Questão 91 — ENEM 2019Caderno azul · 2º Dia

Ficha da Questão

• 📚 Matérias Necessárias: Química → Eletroquímica (potenciais padrão de redução e espontaneidade de reações de oxirredução)
• ⚡ Nível: Difícil — exige comparar seis potenciais de uma tabela, entender qual espécie oxida e qual reduz, e calcular a diferença de potencial (E°cel) para prever espontaneidade e intensidade da liberação de calor
• 🎯 Tema/Habilidade: Previsão de espontaneidade de reações redox a partir de E° de redução, aplicada à explicação de um fenômeno cotidiano (desentupidor de esgoto)
• 🏆 Gabarito: A — revelado após resolução completa

Passo 1 — Leitura Estratégica do Comando

• Comando reformulado: "Qual substância, ao ser misturada com NaOH sólido e reagir com água, se oxida com mais intensidade, liberando bastante gás H₂ e calor?"
• Palavras-chave decisivas: libera gás hidrogênio, energia na forma de calor, aumentando a eficiência
• Armadilha típica: escolher a espécie de potencial de redução mais alto (menos negativo) pensando que "reage mais forte", quando na verdade quem precisa reagir (se oxidar) é a espécie adicionada — e isso exige justamente um potencial de redução BAIXO (bem negativo), inferior ao da água.
• O que a resposta precisa demonstrar: capacidade de montar o par redox correto (água se reduzindo × espécie se oxidando) e calcular qual combinação gera a maior diferença de potencial positiva, ou seja, a reação mais espontânea e mais exotérmica.

Passo 2 — Mapa de Conceitos Essenciais

• Potencial padrão de redução (E°): mede a tendência de uma espécie ganhar elétrons. Quanto mais positivo, maior a tendência de reduzir; quanto mais negativo, maior a tendência de se oxidar.
• Espontaneidade em pilhas (E°cel): a reação é espontânea quando E°cel = E°(cátodo, reduz) − E°(ânodo, oxida) > 0; logo, entre duas espécies, a de maior E° reduz e a de menor E° oxida.
• Relação E°cel × energia liberada: ΔG° = −nFE°cel. Quanto maior o E°cel positivo, mais calor é liberado — esse calor "aumenta a eficiência" do desentupidor.

Passo 3 — Decodificação do Enunciado

• Evidência 1: "libera gás hidrogênio e energia na forma de calor" → a água está sendo reduzida: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ (E° = −0,83 V), e a reação global precisa ser fortemente exotérmica.
• Evidência 2: "aumentando a eficiência do processo" → a espécie adicionada deve ser aquela cuja oxidação, combinada à redução da água, produz o maior E°cel possível.
• Síntese: basta comparar o E° da água (−0,83 V) com o de cada espécie da tabela. Como a espécie adicionada precisa oxidar (funcionar como ânodo), ela deve ter o menor E° dentre as opções, maximizando E°cel = E°(água) − E°(espécie).

Passo 4 — Resolução Completa (Passo a Passo)

Subpasso 4.1 — Organizar a tabela e identificar quem reduz e quem oxida

Dados do quadro (potenciais em meio básico):

• 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ → E° = −0,83 V (referência: sempre reduz)
• Co(OH)₂ + 2e⁻ → Co + 2OH⁻ → E° = −0,73 V
• Cu(OH)₂ + 2e⁻ → Cu + 2OH⁻ → E° = −0,22 V
• PbO + H₂O + 2e⁻ → Pb + 2OH⁻ → E° = −0,58 V
• Al(OH)₄⁻ + 3e⁻ → Al + 4OH⁻ → E° = −2,33 V
• Fe(OH)₂ + 2e⁻ → Fe + 2OH⁻ → E° = −0,88 V

Para que a água seja reduzida (produzindo H₂), a outra espécie precisa ser oxidada — ou seja, sua semirreação deve ocorrer no sentido inverso ao escrito na tabela (metal/óxido → hidróxido + elétrons).

Subpasso 4.2 — Calcular E°cel para cada possível par com a água

Usando E°cel = E°(H₂O, cátodo) − E°(espécie, ânodo):

| Espécie oxidada | E°(espécie) | E°cel = −0,83 − E°(espécie) | Espontânea? |

|---|---|---|---|

| Al | −2,33 V | +1,50 V | Sim, muito espontânea |

| Fe | −0,88 V | +0,05 V | Sim, quase nula |

| Co | −0,73 V | −0,10 V | Não |

| Pb | −0,58 V | −0,25 V | Não |

| Cu(OH)₂ | −0,22 V | −0,61 V | Não |

Somente Al e Fe fornecem E°cel positivo. Entre eles, o alumínio produz um E°cel trinta vezes maior (+1,50 V contra +0,05 V), correspondendo a uma liberação de energia muito maior — exatamente o "calor" citado no enunciado.

