PROPOSTA DE RESOLUÇÃO DA FICHA DE EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
1.
1.1. s(CdCl2 ) = 114,1g/100g H 2 O
M(CdCl2 )= 183,3 g/mol
M(H2 O) = 18,0 g/mol
x(CdCl2 ) = n (CdCl2)/ntotal
m(H2 O) = 100 g e m(CdCl2 ) = 114,1 g
n (CdCl2 ) = 114,1/183,3 = 0,6225 mol
n(H2 O) = 100/18 = 5,551 mol
x(CdCl2 ) = 0,6225/(0,6225+5,551) = 0,101
1.2.
m = n soluto / msolvente (kg)
m = 0,6225/0,100 = 6,22 mol/kg
2.
2.1.
s(Ag2 C2 O4 ) = 3,3x10-3 g/100cm3
M((Ag2 C2 O4 ) = 303,76 g/mol
s = n Ag2C2O4 /V solução
s = (3,3x10-3 /303,76)/0,100
s = 1,09x10-4 mol/L
Ag2 C2 O4 (s) + aq J 2Ag+ (aq) + C2 O4 2- (aq)
no eq.
__
2s
s
Ks = [Ag+ ]e2 . [C2 O4 2-]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
Pb3 (PO4 ) 2 (s) + aq J 3Pb2+ (aq) + 2PO4 3- (aq)
1
no eq.
--
3s
2s
Ks = [Pb2+ ]e3 . [PO4 3-]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
s=3
3.2.
Ks
4
= 1,6x10-2 mol/L
s (Ag2 CO3 ) = ?
Ag2 CO3 (s) + aq J 2Ag+ (aq) + CO3 2-(aq)
no eq. -2s
s
Ks = [Ag+ ]e2 . [CO3 2-]e
Ks = (2s) 2 .s =4s3
s =
3
Ks
4
= 1,2x10-4 mol/L
4.
m(AgCl) = ?
Ks(AgCl) = 1,6x10-10
VH2O A Vsolução = 0,250 dm3
no eq.
AgCl (s) + aq J Ag+ (aq) + Cl-(aq)
-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
2
5.
m(CaCO3 ) = 7,42x10-4 g
Vsolução = ?
Ks(CaCO3 ) = 5,00x10-9
CaCO3 (s) + aq J Ca2+ (aq) + CO3 2-(aq)
no eq. -s
s
Ks = [Ca2+ ]e. [CO3 2-]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)
Na2 CO3 (aq)
Ba 2+ (aq) + Cl-(aq)
2Na+ (aq) + CO3 2-(aq)
Possível precipitado:
NaCl – não (sal muito solúvel)
BaCO3 – sal pouco solúvel (ver valor de Ks)
BaCO3 (s) + aq J Ba2+ (aq) + CO3 2-(aq)
Qs = [Ba2+ ]. [CO3 2-]
Na mistura temos:
n(Ba 2+ ) =n(BaCl2 ) = C x V = 1,0x10-3 x 0,010 = 1,0x10-5 mol
C(Ba 2+ ) = 1,0x10-5 /0,020 = 5,00x10-4 mol/L
3
n(CO3 2-) =n(Na2 CO3 ) = C x V = 1,0x10-3 x 0,010 = 1,0x10-5 mol
C(CO3 2-) = 1,0x10-5 /0,020 = 5,00x10-4 mol/L
Qs = [Ba2+ ]. [CO3 2-]
Qs = 5,00x10-4 x 5,00x10-4 = 2,5x10-7 > Ks Logo ocorre precipitação
6.2.
Ks(PbS04 ) = 1,6x10-8
10 mL de Pb(NO3 ) 2 1,0x10-3 mol/L e 15 mL de H 2 SO4 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
H 2 SO4 (aq) + 2H 2 O(l)
2H 3 O+ (aq) + SO4 2-(aq)
Possível precipitado:
PbSO4 – sal pouco solúvel (ver valor de Ks)
PbSO4 (s) + aq J Pb2+ (aq) + SO4 2-(aq)
Qs = [Pb2+ ]. [SO4 2-]
Na mistura temos:
n(Pb2+ ) =n(Pb(NO3 ) 2 ) = C x V = 1,0x10-4 x 0,010 = 1,0x10-6 mol
C(Pb2+ ) = 1,0x10-6 /0,025 = 4,00x10-5 mol/L
n(SO4 2-) =n(H2 SO4 ) = C x V = 1,0x10-4 x 0,015 = 1,5x10-6 mol
C(SO4 2-) = 1,5x10-6 /0,025 = 6,00x10-5 mol/L
Qs = [Pb2+ ]. [SO4 2-]
Qs = 4,00x10-5 x 6,00x10-5 = 2,4x10-9 < Ks Logo não ocorre precipitação
7.
