Questão 98 — ENEM 2021 PPLCaderno azul · 2º Dia

Ficha da Questão

• 📚 Matérias Necessárias: Química → Estequiometria com pureza de reagente + Reações de neutralização ácido-base
• ⚡ Nível: Difícil — exige encadear duas transformações (concentração → mol → mol → massa) e ainda corrigir o resultado por um dado de pureza, na direção certa
• 🎯 Tema/Habilidade: Estequiometria aplicada a um problema ambiental real (drenagem ácida de minas); mobiliza a competência de resolver situações-problema envolvendo transformações químicas e uso de recursos naturais
• 🏆 Gabarito: D — revelado após resolução completa

Passo 1 — Leitura Estratégica do Comando

• Comando reformulado: "Quantos gramas de calcário comercial (50% de pureza) são necessários para neutralizar 1 litro de solução com 9,8 g/L de H₂SO₄?"
• Palavras-chave decisivas: neutralizar, pureza igual a 50% em massa, massas molares
• Armadilha típica: calcular corretamente a massa de CaCO₃ puro (10 g) e parar por aí, esquecendo de corrigir pela pureza — ou corrigir na direção errada, multiplicando por 0,5 em vez de dividir.
• O que a resposta precisa demonstrar: domínio da sequência massa→mol→mol→massa da estequiometria clássica, somado ao entendimento de que um reagente "impuro" exige MAIS massa comercial para entregar a mesma quantidade de substância ativa.

Passo 2 — Mapa de Conceitos Essenciais

• Drenagem ácida de minas: quando minerais sulfetados como a pirita (FeS₂) ficam expostos ao ar e à água, oxidam-se e liberam ácido sulfúrico, acidificando cursos d'água próximos a áreas de mineração — um problema ambiental real e recorrente em provas de Química com viés de sustentabilidade.
• Reação de neutralização com carbonato: CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O + CO₂. A proporção estequiométrica é 1 mol de carbonato de cálcio para 1 mol de ácido sulfúrico — essa razão 1:1 é o eixo de todo o cálculo.
• Conversão concentração → mol: dado um valor em g/L, usa-se n = m/M para descobrir quantos mols de substância existem em cada litro de solução, conectando o dado experimental (concentração) ao mundo da estequiometria (mols).
• Pureza de um reagente comercial: um material com pureza de 50% contém apenas metade de seu peso como substância ativa — o restante é material inerte ou impurezas. Por isso, a massa comercial necessária é sempre MAIOR que a massa pura calculada: massa comercial = massa pura ÷ fração de pureza.

Passo 3 — Decodificação do Enunciado

• Evidência 1: "a concentração do ácido sulfúrico atinge 9,8 g/L" → fornece diretamente a massa de H₂SO₄ existente em 1 litro da solução crítica, o ponto de partida numérico do problema.
• Evidência 2: "amostra comercial de calcário, com pureza igual a 50% em massa" → sinaliza que o resultado da estequiometria pura precisará ser dobrado, pois só metade do calcário comprado é, de fato, CaCO₃.
• Evidência 3 (figura): a equação 4FeS₂(s) + 15O₂(g) + 2H₂O(l) → 2Fe₂(SO₄)₃(aq) + 2H₂SO₄(aq) mostra como a pirita gera o ácido sulfúrico na natureza — é contexto científico que justifica o fenômeno, mas seus coeficientes (4, 15, 2, 2, 2) não entram no cálculo pedido, porque o problema já informa a concentração final de H₂SO₄ pronta para uso.
• Síntese: o enunciado separa duas reações distintas — a de geração do ácido (pano de fundo, ilustrada na figura) e a de neutralização com calcário (o que realmente precisa ser calculado). O caminho correto é: gramas de H₂SO₄ → mols de H₂SO₄ → mols de CaCO₃ (razão 1:1) → massa de CaCO₃ puro → massa de calcário comercial (dividindo pela pureza).

Passo 4 — Resolução Completa (Passo a Passo)

Subpasso 4.1 — Quantidade de matéria de H₂SO₄ em 1 litro

Usando n = m/M com a massa informada (9,8 g/L) e a massa molar dada (98 g/mol):

n(H₂SO₄) = 9,8 ÷ 98 = 0,1 mol de H₂SO₄ em cada litro da drenagem ácida.

