Questão Q01 da 2ª fase da FUVEST 2026
O óxido de cálcio, também conhecido como cal, tem diversas aplicações, sendo muito importante do ponto de vista econômico. Além de ser uma das principais matérias primas na produção de aço e cimento, é também utilizado na agricultura para correção das condições do solo, diminuindo a sua acidez. Esse óxido é produzido pela decomposição do calcário (\ce{CaCO3}) que tem como subproduto o \ce{CO2}.
a) Escreva a reação entre cal e água que explica seu uso na alcalinização do solo.
b) A produção do óxido de cálcio pode gerar impacto ambiental devido à liberação de \ce{CO2} durante a sua produção, contribuindo para o aumento do efeito estufa. Considerando que a produção anual de óxido de cálcio a partir de \ce{CaCO3} é de 1{,}12 \times 10^{10}\ \text{kg}, qual a quantidade de \ce{CO2}, em quilograma, liberada anualmente para a atmosfera?
c) Existe um centro na USP (RCGI – Research Centre for Greenhouse Gas Innovation), cuja pesquisa visa encontrar formas de minimizar o impacto ambiental da liberação de \ce{CO2}. Uma das maneiras de realizar essa minimização é utilizar o \ce{CO2} para gerar materiais de maior valor agregado. Do ponto de vista químico, para que isso ocorra, são necessárias estratégias para aumentar a reatividade do \ce{CO2}. Cite dois fatores experimentais que tornem mais efetivos os processos envolvendo moléculas pouco reativas, como o \ce{CO2}. Justifique sua resposta.
| Note e adote: |
|---|
| Massas molares (g/mol): H=1, C=12, O=16, Ca=40 |
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Resolução comentada
Resolução comentada
a) A cal (CaO) é um óxido básico: ao reagir com a água, forma a base hidróxido de cálcio (cal hidratada ou apagada).
Em água, o \ce{Ca(OH)2} se dissocia parcialmente e libera íons hidróxido:
Os íons \ce{OH^-} neutralizam os íons \ce{H+} do solo ácido, o que aumenta o pH e diminui a acidez.
Reação: \ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}, que fornece \ce{OH^-} e neutraliza a acidez do solo.
b) A decomposição do calcário é:
A proporção é de 1 mol de CaO para 1 mol de \ce{CO2}.
Massas molares: \ce{CaO} = 40 + 16 = 56\ \text{g/mol} e \ce{CO2} = 12 + 32 = 44\ \text{g/mol}.
Assim, 56 kg de CaO são produzidos junto com 44 kg de \ce{CO2}. Por regra de três:
O cálculo confere: 1{,}12\times10^{10}/56 = 2\times10^{8}.
Cerca de 8{,}8\times 10^{9}\ \text{kg} de \ce{CO2} por ano.
c) O \ce{CO2} é pouco reativo porque é uma molécula muito estável. O carbono está em seu estado de oxidação máximo (+4) e as ligações \ce{C=O} são fortes. A reação precisa de uma energia de ativação alta. Dois fatores que tornam o processo mais efetivo:
- Uso de catalisador. Ele oferece um caminho de reação com energia de ativação menor, o que aumenta a velocidade sem ser consumido.
- Aumento da temperatura. Mais moléculas passam a ter energia igual ou superior à energia de ativação, e as colisões efetivas ficam mais frequentes e mais energéticas.
Outro fator aceitável é o aumento da pressão, ou da concentração de \ce{CO2}. Ele aumenta o número de colisões por unidade de tempo e também favorece o equilíbrio quando há redução do número de mols de gás.
Catalisador (diminui a energia de ativação) e aumento da temperatura (mais colisões efetivas); também vale aumentar a pressão ou a concentração.
Assuntos: estequiometria, óxidos e reações ácido-base, cinética química.
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