PROPOSTA DE RESOLUÇÃO DA FICHA DE EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 1. 1.1. s(CdCl2) = 114,1g/100g H2O M(CdCl2)= 183,3 g/mol M(H2O) = 18,0 g/mol x(CdCl2) = n (CdCl2)/ntotal m(H2O) = 100 g e m(CdCl2) = 114,1 g n (CdCl2) = 114,1/183,3 = 0,6225 mol n(H2O) = 100/18 = 5,551 mol x(CdCl2) = 0,6225/(0,6225+5,551) = 0,101 1.2. m = nsoluto/ msolvente (kg) m = 0,6225/0,100 = 6,22 mol/kg 2. 2.1. s(Ag2C2O4) = 3,3x10-3 g/100cm3 M((Ag2C2O4) = 303,76 g/mol s = n Ag2C2O4/V solução s = (3,3x10-3/303,76)/0,100 s = 1,09x10-4 mol/L
Ag2C2O4 (s) + aq
J
2Ag+(aq) + C2O42-(aq)no eq. __ 2s s Ks = [Ag+] e2. [C2O42-]e Ks = (2s)2.s = 4s3 = 4.(1,09x10-4)3 = Ks = 5,2x10-12 2.2. Ks(Pb3(PO4)2) = ? s (Pb3(PO4)2) = 1,4x10-5 g/100cm3 M(Pb3(PO4)2) = 811,6 g/mol s = (1,4x10-5/881,6)/0,100 s = 1,725x10-7 mol/dm3
no eq. -- 3s 2s Ks = [Pb2+] e3. [PO43-]e2 Ks = (3s)3.(2s)2 = 108s5 = 108.(1,725x10-7)5 = Ks = 1,7x10-32 3. 3.1. s(PbCl2) = ? PbCl2 (s) + aq
J
Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) no eq. -- s 2s Ks = [Pb2+] e. [Cl-]e2 Ks = s.(2s)2 =4s3 34
Ks
s
=
= 1,6x10-2 mol/L 3.2. s (Ag2CO3) = ?Ag2CO3 (s) + aq
J
2Ag+(aq) + CO32-(aq) no eq. -- 2s s Ks = [Ag+] e2. [CO32-]e Ks = (2s)2.s =4s3 3 4 Ks s = = 1,2x10-4 mol/L 4. m(AgCl) = ? Ks(AgCl) = 1,6x10-10 VH2OA
Vsolução = 0,250 dm3AgCl (s) + aq
J
Ag+(aq) + Cl-(aq)no eq. -- s s Ks = [Ag+] e. [Cl-]e Ks = s2 s = √Ks = 1,26x10-5 mol/L 1 dm3 --- 1,26x10-5 0,250 dm3 --- n n = 3,15x10-7 mol M(AgCl) = 143,5 g/mol m = n x M = 3,13x10-7 x 143,5 = 4.5x10-4 g
5.
m(CaCO3) = 7,42x10-4 g Vsolução = ?
Ks(CaCO3) = 5,00x10-9
CaCO3 (s) + aq
J
Ca2+(aq) + CO32-(aq)no eq. -- s s Ks = [Ca2+] e. [CO32-]e Ks = s.s = s2 s = √Ks = 7,07x10-5 mol/L M(CaCO3) = 100,1 g/mol n = m/M n = 7,42x10-4/100,1 = 7,413x10-6 mol s = n/V V = n/s = 7,413x10-6 /7,07x10-5 V = 0,105 dm3 6. 6.1. Ks(BaC03) = 8,0x10-9
10 mL de BaCl2 1,0x10-3 mol/L e 10 mL de NaCO3 1,0x10-3 mol/L haverá precipitação?
Sim, se Qs > Ks Sais muito solúveis:
BaCl2(aq) Ba2+(aq) + Cl-(aq) Na2CO3(aq) 2Na+(aq) + CO32-(aq) Possível precipitado:
NaCl – não (sal muito solúvel)
BaCO3 – sal pouco solúvel (ver valor de Ks) BaCO3 (s) + aq
J
Ba2+(aq) + CO32-(aq) Qs = [Ba2+]. [CO 32-] Na mistura temos: n(Ba2+) =n(BaCl 2) = C x V = 1,0x10-3 x 0,010 = 1,0x10-5mol C(Ba2+) = 1,0x10-5/0,020 = 5,00x10-4 mol/Ln(CO32-) =n(Na2CO3) = C x V = 1,0x10-3 x 0,010 = 1,0x10-5mol C(CO32-) = 1,0x10-5/0,020 = 5,00x10-4 mol/L
Qs = [Ba2+]. [CO 32-]
