Exercícios Equilíbrio Químico - Respostas

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1 Exercícios Equilíbrio Químico - Respostas Volume 1 01)(Unicamp) A reação de transformação do dióxido de carbono em monóxido de carbono, representada pela equação abaixo, é muito importante em alguns processos metalúrgicos. C (s) + CO 2(g) 2 CO (g) ; ΔH = 174 kj/mol de C. A constante de equilíbrio desta reação pode ser expressa, em termos de pressões parciais, como: 2 ( pco) k p = ( pco ) 2 Qual é o efeito sobre este equilíbrio quando: a) adiciona-se carbono sólido? b) aumenta-se a temperatura? c) introduz-se um catalisador? JUSTIFIQUE suas respostas. (a) Resp.: Não haverá deslocamento do equilíbrio. Substâncias sólidas apresentam concentração constante e por isso não haverá perturbação do sistema em equilíbrio. (b) Resp.: Haverá um aumento da concentração de CO. O processo é endotérmico e, segundo vanʼt Hoff, o sistema favorece a formação de produtos quando se aumenta a temperatura. (c) Resp.: Não haverá deslocamento do equilíbrio. Os catalisadores diminuem a energia de ativação tanto da reação direta quanto da reação inversa igualmente. Assim, teremos um igual aumento das velocidades direta e inversa, não causando por isso um deslocamento do equilíbrio. 02)(Fuvest) A obtenção de SO 3(g) pode ser representada por: 2 SO 2(g) + O 2(g) 2 SO 3(g). A formação de SO 3, por ser exotérmica, é favorecida a baixas temperaturas (temperatura ambiente). Entretanto, na prática, a obtenção de SO 3, a partir de SO 2 e O 2, é realizada a altas temperaturas (420 C). EXPLIQUE esta aparente contradição. Resp.: A aparente contradição desse procedimento se justifica pela necessidade da rapidez do processo. O aumento da temperatura torna a reação mais rápida, o que interessa, em certas situações, à indústria que administra um menor rendimento do processo. 03)(Fuvest) Nitrato de chumbo se decompõe a 800 C, estabelecendo-se o equilíbrio: 2 Pb(NO 3 ) 2(s) 2 PbO (s) + 4 NO 2(g) + O 2(g). a) ESCREVA a expressão da constante deste equilíbrio em termos de concentração, k c. Resp.: k c = [NO 2 ] 4.[O 2 ] b) INDIQUE em um gráfico a variação das concentrações dos gases NO 2 e O 2 em função do tempo, até atingir o equilíbrio. Resp.: [ ] [NO2] [O2] Tempo 04)(Fuvest) Na siderurgia ocorre a seguinte reação: FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO 2(g), cuja constante de equilíbrio k c tem a seguinte dependência da temperatura: T ( C) k c 0,678 0,552 0,466 0,403 Para aumentar o rendimento da produção de ferro metálico, como se deve variar: (a) a temperatura?; (b) a concentração dos gases presentes? Resp.: Para aumentar o rendimento, devemos diminuir a temperatura, aumentar a concentração de CO e diminuir a concentração de CO 2.

