Questão 119 caderno azul ENEM 2023 PPL

Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH₄NO₃, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO₂, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO₃ e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO₂.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna
e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006 (adaptado).

O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a

A) pressão de oxigênio, na etapa 1.

B) concentração de NO₂, na etapa 3.

C) quantidade de amônia, na etapa 1.

D) quantidade de oxigênio, na etapa 2.

E) temperatura dos reagentes, na etapa 1.

Resolução Em Texto

Matérias Necessárias para a Solução da Questão

Equilíbrio Químico (Princípio de Le Chatelier).
Cinética Química (Fatores que alteram a velocidade e o deslocamento).
Química Industrial e Ambiental (Processos em etapas consecutivas).

Tema/Objetivo Geral:
A questão aborda a otimização de um processo industrial (produção de ácido nítrico) visando a mitigação de um poluente ambiental (NO) através do deslocamento do equilíbrio químico.

Nível da Questão: Médio.

A questão exige que o aluno analise um processo sequencial de três etapas, e não apenas uma reação isolada. A dificuldade reside em identificar que o NO atua como um intermediário que deve ser consumido, exigindo a aplicação do Princípio de Le Chatelier especificamente na etapa de consumo (Etapa 2) para reduzir sua concentração final, o que requer uma visão sistêmica do processo.

Gabarito: Alternativa D.

O aumento da quantidade de oxigênio na segunda etapa desloca o equilíbrio da reação no sentido dos produtos. Como o NO é um reagente nessa etapa, ele será consumido em maior quantidade para formar NO2, diminuindo assim a sobra desse gás poluente que seria liberada para o ambiente.

PASSO 1 – O QUE A QUESTÃO QUER? (O MAPA DA MINA)

Decodificação do Objetivo:
A questão pede que identifiquemos, dentre as opções fornecidas, qual alteração nas condições do processo industrial fará com que o subproduto tóxico (NO) seja consumido de forma mais eficiente, evitando que ele sobre e seja liberado na atmosfera.

Simplificação Radical (A Analogia Central):
Imagine que você tem uma pia com três fases de escoamento.
Fase 1: A torneira aberta enche a pia de água (produz NO).
Fase 2: Um ralo deve puxar essa água para o encanamento (consome NO).
Fase 3: O tratamento final.
O problema é que a água (NO) está transbordando antes de descer pelo ralo. Para resolver isso, você não fecha a torneira (pois precisa da água para o processo), mas sim “aumenta a sucção” do ralo na Fase 2. Você precisa fazer o ralo trabalhar mais rápido para dar conta de toda a água que chega.

Nosso Plano de Ataque:

Mapeamento de Fluxo: Identificar em qual reação o NO nasce e em qual ele deve morrer (ser consumido).
Aplicação da Lei de Ação das Massas: Utilizar o Princípio de Le Chatelier para entender como forçar o consumo de um reagente específico.
Seleção da Variável de Controle: Analisar qual das alternativas fornece o “combustível” necessário para acelerar o consumo do NO na etapa crítica.

PASSO 2 – DESVENDANDO AS FERRAMENTAS (A CAIXA DE FERRAMENTAS)

Para resolver essa questão com precisão, utilizaremos um Dossiê Técnico de Processos Consecutivos e Equilíbrio.

I. A Dinâmica das Reações em Etapas (O Efeito Dominó)
Em processos industriais como o Processo Ostwald (para fabricação de ácido nítrico), o produto de uma reação serve de reagente para a próxima.

Etapa 1: Gera NO. (Aqui o NO é Produto).
Etapa 2: Usa o NO gerado. (Aqui o NO é Reagente).
O grande desafio da engenharia química é o “Gargalo de Conversão”. Se a Etapa 2 for lenta ou ineficiente, o NO se acumula. Como o sistema é aberto para a atmosfera em algum ponto ou o gás residual é liberado, esse acúmulo vira poluição.

II. O Princípio de Le Chatelier: A Ferramenta de Ajuste Fino
Este princípio dita que “quando uma perturbação externa é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para minimizar o efeito da perturbação”.