Qs = 5,00x10-4 x 5,00x10-4 =
2,5x10
-7> Ks Logo ocorre precipitação
6.2. Ks(PbS04) = 1,6x10-810 mL de Pb(NO3)2 1,0x10-3 mol/L e 15 mL de H2SO4 1,0x10-4 mol/L haverá precipitação?
Sim, se Qs > Ks Sal muito solúvel:
Pb(NO3)2(aq) Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) ácido forte ioniza-se quase na totalidade
H2SO4(aq) + 2H2O(l) 2H3O+(aq) + SO42-(aq) Possível precipitado:
PbSO4 – sal pouco solúvel (ver valor de Ks) PbSO4 (s) + aq
J
Pb2+(aq) + SO42-(aq) Qs = [Pb2+]. [SO 42-] Na mistura temos: n(Pb2+) =n(Pb(NO 3)2) = C x V = 1,0x10-4 x 0,010 = 1,0x10-6mol C(Pb2+) = 1,0x10-6/0,025 = 4,00x10-5 mol/L n(SO42-) =n(H2SO4) = C x V = 1,0x10-4 x 0,015 = 1,5x10-6mol C(SO42-) = 1,5x10-6/0,025 = 6,00x10-5 mol/L Qs = [Pb2+]. [SO 42-]Qs = 4,00x10-5 x 6,00x10-5 =
2,4x10
-9< Ks Logo não ocorre precipitação
7. C(Mg2+) = 0,14 mol/L7.1. C(OH-)
min. = ?
Mg(OH)2 (s) + aq
J
Mg2+(aq) + 2OH-(aq) Ks = 1,4x10-11 Qs = Ks = [Mg2+]. [OH-]21,4x10-11 = 0,14 x [OH-]2
7.2. a 18ºC Ks = 1,4x10-4 a 25ºC Ks = 1,8x10-4
Verifica-se que quando a temperatura aumenta o valor do Ks também aumenta. Isto significa que está a ser favorecida a reacção directa. Como um aumento de temperatura favorece sempre as reacções endotérmicas (para contrariar esse aumento), podemos concluir que a reacção directa, ou seja a dissolução do hidróxido de magnésio, é endotérmica.
8. s(PbI2) = ? 8.1. em água
PbI2 (s) + aq
J
Pb2+(aq) + 2I-(aq) no eq. -- s 2s Ks = [Pb2+] e. [I-]e2 Ks =s . (2s)2 =4s3 3 4 Ks s = = 6,5x10-4 mol/L8.2. em solução aquosa de nitrato de chumbo (sal solúvel) Pb(NO3)2(aq) Pb2+(aq) + 2NO3-(aq)
[Pb2+] = [Pb(NO
3)2] = 0,1 mol/L
PbI2 (s) + aq
J
Pb2+(aq) + 2I-(aq) no in. -- 0,1 0 no eq. -- 0,1+s’ 2s’Como o sal é pouco solúvel, a reacção directa é muito pouco extensa. Além disso podemos verificar que o valor de s na alínea anterior é muito baixo (neste caso irá ainda ser menor – Efeito do Ião Comum). Então podemos considerar a aproximação:
0,1+s’
A
0,1 Ks = [Pb2+] e. [I-]e2 Ks =(0,1 +s’). (2s’)2 = Ks = 0,1 . 4s´2 Ks = 0,4.s´2 s´= 5,2x10-5 mol/L8.3. Verifica-se que numa solução de nitrato de chumbo a solubilidade do iodeto de Chumbo diminui.
PbI2 (s) + aq
J
Pb2+(aq) + 2I-(aq)Tal deve-se à presença de um ião comum, o catião chumbo, no equilíbrio de solubilidade. Pelo Princípio de le Chatelier ao aumentar a concentração de um produto da reacção o equilíbrio deve deslocar-se no sentido de gastar esse excesso, ou seja no sentido inverso. Levando à diminuição da solubilidade do sal.
9. s(Ag2CrO4) = 3,32 mg/100 cm3 de água, a 25ºC s(Ag2CrO4) = 2,69 mg/100 cm3 de água, a 15ºC 9.1. Ks, a 25ºC = ?
Ag2CrO4 (s) + aq
J
2Ag+(aq) + CrO42-(aq)no eq. __ 2s s
Ks = [Ag+]
e2. [CrO42-]e Ks = (2s)2.s = 4s3
M(Ag2CrO4) = 331,8 g/mol s = n/V
s = (3,32x10-3/331,8)/0,100 = 1,00 x10-4 mol/L Ks = 4 x (1,00 x10-4)3
Ks = 4,00x10-12
9.2. Numa solução de nitrato de prata a solubilidade irá diminuir devido à presença de um ião comum (Ag+) – Efeito do Ião Comum (ver alínea (8.3)).
9.3. Como a solubilidade aumenta com a temperatura é porque a solubilização do sal é um processo endotérmico. (ver resposta (7.2).
