UNESP 2009/2
O óxido de cálcio, conhecido comercialmente como cal virgem, é um dos materiais de construção utilizado há mais tempo. Para sua obtenção, a rocha calcária é moída e aquecida a uma temperatura de cerca de 900°C em diversos tipos de fornos, onde ocorre sua decomposição térmica. O principal constituinte do calcário é o carbonato de cálcio, e a reação de decomposição é representada pela equação:
CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g)
Considerando-se que uma amostra de calcário foi decomposta a 900°C, em um recipiente fechado dotado de um êmbolo que permite ajustar o volume e a pressão do seu interior, e que o sistema está em equilíbrio, um procedimento adequado para aumentar a produção de óxido de cálcio seria
aumentar a pressão do sistema.
diminuir a pressão do sistema.
acrescentar CO2 ao sistema, mantendo o volume constante.
acrescentar CaCO3 ao sistema, mantendo a pressão e o volume constantes.
retirar parte do CaCO3 do sistema, mantendo a pressão e o volume constantes.
Resolução
A questão aborda o equilíbrio químico da decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO3) para produzir óxido de cálcio (CaO), conhecido como cal virgem, e dióxido de carbono (CO2). A reação é representada pela equação:
\[ \text{CaCO}_3(s) \rightleftharpoons \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g) \]
O objetivo é aumentar a produção de óxido de cálcio (CaO), o que significa deslocar o equilíbrio da reação para a direita (sentido dos produtos).
Para analisar como as condições afetam o equilíbrio, utilizamos o Princípio de Le Chatelier. Este princípio afirma que, se uma perturbação externa for aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema se ajustará de forma a minimizar o efeito dessa perturbação.
Vamos analisar os fatores que podem deslocar o equilíbrio nesta reação específica:
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Pressão: A pressão afeta o equilíbrio de reações que envolvem gases. Um aumento na pressão desloca o equilíbrio para o lado com menor número de mols de gás. Uma diminuição na pressão desloca o equilíbrio para o lado com maior número de mols de gás.
- No lado dos reagentes, temos 0 mols de gás (CaCO3 é sólido).
- No lado dos produtos, temos 1 mol de gás (CO2). O CaO é sólido.
Portanto, para deslocar o equilíbrio para a direita (lado com mais mols de gás) e aumentar a produção de CaO, devemos diminuir a pressão do sistema.
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Concentração:
- Adicionar CO2 (produto gasoso) deslocaria o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a produção de CaO.
- Remover CO2 deslocaria o equilíbrio para a direita, aumentando a produção de CaO.
- Adicionar ou remover substâncias no estado sólido (CaCO3 ou CaO) não afeta a posição do equilíbrio, desde que ainda haja alguma quantidade dessas substâncias presentes. Isso ocorre porque a "concentração" de um sólido puro é considerada constante.
- Temperatura: A decomposição do CaCO3 é um processo endotérmico (absorve calor), pois requer aquecimento a 900°C. Um aumento na temperatura favoreceria a reação direta (produção de CaO). Uma diminuição na temperatura favoreceria a reação inversa. No entanto, a questão assume que a temperatura é mantida constante em 900°C.
Analisando as opções:
- A - aumentar a pressão do sistema: Deslocaria o equilíbrio para a esquerda (menos mols de gás), diminuindo a produção de CaO.
- B - diminuir a pressão do sistema: Deslocaria o equilíbrio para a direita (mais mols de gás), aumentando a produção de CaO. Esta é a resposta correta.
- C - acrescentar CO2 ao sistema: Deslocaria o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a produção de CaO.
- D - acrescentar CaCO3 ao sistema: Sendo CaCO3 um sólido, sua adição não desloca o equilíbrio.
- E - retirar parte do CaCO3 do sistema: Sendo CaCO3 um sólido, sua remoção (desde que não total) não desloca o equilíbrio.
Portanto, o procedimento adequado para aumentar a produção de óxido de cálcio é diminuir a pressão do sistema.
Dicas
Erros Comuns
Revisão de Conceitos
Para resolver esta questão, é fundamental compreender:
- Equilíbrio Químico: Estado em que as velocidades das reações direta e inversa são iguais, e as concentrações (ou pressões parciais para gases) de reagentes e produtos permanecem constantes ao longo do tempo em um sistema fechado.
- Princípio de Le Chatelier: Quando uma condição (concentração, pressão ou temperatura) de um sistema em equilíbrio é alterada, o sistema se desloca no sentido que tende a minimizar o efeito dessa alteração.
- Efeito da Pressão (em sistemas gasosos): Alterações na pressão total (geralmente causadas por mudanças no volume) afetam o equilíbrio apenas se o número de mols de gás for diferente nos dois lados da equação. Um aumento de pressão favorece o lado com menos mols de gás; uma diminuição de pressão favorece o lado com mais mols de gás.
- Equilíbrio Heterogêneo: Equilíbrio que envolve substâncias em diferentes fases (sólido, líquido, gás).
- Concentração de Sólidos e Líquidos Puros: Em expressões de constante de equilíbrio e na aplicação do Princípio de Le Chatelier, as concentrações (ou atividades) de sólidos e líquidos puros são consideradas constantes e não afetam a posição do equilíbrio. Portanto, adicionar ou remover um sólido ou líquido puro não desloca o equilíbrio, desde que a substância não seja completamente consumida ou removida.
