Questão 117 do ENEM 2025 — Ciências da Natureza

ENEM 2025Ciências da NaturezaReaplicação

As usinas termoelétricas que utilizam carvão mineral com alto teor de enxofre podem emitir grandes quantidades de $\text{SO}_2$ para a atmosfera. Suponha que, a alguns quilômetros de uma usina termoelétrica, ocorreu uma precipitação de chuva de uma nuvem contendo $1\ 000$ toneladas de água. É possível considerar que: (i) essa nuvem tenha absorvido todo o $\text{SO}_2$ produzido pela usina; (ii) esse $\text{SO}_2$ foi totalmente convertido em $\text{H}_2\text{SO}_4$, como mostrado pela sequência de equações a seguir; e (iii) esse ácido encontra-se totalmente ionizado no interior da nuvem. Nessa situação, o valor de pH da água da chuva foi igual a $4,0$.

$$2\ \text{SO}_2\ (\text{g}) + \text{O}_2\ (\text{g}) \rightarrow 2\ \text{SO}_3\ (\text{g})$$

$$\text{SO}_3\ (\text{g}) + \text{H}_2\text{O}\ (\text{l}) \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4\ (\text{aq})$$

$$\text{H}_2\text{SO}_4\ (\text{aq}) \rightleftharpoons 2\ \text{H}^+\ (\text{aq}) + \text{SO}_4^{2-}\ (\text{aq})$$

Considere as massas molares: $\text{H} = 1\ \frac{\text{g}}{\text{mol}}$; $\text{S} = 32\ \frac{\text{g}}{\text{mol}}$; $\text{O} = 16\ \frac{\text{g}}{\text{mol}}$.

Densidade da água: $1\ \frac{\text{g}}{\text{mol}}$.

A massa de SO2 emitida por essa usina foi mais próxima de
A
1,6 kg.
3,2 kg.
Resposta correta
C
4,0 kg.
D
4,9 kg.
E
6,4 kg.
Gabarito oficial: alternativa B

Resolução comentada

Para resolvermos essa questão, precisamos relacionar o pH da água da chuva com a quantidade de ácido sulfúrico (H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4) formado e, a partir da estequiometria das reações, descobrir a massa de dióxido de enxofre (SO2\text{SO}_2) que deu origem a esse ácido.

1. Determinando o volume de água na nuvem

O enunciado nos diz que a nuvem contém 1 0001\ 000 toneladas de água. Sabendo que 11 tonelada equivale a 1 000 kg1\ 000\ \text{kg}, a massa total de água é: m=1 000×1 000 kg=106 kgm = 1\ 000 \times 1\ 000\ \text{kg} = 10^6\ \text{kg}

A densidade da água fornecida no texto tem um pequeno erro de digitação na unidade (1 g/mol1\ \text{g/mol}), mas o valor padrão e correto para a densidade da água líquida é 1 g/mL1\ \text{g/mL}, o que equivale a 1 kg/L1\ \text{kg/L}. Assim, podemos converter a massa de água diretamente para volume: V=106 LV = 10^6\ \text{L}

2. Calculando a quantidade de íons H+\text{H}^+

O pH da água da chuva é igual a 4,04,0. A relação entre o pH e a concentração de íons H+\text{H}^+ é dada por: pH=−log⁡[H+]  ⟹  [H+]=10−pH\text{pH} = -\log[\text{H}^+] \implies [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} Substituindo o valor do pH: [H+]=10−4 mol/L[\text{H}^+] = 10^{-4}\ \text{mol/L}

Como o volume total de água é de 106 L10^6\ \text{L}, o número total de mols de íons H+\text{H}^+ na nuvem será: n(H+)=[H+]×Vn(\text{H}^+) = [\text{H}^+] \times V n(H+)=10−4 mol/L×106 L=102 mol=100 moln(\text{H}^+) = 10^{-4}\ \text{mol/L} \times 10^6\ \text{L} = 10^2\ \text{mol} = 100\ \text{mol}

3. Relação estequiométrica entre H+\text{H}^+ e SO2\text{SO}_2

Vamos analisar a sequência de reações fornecida para entender quantos mols de H+\text{H}^+ são gerados a partir de cada mol de SO2\text{SO}_2:

  1. 2 SO2+O2→2 SO32\ \text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{SO}_3 (ou seja, 1 mol1\ \text{mol} de SO2\text{SO}_2 gera 1 mol1\ \text{mol} de SO3\text{SO}_3)
  2. SO3+H2O→H2SO4\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4 (ou seja, 1 mol1\ \text{mol} de SO3\text{SO}_3 gera 1 mol1\ \text{mol} de H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4)
  3. H2SO4⇌2 H++SO42−\text{H}_2\text{SO}_4 \rightleftharpoons 2\ \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} (ou seja, 1 mol1\ \text{mol} de H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4 gera 2 mols2\ \text{mols} de H+\text{H}^+)

Podemos resumir essa proporção da seguinte forma: 1 mol de SO2⟶1 mol de H2SO4⟶2 mols de H+1\ \text{mol de } \text{SO}_2 \longrightarrow 1\ \text{mol de } \text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow 2\ \text{mols de } \text{H}^+

Se temos um total de 100 mols100\ \text{mols} de H+\text{H}^+, a quantidade de SO2\text{SO}_2 necessária é a metade disso: n(SO2)=100 mol2=50 moln(\text{SO}_2) = \frac{100\ \text{mol}}{2} = 50\ \text{mol}

4. Calculando a massa de SO2\text{SO}_2

Por fim, precisamos converter o número de mols de SO2\text{SO}_2 em massa. Primeiro, calculamos a massa molar do SO2\text{SO}_2 com os dados fornecidos (S=32 g/mol\text{S} = 32\ \text{g/mol}; O=16 g/mol\text{O} = 16\ \text{g/mol}): M(SO2)=32+(2×16)=32+32=64 g/molM(\text{SO}_2) = 32 + (2 \times 16) = 32 + 32 = 64\ \text{g/mol}

Agora, multiplicamos o número de mols pela massa molar: m(SO2)=n×Mm(\text{SO}_2) = n \times M m(SO2)=50 mol×64 g/mol=3 200 gm(\text{SO}_2) = 50\ \text{mol} \times 64\ \text{g/mol} = 3\ 200\ \text{g}

Convertendo para quilogramas (1 kg=1 000 g1\ \text{kg} = 1\ 000\ \text{g}): m(SO2)=3,2 kgm(\text{SO}_2) = 3,2\ \text{kg}

Portanto, a massa de SO2\text{SO}_2 emitida pela usina foi de 3,2 kg3,2\ \text{kg}.

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Fonte: prova oficial do ENEM 2025 (INEP). Resolução comentada pela equipe do Alvo ENEM.