2 2 05)(Fatec) Na decomposição H 2(g) 2 H (g), EXPLICAR o que acontece, com a constante de equilíbrio k c, e que alterações sofrerá o equilíbrio químico se: a) diminuirmos a temperatura do sistema; b) aumentarmos o volume do recipiente onde ocorre o equilíbrio químico. Comentário: Lembre-se de que para quebrar ligações covalentes devemos fornecer energia para o sistema. Resp.: (a) A decomposição do H 2 é um processo endotérmico e a diminuição da temperatura causa um deslocamento do equilíbrio no sentido contrário à decomposição do H 2, por isso a k c diminui. (b) Ao aumentarmos o volume, diminui-se a pressão, assim o equilíbrio desloca-se no sentido de decompor mais o H 2, sentido de maior volume gasoso, sem contudo alterar a k c. 06)(UFOP) A reação H 2 O (g) + CO (g) H 2(g) + CO 2(g), em equilíbrio, apresenta as constantes cinéticas nas direções 1 e 2 iguais a k 1 = 2x10-4 L 2.mol -1.h -1 e, k 2 = 8x10-4 L 2.mol -1.h -1, respectivamente. Sabendo-se que v 1 = k 1 [H 2 O][CO] e v 2 = k 2 [H 2 ][CO 2 ], pede-se CALCULAR: a) a constante de equilíbrio no sentido 1. b) a concentração de CO 2(g), no equilíbrio, sabendo que as concentrações iniciais de H 2 O (g) e CO (g) são iguais a 1,0 mol/l. Resp.: (a) k c = 0,25; (b) [CO 2 ] = 0,33 mo/l 07)(Unicamp) A reação de íons de ferro (III) com íons tiocianato pode ser representada pela equação: Fe 3+ (aq) + SCN - (aq) FeSCN 2+ (aq) Nesta reação a concentração dos íons varia segundo o gráfico ao lado, sendo a curva I correspondente ao íon Fe 3+ (aq). (a) A partir de que instante podemos afirmar que o sistema entrou em equilíbrio? EXPLIQUE. (b) CALCULE a constante de equilíbrio para a reação de formação do FeSCN 2+ (aq). Resp.: (a) A partir de 400 milissegundos. Neste instante, as concentrações das substâncias envolvidas permanecem constante, que é um indicativo de uma situação em equilíbrio químico. (b) k c = 312,5. 08)(UFRJ) Uma das causas de incêndios em florestas é a combustão espontânea dos compostos orgânicos, genericamente representados pela equação abaixo. COMPOSTO + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (v) + CALOR Observe que o deslocamento do ponto de equilíbrio da reação pode tornar a combustão mais intensa. Dois fatores, entre outros, que podem contribuir para tal fato são: 1) o aumento da pressão parcial do O 2(g) ; 2) a baixa umidade relativa do ar em dias quentes. EXPLIQUE por que estes dois fatores deslocam o equilíbrio da equação no sentido da combustão. Resp.: Um aumento da pressão parcial de O 2 aumenta sua concentração o que favorece o deslocamento do equilíbrio no sentido do seu consumo, contribuindo para a combustão. A baixa umidade significa menor concentração de vapor dʼágua, o que também favorece a combustão dos compostos orgânicos. 09)(FMTM) A 100 ºC, a reação no estado gasoso, representada pela equação: H 2 + I 2 2 HI, ΔH = - 13 kj, tem constante de equilíbrio expressa em termos de concentração (k c ) igual a 49. Nessa temperatura foram introduzidos, inicialmente, 1,00 mol de H 2 e 1,00 mol de I 2 num recipiente de 1,00 L, que a seguir foi fechado. a) CALCULE a concentração de cada espécie no equilíbrio. b) O valor de k c a 300 ºC será maior, menor ou igual a 49? JUSTIFIQUE sua resposta. Resp.: (a) [H 2 ] = [I 2 ] = 0,22 mol/l; [HI] = 1,56 mol/l. (b) O valor de k c a 300 ºC será menor. Como a reação é exotérmica, um aumento da temperatura desloca o equilíbrio químico no sentido de diminuir a concentração de HI, o que diminui a constante de equilíbrio. 10)(FUVEST) O carbamato de amônio sólido, NH 4 OCONH 2, se decompõe facilmente formando os gases NH 3 e CO 2. Em recipiente fechado estabelece-se o equilíbrio: NH 4 OCONH 2(s) 2 NH 3(g) + CO 2(g). A 20 ºC, a constante desse equilíbrio, em termos de concentração mol/l, é igual a 4 x 10-9.