10. Ks(Ba(IO3)2) = 3,0x10-8
adição de 487 mg de Ba(IO3)2 a 100 cm3 de uma solução aquosa de KIO3 0,010 mol/L KIO3(aq) K+(aq) + IO3-(aq) Sal muito solúvel
[IO3-] = [KIO3] = 0,010 mol/L
Ba(IO3)2 (s) + aq
J
Ba2+aq) + 2 IO3-(aq) no in. __ 0 0,010no eq.. __ s 0,010+ 2s
A
0,010 Ks = [Ba2+]e. [IO3-]e2 3,0x10-8 = s x 0,0102
s = 3,00x10-4 mol/L V = 0,100 dm3
se em 1 dm3 ---3,00x10-4 mol
0,100 dm3 ---- n n = 3,00x10-5 mol
m(Ba(IO3)2) = n x M = 3,00x10-5 x 487 = 0,0146 g = 146 mg (massa que se consegue dissolver)
Ficam por dissolver 487- 146 = 341 mg por dissolver 11. CrO42- e Cl- de C = 1,0x10-2 mol/L
11.1. Ks(Ag2CrO4) = 1,1,x10-12 e Ks(AgCl) = 1,6x10-10
precipita primeiro o ião que precisar de menor quantidade de Ag+ Ag2CrO4 (s) + aq
J
2Ag+(aq) + CrO42-(aq)no eq. __ 2s s Ks = [Ag+] e2. [CrO42-]e [Ag+] =
[
2−]
4 CrO Ks =1,0x10-5 mol/LAgCl(s) + aq
J
Ag+(aq) + Cl-(aq) no eq. __ s s Ks = [Ag+]e. [Cl-]e
[Ag+] = Ks/[Cl-] =1,6x10-8 mol/L
O que precipita primeiro é o ião cloreto na forma de AgCl.
É de salientar que embora Ks(Ag2CrO4) seja inferior ao Ks(AgCl), tal não é suficiente para uma conclusão, pois neste caso os sais não têm a mesma estequiometria, a situação foi invertida e verifica-se que o ião que necessita de menor quantidade de Ag+ para precipitar é o Cl-. 11.2. 11.2.1. [Ag+] e > 1,6x10-8 mol/L 11.2.2. [Ag+] e > 1,0x10-5 mol/L 11.2.3.
Quando o Ag2CrO4 começa a precipipar já o AgCl(s) está em equilíbrio com os seus iões Ks = [Ag+]
e. [Cl-]e
11.2.4.
Só se consegue separar os aniões se o cromato não chegar a precipitar. Assim a quantidade de Ag+ deverá ser suficiente para que todo o cloreto precipite, mas não pode ultrapassar esse valor. Assim a [Ag+]
e < 1,0x10-5 mol/L
12. AgCl(s) + aq
J
Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ao adicionar amoníaco este vai reagir com o catião prata, segundo a equação: Ag+
(aq) + NH3(aq)
J
[Ag(NH3)]+(aq)Esta reacção é muito extensa, de modo que o catião prata vai ser consumido, obrigando o equilíbrio de solubilidade a deslocar-se no sentido directo, solubilizando o precipitado.
13. 13.1.
(A) Al2(CO3)3 (s) + aq
J
2Al3+(aq) + 3CO32-(aq) (1)O ácido nítrico é um ácido forte, logo ioniza-se quase totalmente: HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)
O ião hidrónio vai reagir com o ião negativo do sal: H3O+(aq) + CO32-(aq)
J
H2O(l) + HCO3-(aq) e H3O+(aq) + HCO3-(aq)J
H2O(l) + H2CO3(aq)O ácido carbónico, H2CO3, é muito instável, assim: H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)
Somando todas as equações temos:
Al2(CO3)3 (s) + 6HNO3(aq) 3H2O(l) + 3CO2(g) + 2Al(NO3)3(aq)
Podemos verificar que a adição do ácido nítrico provoca o consumo dos iões carbonato no equilíbrio (1). Assim, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai deslocar-se no sentido de repor esses iões, logo no sentido directo, solubilizando o sal.
(B) Al2(CO3)3 (s) + aq
J
2Al3+(aq) + 3CO32-(aq) (1) NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)Al3+
Esta reacção é muito extensa, de modo que o catião Al3+vai ser consumido, obrigando o equilíbrio de solubilidade (1) a deslocar-se no sentido directo, solubilizando o precipitado.
13.2.
(A) ZnCrO4 (s) + aq
J
Zn2+(aq) + CrO42-(aq) (2) A adição de um ácido provoca a seguinte reacção: CrO42-(aq) + 2H3O+(aq)
J
3H2O(l) + Cr2O72-(aq)Ao consumir-se o ião CrO42-, obriga a que o equilíbrio (2) se desloque no sentido directo solubilizando o precipitado.
(B) ZnCrO4 (s) + aq
J
Zn2+(aq) + CrO42-(aq) (2)A adição de NH3 provoca a formação de um ião complexo estável: Zn2+
(aq) + NH3(aq)
J
[Zn(NH3)4]2+(aq)Esta reacção é muito extensa, de modo que o catião zinco vai ser consumido, obrigando o equilíbrio de solubilidade (2) a deslocar-se no sentido directo, solubilizando o precipitado.