Subpasso 4.2 — Estequiometria da neutralização e massa de CaCO₃ puro

A reação de neutralização é: CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O + CO₂

Coeficientes 1:1, logo n(CaCO₃) = n(H₂SO₄) = 0,1 mol.

Convertendo para massa com M(CaCO₃) = 100 g/mol:

massa de CaCO₃ puro = n × M = 0,1 × 100 = 10 g

Esse valor (10 g) é a massa de carbonato de cálcio 100% puro que neutralizaria exatamente 1 L da solução ácida — mas o calcário disponível não é puro.

Subpasso 4.3 — Correção pela pureza de 50% e verificação

Se apenas 50% da massa do calcário comercial é CaCO₃ ativo, então para obter 10 g de CaCO₃ puro é preciso pesar o dobro em calcário comercial:

massa de calcário comercial = massa pura ÷ fração de pureza = 10 ÷ 0,50 = 20 g

Verificação: 20 g de calcário a 50% de pureza contêm exatamente 10 g de CaCO₃ puro, que correspondem a 0,1 mol — quantidade suficiente para neutralizar, na razão 1:1, os 0,1 mol (9,8 g) de H₂SO₄ presentes em 1 litro da solução crítica. O resultado bate perfeitamente com a alternativa D.

Passo 5 — Análise Crítica de Todas as Alternativas

A) 0,2

❌ Incorreta: erro de ordem de grandeza (fator 100), como se o candidato tivesse deslocado a vírgula ao converter mol para massa ou confundido g/L com mol/L sem ajuste correto de unidades.

B) 5,0

❌ Incorreta: surge de multiplicar a massa pura (10 g) por 0,5 em vez de dividir — um erro conceitual clássico, que inverte o efeito da pureza e faz parecer que o calcário impuro precisaria de MENOS massa, quando na verdade precisa de mais.

C) 10,0

❌ Incorreta: é exatamente a massa de CaCO₃ puro calculada estequiometricamente (subpasso 4.2), mas ignora por completo o dado de que o calcário comercial tem apenas 50% de pureza. É a alternativa "armadilha" para quem para o cálculo um passo antes do fim.

D) 20,0

✅ Correta: resulta da sequência completa e correta — 0,1 mol de H₂SO₄ → 0,1 mol de CaCO₃ → 10 g de CaCO₃ puro → 10 ÷ 0,50 = 20 g de calcário comercial.

E) 200,0

❌ Incorreta: erro de fator 10, compatível com dividir por 0,05 em vez de 0,50 (como se a pureza fosse 5%), ou com um erro adicional de conversão de unidades ao longo do cálculo.

🏆 Gabarito: D — a massa de calcário comercial (50% de pureza) necessária para neutralizar 1 litro da drenagem ácida crítica é 20,0 g, obtida a partir de 0,1 mol de H₂SO₄ que reage na proporção 1:1 com 0,1 mol de CaCO₃ (10 g puros), corrigidos pela pureza do material comercial.

Passo 6 — Conclusão, Generalização e Dica de Prova

• Reafirmação do gabarito: D é a única alternativa que combina corretamente a razão estequiométrica 1:1 da neutralização com a correção matemática correta pela pureza — dividir a massa pura pela fração decimal de pureza, nunca multiplicar.
• Padrão de cobrança: o ENEM cobra estequiometria com frequência em contextos ambientais e industriais (chuva ácida, drenagem de minas, tratamento de efluentes, fertilizantes), quase sempre adicionando uma camada extra — pureza, rendimento de reação ou excesso de reagente — para diferenciar quem apenas decora a proporção molar de quem entende o significado físico de cada correção.
• Generalização: sempre que o problema mencionar um reagente "comercial", com "grau de pureza" ou "teor", a massa real pesada deve ser MAIOR que a massa teórica pura calculada pela estequiometria — a fórmula é sempre massa comercial = massa pura ÷ fração de pureza (decimal, não percentual).
• Dica de eliminação rápida: calcule primeiro a massa pura ignorando a pureza (aqui, 10 g) — ela quase sempre aparece disfarçada como uma das alternativas "intermediárias" (aqui, a letra C). A resposta certa, quando a pureza é menor que 100%, é sempre maior que esse valor intermediário — isso já elimina de cara as alternativas A, B e C.
• Conexões: formação de chuva ácida a partir de emissões de SO₂ e SO₃; calagem agrícola para correção de solos ácidos com calcário; cálculos de rendimento percentual e reagente limitante em processos industriais.