Questão 95 do ENEM 2019 — Ciências da Natureza

Para entendermos por que o processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente, precisamos calcular a quantidade de energia que ele libera e comparar com o processo aeróbico. O enunciado nos dá as ferramentas perfeitas para isso: as equações de combustão e a Lei de Hess.

Entendendo a Reação Global

O texto afirma que, no processo anaeróbico (fermentação lática), uma molécula de glicose é convertida em duas moléculas de ácido lático.

Primeiro, vamos simplificar a fórmula do ácido lático fornecida no texto: $\text{CH}_3\text{CH(OH)COOH}$. Contando os átomos, temos $3$ carbonos, $6$ hidrogênios e $3$ oxigênios, ou seja, $\text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3$.

A reação global que queremos descobrir a variação de entalpia ($\Delta H$) é a transformação de $1$ mol de glicose em $2$ mols de ácido lático:

$1 \, \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 \rightarrow 2 \, \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3$

Aplicando a Lei de Hess

A Lei de Hess nos permite calcular o $\Delta H$ de uma reação desconhecida manipulando equações químicas cujos valores de $\Delta H$ já conhecemos. Vamos analisar as equações fornecidas:

Equação I (Combustão da Glicose): $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6 \, \text{O}_2 \rightarrow 6 \, \text{CO}_2 + 6 \, \text{H}_2\text{O} \quad \Delta H_1 = -2\,800 \, \text{kJ}$

Equação II (Combustão do Ácido Lático): $\text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3 + 3 \, \text{O}_2 \rightarrow 3 \, \text{CO}_2 + 3 \, \text{H}_2\text{O} \quad \Delta H_2 = -1\,344 \, \text{kJ}$

Agora, vamos manipular essas equações para chegar à nossa reação global:

1. Ajustando a Glicose: Na nossa reação global, precisamos de $1$ mol de glicose ($\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$) nos reagentes. A Equação I já nos dá exatamente isso. Portanto, mantemos a Equação I como está.

2. Ajustando o Ácido Lático: Na reação global, precisamos de $2$ mols de ácido lático ($\text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3$) nos produtos. A Equação II tem $1$ mol de ácido lático, mas ele está nos reagentes. Para consertar isso, precisamos inverter a Equação II (o que inverte o sinal do $\Delta H$) e multiplicá-la por 2 (o que multiplica o valor do $\Delta H$ por $2$).

Vamos ver como ficam as equações após as manipulações:

• Equação I (mantida): $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6 \, \text{O}_2 \rightarrow 6 \, \text{CO}_2 + 6 \, \text{H}_2\text{O} \quad \Delta H = -2\,800 \, \text{kJ}$

• Equação II (invertida e multiplicada por 2): $6 \, \text{CO}_2 + 6 \, \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2 \, \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3 + 6 \, \text{O}_2 \quad \Delta H = +2\,688 \, \text{kJ}$ (Nota: O cálculo do $\Delta H$ foi $-(-1\,344 \, \text{kJ}) \times 2 = +2\,688 \, \text{kJ}$)

O Balanço Final

Agora, somamos as duas equações manipuladas. Note que $6 \, \text{O}_2$, $6 \, \text{CO}_2$ e $6 \, \text{H}_2\text{O}$ aparecem tanto nos reagentes quanto nos produtos, então podemos cancelá-los.

Somando o que sobrou, obtemos a nossa reação global: $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 \rightarrow 2 \, \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3$

Para encontrar a energia desse processo, basta somar os valores de $\Delta H$: $\Delta H_{\text{global}} = -2\,800 \, \text{kJ} + 2\,688 \, \text{kJ}$ $\Delta H_{\text{global}} = -112 \, \text{kJ}$

Conclusão

O sinal negativo ($-$) indica que a reação é exotérmica, ou seja, ela libera energia. O valor numérico nos diz que são liberados $112 \, \text{kJ}$ por cada mol de glicose consumido.

Isso explica perfeitamente por que o processo anaeróbico é considerado uma "solução de emergência" pouco vantajosa: enquanto a queima completa (aeróbica) da glicose libera $2\,800 \, \text{kJ}$, a quebra incompleta em ácido lático libera apenas $112 \, \text{kJ}$. A maior parte da energia continua "presa" nas moléculas de ácido lático.