1. considerando que a quantidade de CO2(g) dentro de uma caverna é muito baixa, podemos afirmar que, ao chegar na caverna, os equilíbrios iônicos existentes na água da chuva tendem a favorecer o processo de formação das estalactites.

Passo 1

Beleza, a questão diz o seguinte: dentro da caverna a concentração de CO₂(g) é muito baixa, e a gente precisa ver se isso faz os equilíbrios iônicos da água da chuva ajudarem a formar estalactites. O conteúdo aqui é Química de Equilíbrios (acidobase e solubilidade) e o Princípio de Le Chatelier. Para resolver, vamos escrever as reações de dissolução de CO₂ na chuva, mostrar como isso dissolve calcário e, ao chegar na caverna, como o baixo CO₂ faz o carbonato de cálcio precipitar.

Passo 2

Primeiro, chuva+CO₂ no ar formam ácido carbônico e dissolvem rochas de calcário (CaCO₃):
  1. CO₂(g) + H₂O ⇌ H₂CO₃
  2. H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻
  3. HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻
  4. CaCO₃(s) + H₂CO₃ ⇌ Ca²⁺ + 2 HCO₃⁻
Essas reações mostram que a água levemente ácida carrega Ca²⁺ e HCO₃⁻ em solução.

Passo 3

Quando essa água entra na caverna, a pressão parcial de CO₂(g) do ambiente é bem baixa. Pelo Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio (1) reage consumindo H₂CO₃ para produzir mais CO₂(g) e H₂O, ou seja:
H₂CO₃ ⇌ CO₂(g) + H₂O
Isso faz o sistema “puxar” HCO₃⁻ para converter em CO₃²⁻ (reação 3 invertida), porque a solução fica menos ácida. Então a concentração de CO₃²⁻ aumenta.

Passo 4

Com mais CO₃²⁻ disponível, rola precipitação de carbonato de cálcio:
Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃(s)
E esse CaCO₃(s) é justamente o que forma as estalactites, aquelas “gotas” de calcário penduradas no teto da caverna.

Resposta

Sim! A baixa concentração de CO₂(g) na caverna desloca os equilíbrios, faz o HCO₃⁻ virar CO₃²⁻ e precipitar CaCO₃, formando as estalactites.

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