No tratamento dos resíduos de laboratório, quando se trata de substâncias ácidas ou básicas, orienta-se neutralizá-las com hidróxido de sódio ou ácido sulfúrico ajustando em seguida o pH entre 6 e 8 antes de acondicioná-las em bombonas próprias, ou mesmo, dependendo do produto, vertê-las na pia sob água corrente. Desejando tratar 2 L de uma solução 0,1 M de ácido sulfúrico, para posterior descarte, um estagiário utilizou 2 L de solução de NaOH 0,1 M. e, dessa forma: (Dado log5=0,7)
- A)conseguiu neutralizar a solução
Errada, porque a quantidade de NaOH foi insuficiente para neutralizar todo o ácido sulfúrico.
- B)tornou o meio básico, com pH = 8,3
Errada, porque não houve excesso de base; o meio não se tornou básico.
- C)manteve o meio ácido, com pH = 1,3
Certa, pois a neutralização foi parcial e, após a mistura, restou acidez suficiente para pH 1,3.
- D)tornou o meio ácido dentro dos parâmetros
Errada, porque o meio permaneceu ácido, mas o pH informado na alternativa não corresponde ao cálculo correto.
Gabarito: C
Em questões de neutralização, o primeiro passo é contar mols, não se deixar hipnotizar pelo volume bonitinho da solução. Aqui, 2 L de H2SO4 0,1 M fornecem 0,2 mol de ácido, e como o ácido sulfúrico é diprótico, isso equivale a 0,4 mol de H+ disponíveis para neutralização. Do outro lado, 2 L de NaOH 0,1 M trazem apenas 0,2 mol de OH-. Ou seja, a base neutraliza só metade da acidez. Sobra meio caminho para o ácido, então o meio não fica neutro e muito menos básico. Agora vem o detalhe que a banca gosta: o volume final é a soma dos dois volumes, ou seja, 4 L. Sobram 0,2 mol de H+ em 4 L, o que dá concentração de 0,05 mol/L. Fazendo o pH, temos pH = -log(0,05) = -log(5 x 10^-2) = 2 - log 5 = 2 - 0,7 = 1,3. Por isso o gabarito correto é a alternativa C: o meio continua ácido, com pH 1,3. Em resumo, faltou base para neutralizar toda a acidez, então o laboratório ainda estaria lidando com uma solução ácida.