3 3 a) Um recipiente de 2 L, evacuado, contendo inicialmente apenas carbamato de amônio na quantidade de 4 x 10-3 mol foi mantido a 20 ºC até não se observar mais variação de pressão. Nessas condições, resta algum sólido dentro do recipiente? JUSTIFIQUE com cálculos. b) Para a decomposição do carbamato de amônio em sistema fechado, faça um gráfico da concentração de NH 3 em função do tempo, mostrando a situação de equilíbrio. Resp.: (a) Sim. Restará cerca de 0,002 mol de carbamato de amônio. b) [ ] [NH3] Equilíbrio Tempo 11) Fritz Haber (Prêmio Nobel -1918) e Carl Bosch (Prêmio Nobel ) foram os responsáveis pelo desenvolvimento do processo de obtenção de amônia (NH 3 ) a partir do nitrogênio (N 2 ) e do hidrogênio (H 2 ). O trabalho de Haber e Bosch foi de fundamental importância para a produção de fertilizantes nitrogenados, o que permitiu um aumento considerável na produção mundial de alimentos; por esse motivo, o processo Haber-Bosch é considerado uma das mais importantes contribuições da química para a humanidade. A amônia, ainda hoje, é produzida com base nesse processo. a) O gráfico ao lado relaciona o calor liberado pela reação com a massa de nitrogênio consumida. ESCREVA a equação de formação da amônia, indicando a energia em kj. b) ESCREVA a fórmula estrutural do NH 3. c) JUSTIFIQUE o caráter básico da amônia. d) Quais as melhores condições de pressão e temperatura para a produção industrial de amônia? Resp.: (a) N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) ; ΔH = -92 kj. (b) N H H H c) A amônia é uma substância aceptora de prótons e, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, é uma base. Em meio aquoso ela reage com a água segundo a equação: NH 3 + H 2 O NH HO -. d) Altas pressões e baixas temperaturas, mas não muito baixa para não comprometer o rendimento da reação. 12)(UFU) Através da oxidação de dióxido de enxofre, é obtido o trióxido de enxofre, um dos principais componentes da chuva ácida, conforme a reação representada pela equação abaixo. 2 SO 2(g) + O 2(g) 2 SO 3(g) Considerando um recipiente de volume fixo, em que a reação entre SO 2 e O 2 está em equilíbrio, responda: a) O que ocorrerá com a velocidade da reação de formação de SO 3, se for adicionado mais O 2? JUSTIFIQUE. b) O que ocorrerá com as energias de ativação nos sentidos direto e inverso, se for adicionado mais O 2? JUSTIFIQUE. c) O que ocorrerá com a velocidade de formação de SO 3 se for aumentado o volume do frasco reacional? JUSTIFIQUE. Resp.: (a) Ao adicionarmos O 2 a velocidade da reação de formação de SO 3 será maior porque o aumento da concentração de O 2 irá favorecer o número de colisões efetivas. (b) A adição de O 2 não afeta a energia de ativação. (Equação de Arrhenius, que relaciona a energia de E A Calor liberado (kj) Massa consumida de N2 (gramas) ativação com a constante cinética: k = A R.T ) (c) O aumento do volume causa uma diminuição das concentrações das substâncias, diminuindo o número de colisões efetivas e por isso determinando uma diminuição da velocidade da reação

4 4 13)(UFU) Pelo processo Haber, nitrogênio reage com hidrogênio para formar amônia, de acordo com a seguinte equação representativa da reação: N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) a) DETERMINE a expressão da constante de equilíbrio (k c ) para o sistema. b) Em um frasco de 50,0 L contendo 1,0 mol de N 2, 3,0 mols de H 2 e 0,5 mols de NH 3, a 400 o C, a amônia estará sendo formada ou consumida? JUSTIFIQUE. Dado: k c = 0,5 a C. Resp.: (a) kc = [NH 3] 2 [N 2 ].[H 2 ] 3 ; (b) A amônia será consumida porque Q > k c (Q = 23,15). 