(Enem 2014) Visando minimizar impactos ambientais, a legislação brasileira determina que resíduos químicos lançados diretamente no corpo receptor tenham pH entre 5,0 e 9,0 . Um resíduo líquido aquoso gerado em um processo industrial tem concentração de íons hidroxila igual a 1,0 \times 10^{-10} \mathrm{~mol} / \mathrm{L}. Para atender a legislação, um químico separou as seguintes substâncias, disponibilizadas no almoxarifado da empresa: \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}, \mathrm{Na}_{2} \mathrm{SO}_{4}, \mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH}, \mathrm{K}_{2} \mathrm{CO}_{3} e \mathrm{NH}_{4} \mathrm{Cl}.
Para que o resíduo possa ser lançado diretamente no corpo receptor, qual substância poderia ser empregada no ajuste do pH ?
a) \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}
b) \mathrm{Na}_{2} \mathrm{SO}_{4}
c) \mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH}
d) \mathrm{K}_{2} \mathrm{CO}_{3}

Passo 1

O enunciado dá a concentração de íons hidroxila do resíduo e pede que eu escolha, entre cinco substâncias disponíveis, qual delas poderia ser usada para ajustar o pH do resíduo de modo que ele atenda à legislação (pH entre 5,0 e 9,0). Informações importantes fornecidas no enunciado:
\mathrm{[OH^-]} = 1,0\times10^{-10}\\ \mathrm{mol/L}.
As opções disponíveis (copiadas do enunciado) são: \mathrm{CH_3COOH}, \mathrm{Na_2SO_4}, \mathrm{CH_3OH}, \mathrm{K_2CO_3} e \mathrm{NH_4Cl}.
A pergunta explícita: qual substância poderia ser empregada no ajuste do pH para que o resíduo possa ser lançado diretamente no corpo receptor (isto é, para que o pH fique em [5,0,\,9,0])?

Passo 2

Vou encontrar o pH atual do resíduo a partir da concentração de \mathrm{OH^-}. Primeiro lembro das definições e relações básicas (explicando cada símbolo):
  • \mathrm{[OH^-]} é a concentração molar dos íons hidroxila.
  • \mathrm{pOH} é definido por \mathrm{pOH} = -\log_{10}(\mathrm{[OH^-]}).
  • A constante iônica da água a 25^\circ\mathrm{C} é \mathrm{K_w} = 1,0\times10^{-14}, e isso implica a relação
\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14.
Agora aplico a fórmula para achar \mathrm{pOH}:
\mathrm{pOH} = -\log_{10}\bigl(1,0\times10^{-10}\bigr).
Como \log_{10}(1,0)=0 e \log_{10}(10^{-10})=-10, temos
\mathrm{pOH} = -\bigl(0 + (-10)\bigr) = 10.

Passo 3

Com \mathrm{pOH}=10 uso a relação \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14 para obter o pH:
\mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH} = 14 - 10 = 4.
Interpretação: o resíduo tem pH igual a \;4, ou seja está ácido. A legislação exige 5,0 \le \mathrm{pH} \le 9,0. Logo é necessário aumentar o pH do resíduo (tornar a solução menos ácida) até pelo menos \mathrm{pH}=5,0. Para aumentar o pH precisamos adicionar uma substância que gere espécies básicas (aumente a concentração de \mathrm{OH^-}) ou neutralize \mathrm{H^+}.

Passo 4

Agora eu analiso as opções dadas e classifico qualitativamente o comportamento ácido/base de cada uma (vou explicar em linguagem simples o porquê de cada classificação):
  • \mathrm{CH_3COOH} (ácido acético): é um ácido fraco. Adicioná‑lo ao resíduo ácido só tornaria a solução mais ácida ou no mínimo não ajudaria a subir o pH. Portanto não serve para aumentar o pH.
  • \mathrm{Na_2SO_4} (sulfato de sódio): é o sal formado por \mathrm{Na^+} (contra‑íon de base forte \mathrm{NaOH}) e \mathrm{SO_4^{2-}} (contra‑íon do ácido sulfúrico). Em solução aquosa \mathrm{Na^+} é neutro e \mathrm{SO_4^{2-}} tem basicidade muito fraca; na prática \mathrm{Na_2SO_4} dá uma solução aproximadamente neutra e não é útil para subir o pH de forma significativa.
  • \mathrm{CH_3OH} (metanol): é um álcool orgânico pouco ionizável em água (não é uma base significativa nem uma fonte de \mathrm{OH^-}). Não altera o pH de forma relevante; além disso é um solvente/organóide, não um agente de ajuste ácido‑base.
  • \mathrm{K_2CO_3} (carbonato de potássio): é o sal de uma base forte ( \mathrm{KOH}) com um ácido fraco ( \mathrm{H_2CO_3}). O ânion \mathrm{CO_3^{2-}} é básico e hidrolisa em água, gerando \mathrm{OH^-}. Portanto \mathrm{K_2CO_3} é uma substância que aumenta o pH (gera meio básico) e é indicada quando se quer neutralizar uma solução ácida.
  • \mathrm{NH_4Cl} (cloreto de amônio): é o sal de um ácido forte ( \mathrm{HCl}) com uma base fraca ( \mathrm{NH_3}). O íon \mathrm{NH_4^+} é levemente ácido (pode liberar \mathrm{H^+}), então \mathrm{NH_4Cl} acidifica a solução; não serve para aumentar pH.

Passo 5

Detalho a razão química pela qual \mathrm{K_2CO_3} aumenta o pH (aqui mostro a reação de hidrólise do ânion carbonato):
\mathrm{CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-}.
Nessa reação, a \mathrm{CO_3^{2-}} retira um próton da água formando \mathrm{HCO_3^-} e liberando \mathrm{OH^-}. O aumento de \mathrm{[OH^-]} eleva o \mathrm{pOH} negativo (reduz o \mathrm{pOH}) e, via relação \mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH}, resulta em aumento do \mathrm{pH}. Portanto a adição de \mathrm{K_2CO_3} neutraliza acidez e eleva o pH do resíduo, aproximando‑o da faixa legal.

Passo 6

Verifico rapidamente que nenhuma outra opção faz sentido para subir o pH do resíduo ácido:
  • \mathrm{CH_3COOH} e \mathrm{NH_4Cl} tornam o meio mais ácido.
  • \mathrm{CH_3OH} e \mathrm{Na_2SO_4} são praticamente neutros (ou inertes) e não conseguirão elevar o pH do valor 4 para pelo menos 5 de modo controlado.
    Assim, a opção que de fato cumpre a função desejada de elevar o pH é \mathrm{K_2CO_3}.

Passo 7

Resumo final e incentivo: começamos com pH 4 (fora da faixa 5,0 9,0), identificamos que é preciso adicionar um agente básico para aumentar o pH, e entre as opções só \mathrm{K_2CO_3} fornece um ânion ( \mathrm{CO_3^{2-}}) que gera \mathrm{OH^-} em solução. Portanto a escolha correta é a opção que contém \mathrm{K_2CO_3}. Boa! Você já entendeu o raciocínio essencial: descobrir pH inicial, ver se precisa subir ou baixar, e escolher substância que provoque essa mudança pela sua química ácido/base.

Resposta

d) \mathrm{K_2CO_3}

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