Por causa da toxicidade do bário (Ba2+) é desejado que o contraste utilizado em exames radiográficos do trato digestório seja pouco solúvel, de modo a reduzir a liberação do íon Ba2+. O equilíbrio de dissolução do sulfato de bário é representado por: (ver gráfico). Para garantir a segurança do paciente que fizer uso do contraste, deve-se preparar essa suspensão em:

Queremos minimizar a dissolução do sulfato de bário (BaSO$_4$) para reduzir a liberação de Ba$^{2+}$, pois esse íon é tóxico.

O equilíbrio é:

$\mathrm{BaSO_4(s) \rightleftharpoons Ba^{2+} + SO_4^{2-}}$

Pelo princípio de Le Châtelier (efeito do íon comum), se aumentarmos a concentração de um dos íons produtos (Ba$^{2+}$ ou SO$_4^{2-}$), o equilíbrio se desloca para a esquerda, diminuindo a solubilidade do sólido BaSO$_4$.

Analisando as opções:

• A) água destilada: não tem íon comum → permite maior dissolução relativa do BaSO$_4$.
• B) soro fisiológico (NaCl): não fornece Ba$^{2+}$ nem SO$_4^{2-}$ → não reduz a solubilidade por íon comum (efeito principal não ajuda aqui).
• C) solução de BaCl$_2$: fornece Ba$^{2+}$ (íon comum) e reduziria a solubilidade, porém adiciona diretamente Ba$^{2+}$ ao meio, o que é indesejável por toxicidade.
• D) “solução de BaSO$_4$”: BaSO$_4$ é pouco solúvel; na prática, não é uma forma apropriada de “solução” para controlar o equilíbrio.
• E) solução de K$_2$SO$_4$: fornece SO$_4^{2-}$ (íon comum), desloca o equilíbrio para a esquerda e reduz a dissolução do BaSO$_4$ sem adicionar Ba$^{2+}$.

Logo, para maior segurança, deve-se preparar a suspensão em uma solução que forneça sulfato (íon comum), como K$_2$SO$_4$.