14)(UFRJ) Na fabricação de cerveja, adiciona-se gás carbônico durante o processo de engarrafamento (parte do CO 2 já é produzido durante a fermentação). Isto faz com que o produto final apresente uma acidez maior. Por outro lado, o CO 2 em solução fica em equilíbrio com o CO 2 não solubilizado, como representado a seguir: CO 2(g) CO 2(aq) ; ΔH = - 14,8 kj/mol de CO 2. a) Suponha que a geração de espuma esteja relacionada à quantidade de gás liberado durante a abertura da garrafa de cerveja. Se duas cervejas são abertas no mesmo bar, uma a 6 o C e outra a 25 o C, qual apresentará a maior quantidade de espuma? JUSTIFIQUE sua resposta. b) EXPLIQUE por que o CO 2, em solução aquosa, pode ser considerado um ácido. Resp.: (a) A cerveja a 25 o C apresentará maior quantidade de espuma do que a 6 o C. Em uma temperatura maior o equilíbrio estará favorecido no sentido endotérmico, ou seja, aquele que se desloca para a formação do CO 2(g). (b) O CO 2 é um óxido de caráter ácido e ao reagir com a água forma o ácido carbônico que por sua vez se ioniza e libera o íon hidrônio, um indicativo da acidez, segundo a equação: CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 ; H 2 CO 3 + H 2 O H 3 O + + HCO )(Unesp) Os corais, animais marinhos encontrados unicamente em mares tropicais, são dotados de um esqueleto formado por carbonato de cálcio. O carbonato de cálcio é capaz de reagir com água e com o gás carbônico nela dissolvido para formar o sal solúvel bicarbonato de cálcio. a) ESCREVA a equação balanceada de dissolução do carbonato de cálcio, segundo a reação mencionada, indicando o estado físico de cada reagente. b) Sabendo que a dissolução de dióxido de carbono em água é um processo exotérmico, JUSTIFIQUE porque não existem corais em mares frios. Resp.: (a) CaCO 3(s) + H 2 O ( ) + CO 2(aq) Ca(HCO 3 ) 2(aq) (b) Em uma temperatura baixa, como nos mares de águas geladas, haverá maior concentração de CO 2(aq). De acordo com o equilíbrio, uma maior concentração de CO 2(aq), segundo o princípio de Le Chatelier, irá deslocar o equilíbrio no sentido de consumir o CaCO 3, impossibilitando assim a existência de corais. 16)(UFV) Considere um frasco contendo os gases NO 2 e N 2 O 4 em equilíbrio, conforme representado pela equação abaixo: 2 NO 2 (g) N 2 O 4(g) ; ΔH = -57,2 kj/mol. ESCREVA em que sentido será deslocado o equilíbrio se: a) o volume do frasco for reduzido à metade, sem alteração da temperatura. b) houver aumento da temperatura sem alteração do volume do frasco. c) for adicionado mais 1 mol de N 2 O 4 ao sistema, sem alteração da temperatura e do volume do frasco. Resp.: (a) Deslocará no sentido de produzir mais N 2 O 4. (b) Deslocará no sentido de produzir mais NO 2. (c) Deslocará no sentido de formação de NO 2. 17)(UFRJ) A reação entre um ácido carboxílico e um álcool é chamada de esterificação e pode ser genericamente representada pela equação a seguir: RCOOH ( ) + RʼOH ( ) RCOORʼ( ) + H 2 O ( ) a) EXPLIQUE por que a adição de um agente desidratante aumenta a formação de éster. b) Em um recipiente de 1 litro, foram adicionados 1 mol de ácido e 1 mol de álcool. Sabendo que nestas condições k c = 4, CALCULE a concentração de éster no equilíbrio. c) Se R é o radical propil e Rʼ é o radical isopropil, dê o nome do éster formado. Resp.: (a) Um agente desidratante diminuirá a concentração da água no equilíbrio. Segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor em parte a água retirada, ocasionando assim o aumento da concentração do éster (RCOORʼ). (b) [RCOORʼ] = 0,67 mol/l. (c) Butanoato de isopropila