C(Mg2+ ) = 0,14 mol/L
7.1.
C(OH-) min. = ?
Mg(OH)2 (s) + aq J Mg2+ (aq) + 2OH-(aq)
Qs = Ks = [Mg2+ ]. [OH-]2
Ks = 1,4x10-1 1
1,4x10-1 1 = 0,14 x [OH-]2
[OH-] = 1,0x10-5 mol/L
4
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
s =
8.2.
3
Ks
4
= 6,5x10-4 mol/L
em solução aquosa de nitrato de chumbo (sal solúvel)
Pb(NO3 ) 2 (aq)
Pb2+ (aq) + 2NO3 -(aq)
[Pb2+ ] = [Pb(NO3 ) 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/L
8.3.
Verifica-se que numa solução de nitrato de chumbo a solubilidade do iodeto de Chumbo
diminui.
5
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(Ag2 CrO4 ) = 3,32 mg/100 cm3 de água, a 25ºC
s(Ag2 CrO4 ) = 2,69 mg/100 cm3 de água, a 15ºC
9.1.
Ks, a 25ºC = ?
no eq.
Ag2 CrO4 (s) + aq J 2Ag+ (aq) + CrO4 2- (aq)
__
2s
s
Ks = [Ag+ ]e2 . [CrO4 2-]e
Ks = (2s) 2 .s = 4s3
M(Ag2 CrO4 ) = 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
no eq..
__
s
0,010
0,010+ 2s A 0,010
Ks = [Ba2+ ]e. [IO3 -]e2
3,0x10-8 = s x 0,0102
6
s = 3,00x10-4 mol/L
V = 0,100 dm3
se em 1 dm3 ---------3,00x10-4 mol
0,100 dm3 ----
n = 3,00x10-5 mol
n
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.
CrO4 2- e Cl-
de C = 1,0x10-2 mol/L
11.1. Ks(Ag2 CrO4 ) = 1,1,x10-12 e Ks(AgCl) = 1,6x10-10
precipita primeiro o ião que precisar de menor quantidade de Ag+
Ag2 CrO4 (s) + aq J 2Ag+ (aq) + CrO4 2- (aq)
no eq.
__
2s
s
Ks = [Ag+ ]e2 . [CrO4 2-]e
[Ag+ ] =
Ks
=1,0x10-5 mol/L
2−
CrO 4
[
]
AgCl(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(Ag2 CrO4 ) 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 Ag2 CrO4 começa a precipipar já o AgCl(s) está em equilíbrio com os seus iões
Ks = [Ag+ ]e. [Cl-]e
[Cl-] =
Ks/[Ag+ ] =1,6x10-5 mol/L
7
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) + 3CO3 2-(aq)
(1)
O ácido nítrico é um ácido forte, logo ioniza-se quase totalmente:
HNO3(aq) + H 2 O(l)
H 3 O+ (aq) + NO3 -(aq)
O ião hidrónio vai reagir com o ião negativo do sal:
H 3 O+ (aq) + CO3 2-(aq) J H 2 O(l) + HCO3 -(aq)
e
H 3 O+ (aq) + HCO3 -(aq) J H 2 O(l) + H 2 CO3(aq)
O ácido carbónico, H 2 CO3 , é muito instável, assim:
H 2 CO3(aq)
H 2 O(l) + CO2(g)
Somando todas as equações temos:
Al2 (CO3 ) 3 (s) + 6HNO3(aq)
3H 2 O(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) + 3CO3 2-(aq)
NaOH(aq)
Na+ (aq) + OH-(aq)
(1)
Al3+ (aq) + 4OH-(aq) J [Al(OH)4 ]-(aq) (ião tetrahidroxoaluminato – muito estável)
8
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)
+
CrO4 2-(aq)
(2)
A adição de um ácido provoca a seguinte reacção:
CrO4 2-(aq) + 2H 3 O+ (aq) J 3H 2 O(l)
+
Cr2 O7 2-(aq)
Ao consumir-se o ião CrO4 2-, obriga a que o equilíbrio (2) se desloque no sentido directo
solubilizando o precipitado.
(B)
ZnCrO4 (s) + aq J Zn2+ (aq)
+
CrO4 2-(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.
9