1a Questão (P2 - 22/10/11)

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1 Questão
De acordo com as equações abaixo, a 25 ºC, faça o que se pede.
BaF2(s)
BaSO4(s)
Ba2+(aq) + 2F-(aq)
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Kps (BaF2) = 1,7 x 10-6
Kps (BaSO4) = 1,0 x 10-10
a) Calcule as solubilidades dos sais fluoreto de bário, BaF2, e sulfato de bário, BaSO4.
b) Diga qual é o sal que precipita primeiro, justificando sua resposta através dos cálculos
das solubilidades.
c) Considere agora uma mistura preparada, a 25 °C, pela adição de 500 mL de solução
aquosa 0,40 mol L-1 de fluoreto de sódio, NaF, e de 500 mL de solução aquosa 0,40 mol
L-1 de sulfato de sódio, Na2SO4. Lentamente adiciona-se à solução resultante, cloreto de
bário, BaCl2, que é um sólido muito solúvel em água. No processo, verifica-se a formação
de precipitado, BaSO4. Quais são as concentrações dos íons Na +, F-, SO42- e Ba2+,
presentes em solução, quando precipitar o primeiro sal?
d) Explique o efeito do íon comum no processo de precipitação seletiva do primeiro sal.
Considere que o NaF e o Na2SO4 são completamente solúveis nestas condições.
Gabarito:
a) S (BaF2) = 7,5 x 10-3 mol L-1; S (BaSO4) = 1,0 x 10-5 mol L-1
b) O sal que precipita primeiro é o que tem o menor valor de solubilidade. Logo, será o
BaSO4.
c) [Na+] = 0,60 mol L-1; [F-] = 0,20 mol L-1; [SO42-] = 0,20 mol L-1; [Ba2+] = 5,0 x 10-10 mol L-1
d) Na medida em que se acrescenta o íon Ba2+, o equilíbrio se desloca no sentido da
formação de mais precipitado (BaSO4(s)), diminuindo a concentração de SO42- em solução.
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2 Questão
O cromo, Cr, é um elemento tóxico encontrado em rejeitos industriais, como os de
curtumes (processamento de couro cru) e os de galvanização ou cromagem
(recobrimento de peças com cromo para proteção contra oxidação). A partir das equações
abaixo, faça o que se pede:
Cr2O72-(aq) + H2O(l)
BaCrO4(s)
2CrO42-(aq) + 2H+(aq)
Ba2+(aq) + CrO42-(aq)
Kps = 2,10 x 10-10 (25 oC)
eq. 1
eq. 2
a) Explique, através do princípio de Le Chatelier, em que condição de pH o máximo de
cromo pode ser extraído de um rejeito, por precipitação com adição de bário, Ba 2+.
Considere que todo o cromo presente no rejeito está nas formas de dicromato, Cr 2O72-, e
cromato, CrO42-, em equilíbrio. O Cr2O72- não precipita com Ba2+ e a adição de Ba2+ não
desloca apreciavelmente o equilíbrio representado na equação 1.
b) Considere agora 100 L de um rejeito que contém cromo na concentração de 93,6 mg L1
. Para retirar o cromo da solução, este foi todo convertido em CrO 42-. Em seguida, foram
adicionados 37,5 g de cloreto de bário, BaCl 2, um sal totalmente solúvel nessas
condições. Considere que não houve variação de volume e que nenhuma outra espécie
presente precipita com Ba 2+ ou com CrO42-. Mostre através de cálculos se ocorre a
precipitação do BaCrO4.
c) Calcule a quantidade máxima de BaCl 2, em miligramas, que pode ser adicionada a 1,00
L de uma solução 1,00 x 10-5 mol L-1 de cromato de potássio, K2CrO4, para que não
precipite BaCrO4.
Dados:
M(Cr) = 51,996 g mol -1; M(BaCl2) = 208,24 g mol-1
Gabarito:
a) Para o cromo precipitar com o íon bário, deve estar todo na forma de cromato, CrO 42-.
Para isso, o equilíbrio da eq. 1 deve ser deslocado para a direita (sentido direto da
reação). Esse equilíbrio é deslocado para a formação de cromato em meio alcalino, ou
seja, em pH > 7, pela adição de íons hidroxila, OH -, que neutralizam os íons H+.
b) Sim.
c) 4,37 mg
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3 Questão
O magnésio metálico é obtido da água do mar pelo processo Dow. Na primeira etapa
deste processo, o íon Mg2+ é separado dos outros íons através da sua precipitação como
hidróxido de magnésio, Mg(OH) 2, como representado pela equação abaixo.
Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Mg(OH)2(s)
Na tabela 1 são mostrados alguns dos constituintes da água do mar e na tabela 2 as
constantes do produto de solubilidade, Kps, de algumas substâncias pouco solúveis.