5 5 18)(UFF) A reação N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) é endotérmica, com ΔH o = +56,9 kj. a) EXPLIQUE de que modo, no equilíbrio estabelecido, a quantidade de NO 2 pode ser afetada pelas seguintes variações: I) adição de N 2 O 4 II) abaixamento da pressão por aumento do volume do recipiente III) aumento da temperatura IV) adição de um catalisador ao sistema b) INDIQUE, dentre as variações apresentadas no item anterior, a que altera o valor de k c. JUSTIFIQUE a resposta. Resposta: (a) I) A adição de N 2 O 4 causará deslocamento da posição de equilíbrio para a direita. A quantidade de NO 2 irá aumentar. II) Quando a pressão no sistema diminui, o sistema responde produzindo mais moléculas do gás, o que faz a pressão aumentar, no sentido de reagir à variação. Uma vez que mais moléculas estão sendo formadas se N 2 O 4 está se decompondo, a quantidade de NO 2, no equilíbrio, irá aumentar. III) Sendo a reação endotérmica, pode-se escrever da seguinte maneira, onde calor aparece como reagente: Calor + N 2 O 4(g) 2NO 2(g) Uma vez que o aumento da temperatura é acompanhado por adição de calor, o sistema irá responder absorvendo calor isto significa que o equilíbrio se deslocará para a direita. Deve-se notar, entretanto, que quando o equilíbrio se restabelece, existirá mais NO 2 presente. IV) Um catalisador não tem efeito sobre o equilíbrio químico. O catalisador afeta a velocidade da reação, fazendo com que as reações alcancem o equilíbrio mais rapidamente. Assim, a quantidade de NO 2, no equilíbrio, não sofrerá alterações. (b) A única variação que afeta a k c é a variação de temperatura. O aumento da temperatura (adição de calor) irá aumentar k c para esta reação, que é endotérmica. 19)(EFEI) Considere o seguinte equilíbrio a 25 o C: N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) ΔH = + 58,0 kj O gás tetróxido de dinitrogênio é um gás incolor, enquanto o dióxido de nitrogênio é um gás marrom castanho. Numa mistura destes gases em equilíbrio, a cor visível é, portanto, a cor castanha, mas esta pode "clarear" ou "escurecer", conforme o equilíbrio é deslocado. EXPLIQUE como mudará a cor de uma seringa de vidro fechada (volume constante) contendo uma mistura dos dois gases em equilíbrio quando: a) algum N 2 O 4 é adicionado; b) todo NO 2 original é removido; c) a pressão total é aumentada, pela admissão de gás inerte, nitrogênio (N 2 ), por exemplo; d) a seringa for colocada num copo com água gelada. Resp.: (a) A adição de N 2 O 4 inicialmente causará um clareamento na cor castanha, mas o equilíbrio irá deslocar no sentido da formação de mais NO 2, o que praticamente recuperará a cor inicial. (b) A remoção de todo o NO 2 deixará o sistema incolor, mas o N 2 O 4 que ficou sofrerá espontaneamente decomposição, produzindo NO 2 e cor, restabelecido o equilíbrio, será praticamente a mesma do início. (c) Não haverá alteração na cor do sistema porque não ocorrerá deslocamento do equilíbrio. (d) A diminuição da temperatura deslocará o equilíbrio no sentido exotérmico, ou seja, no sentido de produzir mais N 2 O 4, e assim causando um clareamento do sistema. 20)(UFRJ) Um método de produção de cianeto de hidrogênio é a nitrogenação do acetileno em fase gasosa, de acordo com a equação: N 2(g) + C 2 H 2(g) 2 HCN (g). O diagrama a seguir indica os valores das concentrações (em mol/l) dos compostos N 2, C 2 H 2 e HCN em equilíbrio, a várias temperaturas diferentes e mostra que a temperaturas distintas correspondem diferentes condições de equilíbrio. a) DETERMINE a constante de reação k c da equação de formação de HCN, à temperatura de 300 o C. b) EXPLIQUE por que a reação de produção de HCN é endotérmica. Resp.: (a) k C = 5x10-3 ; (b) De acordo com o gráfico, o aumento da temperatura aumenta a concentração de HCN. Isso é um indicativo de que o equilíbrio deslocou no sentido de formação do HCN. Como o aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico, logo a formação de HCN é um processo endotérmico.