Vamos aprofundar nas variáveis:

A. Concentração (A Chave desta questão):

Aumentar a concentração de um Reagente: O sistema entende que há “excesso” de matéria-prima. Para aliviar esse excesso, a velocidade da reação direta aumenta. O equilíbrio desloca-se para a direita (formação de produtos).
- Raciocínio molecular: Mais moléculas do reagente A significam maior probabilidade de colisões efetivas com o reagente B, acelerando o consumo de ambos.
Aumentar a concentração de um Produto: O sistema entende que a saída está “entupida”. O equilíbrio desloca-se para a esquerda (formação de reagentes), o que é indesejado na maioria das indústrias.

B. Pressão (Para gases):

Aumentar a pressão favorece o lado da reação com menor volume molar (menos mols de gás).
Diminuir a pressão favorece o lado com maior volume molar (mais mols de gás).
- Nota: A pressão afeta o sistema como um todo, mas sua eficácia depende da estequiometria (contagem de mols de gás nos reagentes vs. produtos).

C. Temperatura:

Em reações exotérmicas (que liberam calor, como as do enunciado), aumentar a temperatura prejudica a formação de produtos, pois o calor funciona como um “produto”. O sistema tenta absorver o calor extra deslocando-se para os reagentes (endotermicamente).

Conclusão Teórica para o Caso do NO:
Para “sumir” com o NO, precisamos olhar para a reação onde ele é Reagente (Etapa 2: 2 NO + O2 -> 2 NO2). Precisamos forçar essa reação a acontecer o máximo possível. Pelo princípio das concentrações, a maneira mais direta de forçar o consumo de NO é inundar o meio reacional com seu parceiro de reação: o Oxigênio (O2).

PASSO 3 – INTERPRETAÇÃO GUIADA (MÃO NA MASSA)

Vamos aplicar a teoria diretamente às equações fornecidas.

Análise da Cadeia de Eventos:

O Problema: O enunciado diz explicitamente: “O composto NO é, portanto, um subproduto… É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente”.
Isso define nossa meta: Maximizar o consumo de NO.
Localizando o Alvo:
- Na Etapa 1 (4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO + 6 H2O), o NO está sendo criado. Mexer aqui para reduzir o NO significaria reduzir a produção da fábrica inteira, o que não faz sentido econômico.
- Na Etapa 2 (2 NO + O2 -> 2 NO2), o NO está sendo consumido. É aqui que devemos agir.
Executando a Estratégia (Le Chatelier na Prática):
Olhemos para a equação da Etapa 2:
2 NO(g) + O2(g) <-> 2 NO2(g)Nosso objetivo é diminuir a concentração de NO. Para isso, precisamos que o equilíbrio se desloque para a Direita (->), transformando NO e O2 em NO2.Como fazer o equilíbrio ir para a direita?
- Opção A: Remover NO2 assim que ele é formado (difícil de controlar instantaneamente).
- Opção B: Aumentar a concentração dos reagentes.
- Não podemos aumentar a concentração de NO (pois o objetivo é justamente diminuí-lo).
- Logo, a única opção viável é aumentar a concentração de O2.
Ao injetar mais oxigênio na Etapa 2, aumentamos a frequência de choques entre as moléculas de O2 e as moléculas de NO que chegaram da etapa anterior. Estatisticamente, mais moléculas de NO reagirão, transformando-se em NO2 e deixando de existir como poluente livre.

🚨 ARMADILHA CLÁSSICA! 🚨
O erro mais comum é tentar resolver o problema na “fonte” (Etapa 1). O estudante pensa: “Se o NO é ruim, vamos parar de produzi-lo na Etapa 1”. Porém, o NO é a matéria-prima essencial para fazer o ácido nítrico nas etapas seguintes. Se você inibe a Etapa 1, você fecha a fábrica. O gerenciamento de poluentes industriais foca no tratamento e conversão (Etapa 2 e filtros), não na interrupção da produção.

Bússola (Síntese do Raciocínio):
Precisamos consumir o NO residual. O NO é consumido na Etapa 2 reagindo com O2. Logo, adicionar mais O2 na Etapa 2 forçará o desaparecimento do NO.