Tabela 1: Concentrações de diferentes espécies na água do mar a 25°C
Espécies Concentração em mg L-1
Mg2+
1350
Ca2+
400
Al3+
0,01108
Tabela 2: Constante do produto de solubilidade a 25°C
Substâncias Kps
Al(OH)3
1,3 x 10-33
Mg(OH)2
1,8 x 10-11
Ca(OH)2
5,5 x 10-6
a) Calcule a concentração, em mol L -1, de OH- necessária para começar a precipitar
Mg(OH)2 na água do mar a 25 0C.
b) Mostre com cálculos se o Al 3+ e o Ca2+, isoladamente, precipitam na água do mar a 25
0
C, quando a concentração de OH- for igual a 1,0 x 10-5 mol L-1.
c) Calcule a concentração de Ca2+ em uma solução aquosa de Ca(OH)2 saturada, a 25°C.
Compare com o valor de concentração de Ca2+ da água do mar.
Dados:
M(Mg) = 24,31 g mol -1; M(Al) = 26,98 g mol -1; M(Ca) = 40,08 g mol -1
Gabarito:
a) [OH-] = 1,8 x 10-5 mol L-1
b) Ca(OH)2 não precipita. Al(OH)3 precipita.
c) A concentração de Ca2+ na água do mar (1,0 x 10-2 mol L-1) é praticamente igual a
concentração de cálcio em uma solução aquosa saturada de Ca(OH) 2 (1,1 x 10-2 mol L-1).
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a
4 Questão
Considere as equações 1 e 2 abaixo:
BaCO3(s)
Ba2+(aq) + CO32-(aq)
BaCl2(aq) + Na2CO3(aq)
Kps = 5,0 x 10-9 .eq. 1
BaCO3(s) + 2 Na+(aq) + 2 Cl-(aq)
eq. 2
a) Haverá formação de precipitado de carbonato de bário, BaCO 3, ao misturarmos 350 mL
de solução aquosa 2,0 x 10-2 mol L-1 de cloreto de bário, BaCl2, com 150 mL de solução
aquosa 2,8 x 10-3 mol L-1 de carbonato de sódio, Na2CO3, de acordo com a equação 2?
Mostre com cálculos.
b) Mostre com cálculos se 12,0 mg de BaCO 3 dissolvem totalmente ou não em 2,50 L de
uma solução aquosa de Na2CO3 3,80 x 10-6 mol L-1. Considere que o Na2CO3 está
totalmente dissolvido nessa solução.
Obs.: Despreze os volumes dos sólidos na solução.
Dados:
M(BaCO3) = 197 g mol-1
Gabarito:
a) Qps > Kps, então irá ocorrer a formação de precipitado.
b) Sim, é possível dissolver 12,0 mg de BaCO3 em 2,50 L dessa solução.
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5 Questão
Em um experimento para determinar o produto de solubilidade, Kps, do sulfato de cálcio,
CaSO4, um volume de 25,00 mL de uma solução saturada de CaSO 4 foi adicionada a uma
coluna, conforme o desenho abaixo. À medida que a solução vai passando através dessa
coluna, os íons Ca2+ vão ficando retidos enquanto que íons H 3O+, inicialmente presentes
na coluna, vão sendo liberados. Para cada íon Ca 2+ retido, dois íons H3O+ são liberados.
A solução contendo os íons H3O+ liberados é coletada e o volume é completado para
100,0 mL em um balão volumétrico. Uma amostra contendo 10,00 mL dessa solução
diluída de H3O+ é transferida para um recipiente e neutralizada com 8,25 mL de uma
solução de NaOH 0,0105 mol L-1. Calcule o Kps para o CaSO4.
CaSO4(s)
25,00 mL de uma solução saturada de CaSO 4(aq) +
água
CaSO4(aq)
CaSO4(s)
solução saturada de CaSO4
Gabarito:
2,99 x 10-4
Ca2+(aq) + SO42-(aq)
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6 Questão
a) Em um determinado laboratório de química, um estudante recebe do professor um
recipiente contendo 0,500 L de uma solução aquosa saturada de Mg(OH)2, em equilíbrio
com uma quantidade de Mg(OH) 2 sólido, à 25 oC. Calcule a concentração de Mg 2+(aq),
em mol L-1, na solução.
Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq) + 2 OH(aq)
Kps = 1,8 x 10-11 à 25 oC
b) O estudante adicionou 0,500 L de água pura na solução em equilíbrio do item anterior e
verificou que essa quantidade de água não foi suficiente para dissolver todo o Mg(OH) 2
sólido, à 25 oC. O que acontece com a concentração de Mg 2+(aq) após o equilíbrio ser
restabelecido na mesma temperatura? Justifique.
c) Agora o estudante removeu 50,00 mL da solução do item a e adicionou em um outro
recipiente que já continha 150,0 mL de uma solução aquosa de KOH (base forte) 0,150
mol L-1. Mostre com cálculos se haverá ou não a precipitação do Mg(OH)2.
Gabarito:
a) 1,6 x10-4 mol L-1
b) Com a adição de mais água, as concentrações dos íons em solução ficam menores,
fazendo com que o Qps seja menor que o Kps. A seguir a concentração destes íons
aumentam pela dissolução do Mg(OH) 2 até atingir novamente o limite de solubilidade (em
equilíbrio) em que o Qps é igual ao Kps. Logo a concentração do Mg 2+ que está em
equilíbrio na solução saturada de (Mg(OH) 2) é de 1,6 x 10-4 mol L-1.
c) Qps > Kps, então irá ocorrer a formação de precipitado.