PROPOSTA DE RESOLUÇÃO DA FICHA DE EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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1 PROPOSTA DE RESOLUÇÃO DA FICHA DE EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE s(cdcl 2 ) = 114,1g/100g H 2 O M(CdCl 2 )= 183,3 g/mol M(H 2 O) = 18,0 g/mol x(cdcl 2 ) = n (CdCl2)/n total m(h 2 O) = 100 g e m(cdcl 2 ) = 114,1 g n (CdCl 2 ) = 114,1/183,3 = 0,6225 mol n(h 2 O) = 100/18 = 5,551 mol x(cdcl 2 ) = 0,6225/(0,6225+5,551) = 0, m = n soluto / m solvente (kg) m = 0,6225/0,100 = 6,22 mol/kg s(ag 2 C 2 O 4 ) = 3,3x10-3 g/100cm 3 M((Ag 2 C 2 O 4 ) = 303,76 g/mol s = n Ag2C2O4 /V solução s = (3,3x10-3 /303,76)/0,100 s = 1,09x10-4 mol/l Ag 2 C 2 O 4 (s) + aq J 2Ag + + C 2 O 4 no eq. 2s s Ks = [Ag + ] e 2. [C 2 O 4 ] e Ks = (2s) 2.s = 4s 3 = 4.(1,09x10-4 ) 3 = Ks = 5,2x Ks(Pb 3 (PO 4 ) 2 ) =? s (Pb 3 (PO 4 ) 2 ) = 1,4x10-5 g/100cm 3 M(Pb 3 (PO 4 ) 2 ) = 811,6 g/mol s = (1,4x10-5 /881,6)/0,100 s = 1,725x10-7 mol/dm 3 Pb 3 (PO 4 ) 2 (s) + aq J 3Pb PO 4 3-1

2 no eq. -- 3s 2s Ks = [Pb 2+ ] 3 e. [PO ] e Ks = (3s) 3.(2s) 2 = 108s 5 = 108.(1,725x10-7 ) 5 = Ks = 1,7x s(pbcl 2 ) =? PbCl 2 (s) + aq J Pb Cl - no eq. -- s 2s Ks = [Pb 2+ ] e. [Cl - ] e 2 Ks = s.(2s) 2 =4s 3 Ks 4 s = 3 = 1,6x10-2 mol/l 3.2. s (Ag 2 CO 3 ) =? Ag 2 CO 3 (s) + aq J 2Ag + + CO 3 no eq. -- 2s s Ks = [Ag + ] e 2. [CO 3 ] e Ks = (2s) 2.s =4s 3 Ks s = 3 = 1,2x10-4 mol/l 4 4. m(agcl) =? Ks(AgCl) = 1,6x10-10 V H2O A V solução = 0,250 dm 3 AgCl (s) + aq J Ag + + Cl - no eq. -- s s Ks = [Ag + ] e. [Cl - ] e Ks = s 2 s = Ks = 1,26x10-5 mol/l 1 dm ,26x10-5 0,250 dm 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

3 5. m(caco 3 ) = 7,42x10-4 g V solução =? Ks(CaCO 3 ) = 5,00x10-9 CaCO 3 (s) + aq J Ca 2+ + CO 3 no eq. -- s s Ks = [Ca 2+ ] e. [CO 3 ] e Ks = s.s = s 2 s = Ks = 7,07x10-5 mol/l M(CaCO 3 ) = 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 dm Ks(BaC0 3 ) = 8,0x ml de BaCl 2 1,0x10-3 mol/l e 10 ml de NaCO 3 1,0x10-3 mol/l haverá precipitação? Sim, se Qs > Ks Sais muito solúveis: BaCl 2 Ba 2+ + Cl - Na 2 CO 3 2Na + + CO 3 Possível precipitado: NaCl não (sal muito solúvel) BaCO 3 sal pouco solúvel (ver valor de Ks) BaCO 3 (s) + aq J Ba 2+ + CO 3 Qs = [Ba 2+ ]. [CO 3 ] Na mistura temos: n(ba 2+ ) =n(bacl 2 ) = 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