6 6 21)(UFRJ) Em um recipiente de um litro foi adicionado um mol de uma substância gasosa A, que imediatamente passou a sofrer uma reação de decomposição. As concentrações molares (sic) de A foram medidas em diversos momentos e verificou-se que, a partir do décimo minuto, a sua concentração se tornava constante, conforme os dados registrados no gráfico a seguir. A decomposição de A ocorre segundo a equação: 2 A (g) B (g) + C (g) a) DETERMINE a velocidade média de decomposição de A durante os primeiros quatro minutos. b) CALCULE a constante de equilíbrio k c. Resp.: (a) 0,15 mol/l; (b) k C = 4 22)(UFV) Amônia pode ser preparada pela reação entre nitrogênio e hidrogênio gasosos, sob alta pressão, segundo a equação: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g). A tabela abaixo mostra a variação da concentração dos reagentes e produtos no decorrer de um experimento realizado em sistema fechado, a temperatura e pressão constantes. Intervalo de tempo [N 2 ] / mol/l [H 2 ] / mol/l X Y Y [NH 3 ] / mol/l a) Os valores de X e Y no quadro ao lado são: X = e Y = b) ESCREVA a expressão da constante de equilíbrio para esta reação, em termos das concentrações de cada componente. c) O valor da constante de equilíbrio para esta reação, nas condições do experimento, é Resp.: (a) X = 8; Y = 6; (b) k C = [NH 3] 2 [N 2 ].[H 2 ] 3 ; (c) k C = 5,14. 23) EXPLICAR o que ocorre quando a uma solução saturada de hidróxido férrico se adiciona uma pequena quantidade de hidróxido de sódio sólido. Resp.: Uma solução saturada de Fe(OH) 3 apresenta equilíbrio de solubilidade de acordo com a equação: Fe(OH) 3(s) Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq). A adição de NaOH perturba o equilíbrio pela adição do íon comum hidróxido, HO -. De acordo com o princípio de Le Chatelier, o aumento da concentração de OH - desloca o equilíbrio no sentido de precipitar o hidróxido férrico. 24)(PUCMG) Considere os equilíbrios abaixo e responda as questões propostas: CaSO 4(s) Ca 2+ (aq) + SO 4 2-(aq) kps = 2, a 25 C BaSO 4(s) Ba 2+ (aq) + SO 4 2-(aq) kps = 1, a 25 C. a) Qual dos sais é mais solúvel? JUSTIFIQUE sua resposta. b) CALCULE a concentração dos íons Ba 2+ numa solução saturada de BaSO 4. Resp.: (a) O CaSO 4 é o sal mais solúvel. O kps é um indicativo da solubilidade de uma substância e quanto maior o kps, maior a solubilidade da substância. O CaSO 4 é mais solúvel do que o BaSO 4 porque apresenta uma maior kps. (b) [Ba 2+ ] = 10-5 mol/l. 25)(Fuvest) Medidas efetuadas em laboratório indicam para o produto de solubilidade do carbonato de cálcio (calcita), o valor 4, A análise de uma água do mar revelou as concentrações: [Ca 2+ ] = 0,01 mol/l [CO 2-3 ] = 0,002 mol/l. a) Pode haver precipitação de calcita nesta água do mar? JUSTIFIQUE. b) CALCULE a massa, em g, de calcita contida em 100 L dessa água do mar. c) CALCULE a massa, em g, de calcita contida em 100 L de uma solução saturada de CaCO 3. Resp.: (a) PI = [Ca 2+ ].[CO 2-3 ] = 2x10-5 > kps. Logo, haverá precipitação porque a concentração dos íons excede a de uma solução saturada. (b) 20 g de CaCO 3. (c) 0,7 g de CaCO 3. 26) O fosfato de magnésio, Mg 3 (PO 4 ) 2, a 25 C, tem kps igual a 1, Qual a solubilidade deste sal, em mol/l, nesta temperatura. Resp.: 10-6 mol/l.

