Questão 51 do ENEM 2011 — Ciências da Natureza

Para resolver a questão é preciso relacionar a formação de um óxido metálico na natureza com o processo industrial de extração do metal puro a partir desse óxido.

Obter um metal a partir do seu óxido é, do ponto de vista termoquímico, uma reação de decomposição (redução) — exatamente o inverso da reação de formação do óxido a partir dos elementos.

O enunciado fornece as entalpias-padrão de formação ($\Delta H_f^\circ$):

• Óxido de alumínio: $\Delta H_f^\circ = -1675{,}7 \text{ kJ/mol}$
• Óxido de ferro: $\Delta H_f^\circ = -824{,}2 \text{ kJ/mol}$

Como a formação desses óxidos libera energia (processos exotérmicos, $\Delta H < 0$), a decomposição para recuperar o metal absorve energia (endotérmica, $\Delta H > 0$). Pela Lei de Hess, ao inverter uma equação química, inverte-se o sinal da variação de entalpia. Assim, a energia gasta para decompor cada óxido é:

• Alumínio: $\Delta H_{\text{dec}} = +1675{,}7 \text{ kJ/mol}$
• Ferro: $\Delta H_{\text{dec}} = +824{,}2 \text{ kJ/mol}$

Fica claro que obter alumínio consome mais energia. O comando pede o porquê.

A explicação está na estabilidade termodinâmica: quanto mais energia um composto libera ao se formar (quanto mais negativa a entalpia de formação), mais estável ele é, com ligações mais fortes, exigindo mais energia para ser desfeito. Numericamente, $-1675{,}7 \text{ kJ/mol}$ é menor (mais negativo) do que $-824{,}2 \text{ kJ/mol}$. Logo, a causa de o alumínio exigir mais energia na obtenção é a entalpia de formação do seu óxido ser menor (mais negativa) do que a do óxido de ferro.

Sobre a alternativa C: é verdade que $1675{,}7$ é praticamente o dobro de $824{,}2$, mas justificar que "gasta mais porque gasta o dobro" é um raciocínio circular — apenas quantifica a diferença sem explicar a causa química. Já a alternativa D aponta a verdadeira causa termodinâmica.

Portanto, o gabarito é a letra D.