4 n(co 3 ) =n(na 2 CO 3 ) = C x V = 1,0x10-3 x 0,010 = 1,0x10-5 mol C(CO 3 ) = 1,0x10-5 /0,020 = 5,00x10-4 mol/l Qs = [Ba 2+ ]. [CO 3 ] Qs = 5,00x10-4 x 5,00x10-4 = 2,5x10-7 > Ks Logo ocorre precipitação 6.2. Ks(PbS0 4 ) = 1,6x ml de Pb(NO 3 ) 2 1,0x10-3 mol/l e 15 ml de H 2 SO 4 1,0x10-4 mol/l haverá precipitação? Sim, se Qs > Ks Sal muito solúvel: Pb(NO 3 ) 2 Pb NO - 3 ácido forte ioniza-se quase na totalidade H 2 SO 4 + 2H 2 O(l) 2H 3 O + + SO 4 Possível precipitado: PbSO 4 sal pouco solúvel (ver valor de Ks) PbSO 4 (s) + aq J Pb 2+ + SO 4 Qs = [Pb 2+ ]. [SO 4 ] Na mistura temos: n(pb 2+ ) =n(pb(no 3 ) 2 ) = C x V = 1,0x10-4 x 0,010 = 1,0x10-6 mol C(Pb 2+ ) = 1,0x10-6 /0,025 = 4,00x10-5 mol/l n(so 4 ) =n(h 2 SO 4 ) = C x V = 1,0x10-4 x 0,015 = 1,5x10-6 mol C(SO 4 ) = 1,5x10-6 /0,025 = 6,00x10-5 mol/l Qs = [Pb 2+ ]. [SO 4 ] Qs = 4,00x10-5 x 6,00x10-5 = 2,4x10-9 < Ks Logo não ocorre precipitação 7. C(Mg 2+ ) = 0,14 mol/l 7.1. C(OH - ) min. =? Mg(OH) 2 (s) + aq J Mg OH - Ks = 1,4x10-11 Qs = Ks = [Mg 2+ ]. [OH - ] 2 1,4x10-11 = 0,14 x [OH - ] 2 [OH - ] = 1,0x10-5 mol/l 4

5 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(pbi 2 ) =? 8.1. em água PbI 2 (s) + aq J Pb I - no eq. -- s 2s Ks = [Pb 2+ ] e. [I - ] e 2 Ks =s. (2s) 2 =4s 3 Ks s = 3 = 6,5x10-4 mol/l em solução aquosa de nitrato de chumbo (sal solúvel) Pb(NO 3 ) 2 [Pb 2+ ] = [Pb(NO 3 ) 2 ] = 0,1 mol/l Pb NO 3 - PbI 2 (s) + aq J Pb I - 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: Ks = [Pb 2+ ] e. [I - 2 ] e Ks =(0,1 +s ). (2s ) 2 = Ks = 0,1. 4s 2 Ks = 0,4.s 2 s = 5,2x10-5 mol/l 0,1+s A 0, Verifica-se que numa solução de nitrato de chumbo a solubilidade do iodeto de Chumbo diminui. 5