7 7 27)(UnB-DF) A solubilidade do hidróxido de magnésio a 25 C, é 1, mol/l. CALCULE o produto de solubilidade deste hidróxido a esta temperatura. Resp.: kps = 8,8x ) Analisando os seguintes valores, referentes a soluções saturadas de sulfetos metálicos: Substância MnS FeS CoS NiS CuS kps 2, , , , , Qual o íon metálico em maior concentração mol/l na respectiva solução? Resp.: Mn )(FCMMG) 2,84 g de Na 2 SO 4 foram dissolvidos em água suficiente para a obtenção de 0,5 L de solução. a) Qual a concentração do soluto na solução, expressa em % massa/volume? b) Suponha que a determinado volume desta solução adiciona-se igual volume de água. CALCULE a concentração mol/l do íon Na + na solução final. c) A 50 cm 3 da solução obtida no item anterior acrescenta-se 50 cm 3 de solução 0,40 mol/l de Ba(NO 3 ) 2(aq). MOSTRE, por meio de cálculos, se haverá precipitação de BaSO 4(s). kps do BaSO 4 = 1,5x10-9 Resp.: (a) 0,568% m/v. (b) 0,04 mol/l. (c) PI = [Ba 2+ ].[SO 4 2- ] = 0,20x0,01 = 2x10-3 > kps, logo haverá precipitação. 30) 2,00 g de oxalato de magnésio (MgC 2 O 4 ) sólido foram postos a dissolver em água suficiente para 0,5 litro de solução. Após estabelecido o equilíbrio, a mistura foi filtrada tendo 0,32 g do sal ficado retido no papel de filtro. Com base nessas informações: a) CALCULE o produto de solubilidade (kps) do oxalato de magnésio. b) MOSTRE, por meio de cálculos, se haverá ou não formação de precipitado quando volumes iguais de soluções, respectivamente, 2x10-2 mol/l de MgCl 2 e 4x10-2 mol/l de Na 2 C 2 O 4 forem misturadas. Resp.: (a) kps = 9x10-4. (b) PI = [Mg 2+ ].[C 2 O 4 2- ] = 10-2 x2x10-2 = 2x10-4 < kps, logo não haverá precipitação. 31) O sulfato de cálcio é um sal pouco solúvel em água. O valor do kps do sal, a 25 C, é 2,5x10-5. a) Tomando por base o valor do kps fornecido, CALCULE a solubilidade em água do CaSO 4 expressa em mol/l a 25 C. b) Se, no lugar de água pura, for usada uma solução de nitrato de cálcio como solvente, a solubilidade do CaSO 4 será a mesma ou sofrerá alteração? JUSTIFIQUE sua resposta. Resp.: (a) 5x10-3 mol/l. (b) A solubilidade será alterada. A presença do íon cálcio causa um deslocamento do equilíbrio (efeito do íon comum) no sentido da diminuição da solubilidade do CaSO 4. 32)(PUCMG) Sejam dados os seguintes produtos de solubilidade (kps), correspondentes a alguns sais de prata: Ag 2 SO 4, kps = 4,0x10-12 ; AgI, kps = 8,1x10-17 ; AgC, kps = 1,0x A partir dessas informações, responda aos itens abaixo: a) COLOQUE os sais de prata mencionados em ordem crescente de solubilidade. b) A adição de Ag + a uma solução equimolar dos sais induzirá, primeiramente, a precipitação de qual sal? Por quê? Resp.: (a) AgI < Ag 2 SO 4 < AgC. (b) AgI. O AgI precipitará primeiro porque é o sal menos solúvel (possui o menor kps). 33) Considere os seguintes produtos de solubilidade a 25 C: PbSO 4, kps = 1, ; PbCO 3, kps = 3, a) Qual o sal mais solúvel? b) DESCREVA o que ocorrerá ao serem misturados volumes iguais das soluções saturadas desses sais. JUSTIFIQUE sua resposta. Resp.: (a) PbSO 4. (b) Ocorrerá precipitação do PbCO 3. Este sal é pouco solúvel em água e a adição de uma solução mais concentrada com íons Pb 2+ (efeito do íon comum) deslocará o equilíbrio no sentido da precipitação deste sal.