Subpasso 4.3 — Verificação com a equação global

Semirreações balanceadas com igual número de elétrons (mmc = 6):

• Oxidação (×2): 2Al + 8OH⁻ → 2Al(OH)₄⁻ + 6e⁻
• Redução (×3): 6H₂O + 6e⁻ → 3H₂ + 6OH⁻

Somando e cancelando OH⁻ em excesso:

2Al + 2OH⁻ + 6H₂O → 2Al(OH)₄⁻ + 3H₂

Essa é a reação real dos desentupidores comerciais: o pó de alumínio metálico reage com a solução de NaOH, liberando H₂ (por isso o rótulo alerta contra tampar o ralo) e grande quantidade de calor. Resultado compatível com a alternativa A.

Passo 5 — Análise Crítica de Todas as Alternativas

A) Al

✅ Correta: o par Al(OH)₄⁻/Al tem E° = −2,33 V, o mais negativo da tabela. Isso torna a oxidação do alumínio, associada à redução da água, a reação de maior E°cel (+1,50 V) entre todas as opções — a mais espontânea e mais exotérmica, liberando grande volume de H₂ e calor.

B) Co

❌ Incorreta: E°(Co(OH)₂/Co) = −0,73 V é maior (menos negativo) que o da água (−0,83 V). Isso significa que o cobalto tende a se reduzir, não a se oxidar, na presença de água — o par água/cobalto resultaria em E°cel negativo (−0,10 V), ou seja, reação não espontânea nesse sentido.

C) Cu(OH)₂

❌ Incorreta: é a espécie de maior E° de redução da tabela (−0,22 V), o que a torna o melhor agente oxidante (mais fácil de reduzir, mais difícil de oxidar) entre as opções. Emparelhada à redução da água, geraria E°cel fortemente negativo (−0,61 V) — não libera H₂ dessa forma.

D) Fe(OH)₂

❌ Incorreta: o par Fe/H₂O até tem E°cel positivo (+0,05 V), mas esse valor é praticamente nulo. A reação seria muitíssimo pouco espontânea, liberando quantidade insignificante de energia e gás — incompatível com o efeito de "aumentar a eficiência" descrito no enunciado.

E) Pb

❌ Incorreta: E°(PbO/Pb) = −0,58 V é maior que o da água (−0,83 V), o que torna a oxidação do chumbo frente à redução da água não espontânea (E°cel = −0,25 V). O chumbo tenderia a permanecer reduzido, não liberando H₂.

🏆 Gabarito: A — o alumínio é a espécie de menor potencial de redução da tabela; associado à redução da água, gera o maior E°cel positivo (+1,50 V), garantindo a reação mais espontânea e mais exotérmica, com forte liberação de H₂ e calor.

Passo 6 — Conclusão, Generalização e Dica de Prova

• Reafirmação do gabarito: entre as cinco espécies, só o alumínio combina espontaneidade máxima (E°cel = +1,50 V) com a maior liberação de calor — coerente com o efeito descrito, e é de fato o ingrediente ativo dos desentupidores comerciais.
• Padrão de cobrança: o ENEM costuma trazer tabelas de E° de redução e pedir que o estudante decida qual espécie oxida, qual reduz, e compare E°cel, ligando eletroquímica a um contexto tecnológico real.
• Generalização: em qualquer tabela de potenciais, a espécie de maior E° reduz (cátodo) e a de menor E° oxida (ânodo); E°cel = E°maior − E°menor é sempre positivo na reação espontânea, e quanto maior esse valor, mais energia é liberada.
• Dica de eliminação rápida: compare cada E° com o da água. Descarte quem tem E° maior que o dela (Co, Cu(OH)₂, Pb) — tenderiam a reduzir, não a oxidar. Entre os restantes (Al e Fe), fique com o de E° mais negativo: o alumínio.
• Conexões: mesmo raciocínio da proteção catódica (metal de sacrifício, como zinco, protegendo o ferro) e da fila de reatividade dos metais.