6 PbI 2 (s) + aq J Pb I - 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(ag 2 CrO 4 ) = 3,32 mg/100 cm 3 de água, a 25ºC s(ag 2 CrO 4 ) = 2,69 mg/100 cm 3 de água, a 15ºC 9.1. Ks, a 25ºC =? Ag 2 CrO 4 (s) + aq J 2Ag + + CrO 4 no eq. 2s s Ks = [Ag + ] e 2. [CrO 4 ] e Ks = (2s) 2.s = 4s 3 M(Ag 2 CrO 4 ) = 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 = 4,00x 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)) Como a solubilidade aumenta com a temperatura é porque a solubilização do sal é um processo endotérmico. (ver resposta (7.2). 10. Ks(Ba(IO 3 ) 2 ) = 3,0x10-8 adição de 487 mg de Ba(IO 3 ) 2 a 100 cm 3 de uma solução aquosa de KIO 3 0,010 mol/l KIO 3 K + + IO - 3 Sal muito solúvel [IO - 3 ] = [KIO 3 ] = 0,010 mol/l Ba(IO 3 ) 2 (s) + aq J Ba 2+ aq) + 2 IO 3 - no in. 0 0,010 no eq.. s 0,010+ 2s A 0,010 Ks = [Ba 2+ ] e. [IO 3 - ] e 2 3,0x10-8 = s x 0,

7 s = 3,00x10-4 mol/l V = 0,100 dm 3 se em 1 dm ,00x10-4 mol 0,100 dm n n = 3,00x10-5 mol m(ba(io 3 ) 2 ) = n x M = 3,00x10-5 x 487 = 0,0146 g = 146 mg (massa que se consegue dissolver) Ficam por dissolver = 341 mg por dissolver 11. CrO 4 e Cl - de C = 1,0x10-2 mol/l Ks(Ag 2 CrO 4 ) = 1,1,x10-12 e Ks(AgCl) = 1,6x10-10 precipita primeiro o ião que precisar de menor quantidade de Ag + Ag 2 CrO 4 (s) + aq J 2Ag + + CrO 4 no eq. 2s s Ks = [Ag + ] e 2. [CrO 4 ] e [Ag + ] = Ks 2 [ CrO 4 ] =1,0x10-5 mol/l AgCl (s) + aq J Ag + + Cl - 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(Ag 2 CrO 4 ) 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 [Ag + ] e > 1,6x10-8 mol/l [Ag + ] e > 1,0x10-5 mol/l Quando o Ag 2 CrO 4 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

8 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 + + Cl - Ao adicionar amoníaco este vai reagir com o catião prata, segundo a equação: Ag + + NH 3 J [Ag(NH 3 )] + 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 (A) Al 2 (CO 3 ) 3 (s) + aq J 2Al CO 3 (1) O ácido nítrico é um ácido forte, logo ioniza-se quase totalmente: HNO 3 + H 2 O (l) H 3 O + + NO 3 - O ião hidrónio vai reagir com o ião negativo do sal: H 3 O + + CO 3 J H 2 O (l) + HCO 3 - e H 3 O + + HCO 3 - J H 2 O (l) + H 2 CO 3 O ácido carbónico, H 2 CO 3, é muito instável, assim: H 2 CO 3 H 2 O (l) + CO 2(g) Somando todas as equações temos: Al 2 (CO 3 ) 3 (s) + 6HNO 3 3H 2 O (l) + 3CO 2(g) + 2Al(NO 3 ) 3 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) Al 2 (CO 3 ) 3 (s) + aq J 2Al CO 3 (1) NaOH Na + + OH - Al OH - J [Al(OH) 4 ] - (ião tetrahidroxoaluminato muito estável) 8

9 Esta reacção é muito extensa, de modo que o catião Al 3+ vai ser consumido, obrigando o equilíbrio de solubilidade (1) a deslocar-se no sentido directo, solubilizando o precipitado (A) ZnCrO 4 (s) + aq J Zn 2+ + CrO 4 (2) A adição de um ácido provoca a seguinte reacção: CrO 4 + 2H 3 O + J 3H 2 O (l) + Cr 2 O 7 Ao consumir-se o ião CrO 4, obriga a que o equilíbrio (2) se desloque no sentido directo solubilizando o precipitado. (B) ZnCrO 4 (s) + aq J Zn 2+ + CrO 4 (2) A adição de NH 3 provoca a formação de um ião complexo estável: Zn 2+ + NH 3 J [Zn(NH 3 )4] 2+ 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