Expectativa: Procurar uma alternativa que mencione “aumentar oxigênio” especificamente na “Etapa 2”.

PASSO 4 – ALTERNATIVAS COMENTADAS (A AUTÓPSIA)

Análise Individual:

(A) aumentar a pressão de oxigênio, na etapa 1.
Diagnóstico do Erro: Efeito Reverso (Aumento da Poluição).
Na Etapa 1, o oxigênio é reagente para a produção de NO (4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO…). Aumentar o oxigênio aqui deslocaria o equilíbrio para a direita, produzindo mais NO. Embora isso possa aumentar a produtividade, agrava o problema ambiental se o sistema de conversão (Etapa 2) não der conta do volume extra. Não resolve a “sobra”, apenas cria mais.
Conclusão: ❌ Alternativa incorreta.

(B) aumentar a concentração de NO2, na etapa 3.
Diagnóstico do Erro: Deslocamento para o lado indesejado.
Na Etapa 3 (3 NO2 + H2O -> 2 HNO3 + NO), o NO2 é reagente. Aumentar sua concentração empurra o equilíbrio para a direita, produzindo ácido nítrico e mais NO como subproduto. Isso aumenta a quantidade de NO que precisa ser reciclada, sobrecarregando o sistema em vez de limpá-lo.
Conclusão: ❌ Alternativa incorreta.

(C) aumentar a quantidade de amônia, na etapa 1.
Diagnóstico do Erro: Foco na Fonte errada.
Assim como na alternativa (A), aumentar a amônia (reagente da Etapa 1) apenas aumenta a produção total de NO. Isso não melhora a eficiência de conversão do NO em NO2; apenas coloca mais NO na tubulação.
Conclusão: ❌ Alternativa incorreta.

(D) aumentar a quantidade de oxigênio, na etapa 2.
Análise de Correspondência: Esta alternativa segue perfeitamente a lógica de Le Chatelier aplicada à reação de consumo. Na reação 2 NO + O2 -> 2 NO2, o O2 atua como o agente que “empurra” o equilíbrio para a direita. Ao aumentar sua quantidade (concentração/pressão parcial), garantimos que uma maior fração das moléculas de NO encontre um par para reagir, reduzindo a sobra de NO.
Conclusão: ✔️ Alternativa correta.

(E) aumentar a temperatura dos reagentes, na etapa 1.
Diagnóstico do Erro: Contradição Termodinâmica.
O enunciado afirma que todas as etapas são exotérmicas (liberam calor). Pelo princípio de Le Chatelier, aumentar a temperatura desfavorece reações exotérmicas (o equilíbrio desloca para a esquerda, para os reagentes). Isso diminuiria a produção de NO na Etapa 1, mas faria isso reduzindo a eficiência global da fábrica, sendo uma solução antieconômica e tecnicamente incorreta para “diminuir o subproduto formado” (o objetivo é converter o subproduto, não destruir a produtividade).
Conclusão: ❌ Alternativa incorreta.

PASSO 5 – O GRAND FINALE (APRENDIZAGEM EXPANDIDA)

Frase de Fechamento:
A mitigação de poluentes em processos de múltiplas etapas exige o deslocamento do equilíbrio químico na fase de consumo do intermediário, saturando o sistema com o co-reagente (neste caso, o oxigênio) para garantir a conversão total.

Resumo-flash:
“Para limpar o reagente tóxico (NO), inunde a reação de consumo com seu parceiro (O2).”

Para ir Além (Ponte Interdisciplinar):
Este conceito conecta-se diretamente à Biologia e Fisiologia (Transporte de Oxigênio). Nos pulmões, a alta concentração (pressão parcial) de O2 desloca o equilíbrio da hemoglobina para a formação de Oxiemoglobina (Hb + O2 -> HbO2). Nos tecidos, onde a concentração de O2 é baixa, o equilíbrio inverte, liberando o O2 para as células. É o mesmo Princípio de Le Chatelier regendo tanto chaminés industriais quanto a respiração humana.