativa (b): “diminuição da concentração de \mathrm{HCO}_3^{-} no meio.”
  • Diminuir [\mathrm{HCO}_3^{-}] é remover um reagente. Pelo princípio de Le Chatelier, o sistema tenta compensar produzindo mais \mathrm{HCO}_3^{-}, ou seja, desloca para a esquerda (formando reagentes).
  • Isso reduz a produção de \mathrm{CaCO}_3.
  • Portanto (b) NÃO favorece a formação de \mathrm{CaCO}_3.

Passo 6

Analisando a alternativa (c): “aumento da concentração de \mathrm{CO}_2 dissolvido.”
  • \mathrm{CO}_2 dissolvido corresponde diretamente ao produto \mathrm{CO}_2(\mathrm{g}) (a presença de mais \mathrm{CO}_2 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 [\mathrm{CO}_2] dissolvido DESFAVORECE a formação de \mathrm{CaCO}_3.
  • Portanto (c) NÃO favorece a formação de \mathrm{CaCO}_3.

Passo 7

Analisando a alternativa (d): “aumento da temperatura no interior da caverna.”
  • A informação-chave: \Delta H = +40{,}94\\ \mathrm{kJ/mol}. O sinal positivo indica que, na direção escrita (formação de \mathrm{CaCO}_3 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 \mathrm{CaCO}_3(\mathrm{s}).
  • Portanto (d) SIM favorece a formação de \mathrm{CaCO}_3.

Passo 8

Analisando a alternativa (e): “diminuição da concentração de íons \mathrm{OH}^{-} no meio.”
  • Essa alternativa é indireta: \mathrm{OH}^{-} participa nas equilibria ácido-base que interconvertem \mathrm{CO}_2(aquoso), \mathrm{HCO}_3^{-} e \mathrm{CO}_3^{2-}. Esquematicamente:
\mathrm{CO}_2(\mathrm{aq}) + \mathrm{H}_2O \rightleftharpoons \mathrm{HCO}_3^{-} + \mathrm{H}^+
\mathrm{HCO}_3^{-} + \mathrm{OH}^{-} \rightleftharpoons \mathrm{CO}_3^{2-} + \mathrm{H}_2O
  • Se [\mathrm{OH}^{-}] diminui (meio fica mais ácido), as reações de equilíbrio tendem a formar mais \mathrm{CO}_2(\mathrm{aq}) e \mathrm{HCO}_3^{-} livres — em suma, mais \mathrm{CO}_2 dissolvido e menos \mathrm{CO}_3^{2-} livre para combinar com \mathrm{Ca}^{2+}.
  • Mais \mathrm{CO}_2 dissolvido e menos \mathrm{CO}_3^{2-} disponíveis tendem a deslocar o equilíbrio da reação principal para a esquerda (menos precipitado).
  • Portanto a diminuição de [\mathrm{OH}^{-}] NÃO favorece a formação de \mathrm{CaCO}_3.

Passo 9

Resumo comparativo das alternativas:
  • (a) aumento da pressão → desloca para os reagentes (não favorece).
  • (b) diminuição de [\mathrm{HCO}_3^{-}] → remove reagente (não favorece).
  • (c) aumento de [\mathrm{CO}_2] dissolvido → aumenta produto (não favorece).
  • (d) aumento da temperatura → favorece o sentido endotérmico (favorece formação de \mathrm{CaCO}_3).
  • (e) diminuição de [\mathrm{OH}^{-}] → via equilíbrio ácido-base tende a aumentar \mathrm{CO}_2 dissolvido e reduzir \mathrm{CO}_3^{2-} (não favorece).
    Conclusão: a única alternativa que favorece a formação de \mathrm{CaCO}_3 é a alternativa (d).

Resposta

d) aumento da temperatura no interior da caverna.

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