8 8 34)(Unesp) Apesar dos efeitos tóxicos do íon Ba 2+, sais de bário são ingeridos por pacientes para servirem como material de contraste em radiografias de estômago. A dose letal para seres humanos é de 25 mg de íons Ba 2+ por quilograma de massa corporal. Supondo que todos os íons Ba 2+, solubilizados em uma solução aquosa saturada do sal pouco solúvel BaSO 4, sejam absorvidos pelo paciente, pergunta-se: a) um paciente de 60 kg corre risco de morte se ingerir 200 ml da referida solução saturada? JUSTIFIQUE a resposta, mostrando os cálculos efetuados. b) que volume da referida solução corresponderia à dose letal para um paciente de 40 kg? Massa molar do bário = 137 g/mol. Constante do produto de solubilidade do BaSO 4, k PS = 1x Resp.: (a) A dose não é letal (0,0046 mg/kg < 25 mg/kg). (b) 730 L. 35)(PUCRJ) A quantidade de bário em ligas metálicas pode ser determinada, após sua dissolução, pela reação com ácido sulfúrico, originando sulfato de bário: Ba 2+ (aq) + H 2 SO 4(aq) BaSO 4(s) + 2 H + (aq). Uma amostra da liga pesando 5,020 g, necessita, após dissolução, de 18 ml de H 2 SO 4 0,15 mol/l para total consumo do Ba 2+ (aq). a) Qual é a porcentagem em massa de bário na liga? b) Se o kps do BaSO 4 é 1,10x10-10 [mol L -1 ] 2, qual é a solubilidade do BaSO 4? Resp.: (a) 7,4%; (b) 1,05x10-5 mol/l. 36)(UFV) Considere a tabela abaixo: SAL Constante do produto de solubilidade (kps) a 25 ºC BaSO 4 1,0x10-10 SrSO 4 2,9x10-7 PbSO 4 2,2x10-8 a) Dentre os sais acima o MAIS solúvel em água é: b) A solubilidade do BaSO 4 em água, em mol/l, é: c) A solubilidade do BaSO 4 em água, em g/l, é: Resp.: (a) SrSO 4 ; (b) 10-5 mol/l; (c) 0,00233 g/l. 37) O produto de solubilidade do hidróxido de cálcio é 4x10-6. Qual será a solubilidade do composto em mol por litro? Resp.: 10-2 mol/l 38) São dadas as substâncias abaixo e seus respectivos produtos de solubilidade: AgC : kps = 2, ; AgBr: kps = 5, ; AgI: kps = 8, Qual dos compostos formará solução aquosa saturada de maior concentração mol/l? Resp.: AgC. 39)(Fuvest) A determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2, mol/l. Qual o valor do produto de solubilidade desse sal, à mesma temperatura? Resp.: kps = 3,2x ) Adicionando-se 10 g de um sal, de fórmula geral X 2 Y, em 1000 ml de água, obtém-se como corpo de fundo 9,9667 g do sal. CALCULE o produto de solubilidade do X 2 Y. Dados: massa molar dos íons X + = 108; Y 2- = 118 Resp.: kps = 4x10-12