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LISTA 1 EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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EXERCÍCIOS DA LISTA 1 – Professora Anna

1) Calcule o número de moles das substâncias e a molaridade das seguintes soluções:

a) 680mg de AgNO3 em 50mL de solução.

b) 46,98g de Ba(NO3)2 em 500mL de solução.

c) 270,5g de FeCl3.6H2O em 2,0L de solução.

2) Foram misturados 10,0mL de uma solução contendo 0,176g de NaCl, 40,0mL de

solução contendo 0,89g de CaCl2 e 50,0mL de solução contendo 1,64g de Ca(NO3)2.

Calcular a concentração de todos os íons em solução.

3) Que volume de água devemos adicionar a 1,00L de solução 0,120M para torná-la

0,10M.

4) A solubilidade do CaF2 a 25o C é 0,0068g em 250mL. Qual seu Kps?

5) A partir do Kps do PbSO4, calcular a concentração de íons sulfato numa solução

contendo 1,00mg de Pb2+ por litro.

6) Misturam-se 5,0mL de Pb(NO3)2 0,50M com 10mL de Na2SO4 0,50M. Haverá

precipitação de sulfato de chumbo?

7) Uma solução de volume igual a 500mL contém 5,0x10-5 moles de Na2CO3 e 5,0 x 10-6

moles de AgNO3. Haverá precipitação de Ag2CO3?

8) Qual é a solubilidade do BaSO4 numa solução de Na2SO4 0,010M? Compare com a

solubilidade absoluta ( 0).

9) Qual é a solubilidade de Ba(IO3)2 numa solução 0,030M de Ba(NO3)2? Compare com a

solubilidade absoluta ( 0).

10) Calcular a concentração de OH- necessária para precipitar hidróxido em cada uma das

soluções abaixo:

a) Fe3+ 0,10M

b) CdCl2 1,0x10-4M

c) MgCl2 0,010M

11) Calcular quantos gramas de NaCl devem ser adicionados a 100mL de uma solução

0,010M de Pb2+ para iniciar a precipitação do PbCl2.

12) 100mL de uma solução contendo 0,637g de LiNO3 são misturados com 150mL de uma

solução contendo 0,246g de Na3PO4. Haverá precipitação? Se houver, qual a massa de

precipitado formada? Qual a concentração final de cada íon em solução?

13) Verificar nas misturas a seguir se ocorre precipitação; calcular a concentração dos íons

em solução no equilíbrio. Qual a massa de precipitado em cada caso de precipitação?

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a) 500mL de Na2SO4 8,0x10-3M com 500mL de CaCl2 0,010M

b) 500mL de Na2SO4 8,0x10-3M com 500mL de BaCl2 0,010M

c) 500mL de Na2SO4 8,0x10-3M com 500mL de CaCl2 0,200M

14) Quais são as concentrações dos íons no equilíbrio após a mistura de 1,5x10-2 moles de

Sr(NO3)2 com 3,0x10-3 moles de NaF em água suficiente para 0,20L de solução? Qual a

massa de precipitado formada?

15) Uma solução contém AgNO3 1,0x10-2M, Ba(NO3)2 4,0x10-4M e Sr(NO3)2 3,5x10-2M.

Adiciona-se gradualmente uma solução de Na2CO3. Qual é a [CO32-] quando:

a) Se inicia a precipitação de cada cátion?

b) A precipitação de cada cátion for completa?

Por esse método, será possível separar completamente os cátions por precipitação

fracionada?

16) Uma solução contém Cl- 0,10M e CrO42- 4,0x10-3M. Adiciona-se gradualmente uma

solução de AgNO3. Qual é o primeiro ânion a precipitar? Qual a concentração deste

ânion quando o segundo ânion começa a precipitar? É viável precipitação fracionada?

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QUESTÃO 1

Essa questão serve apenas parar fixarmos o conceitos básicos de cálculo analítico.

Como regra geral, se temos a massa da substância e sabemos a sua massa molar

mol, o número de móis é calculado quando tiramos a razão

.

Portanto,

A) 680mg de AgNO3 massa molecular = 169,87 g.mol-1

B) 46,98 g de Ba(NO3)2 massa molecular = 261,34 g.mol-1

C) 270,5 g de FeCl3.6H2O massa molecular = 270.30 g.mol-1

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QUESTÃO 2

Vamos começar determinando a composição molar de cada solução. Em cada caso,

calcularemos o número de móis de sal presente na solução. E, sem seguida,

observaremos a dissociação dos respectivos sais para determinarmos o número de

móis de íons dissociados.

Misturando as três soluções, obtém-se um volume de 100 mL (10+40+50). Pensamos

assim: se todos os três conteúdos foram misturados, todos os íons acima são

preservados e transferidos para a nova solução. Em outras palavras, a quantidade de

mol de cada espécie é preservada, mas o volume aumenta. Assim, na nova solução

temos a seguinte composição:

0,176 g de NaCl

NaCl ⇌ Na+ + Cl-

SOLUÇÃO A

10 mL

0,89 g de CaCl2

CaCl2 ⇌ Ba2+ + 2Cl-

SOLUÇÃO B

40 mL

1,64 g de Ca(NO3)2

Ca(NO3)2 ⇌ Ca2+ + 2NO3-

SOLUÇÃO C

50 mL

A+B+C

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As respectivas concentrações são expressas em função do volume final de 100 mL

(0,1L). Pegamos a quantidade total de cada espécie e dividimos pelo volume para

encontrar a respectiva concentração.

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QUESTÃO 3

Em questões desse tipo, pensamos assim: 1,0 L de solução 0,120 mol.L-1 tem 0,120 mol

de soluto. Essa mesma quantidade de soluto estará presente na solução final,

portanto:

Sabemos que

Então, para qualquer diluição temos:

Substituindo os valores do problema na expressão,

Se temos um volume final de 1,20 L e um volume inicial de 1,0L, o volume de água

acrescentado é 0,2L

Portanto devem-se adicionar 0,20 L

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QUESTÃO 4

Calculando o numero de mol de CaF2 presentes em 0,0068 g:

Agora, temos o número de móis presentes na solução. Então, vejamos sua

concentração molar, tirando a razão desse número pelo volume.

Nessa condição, a solução está saturada de CaF2.

Pela expressão da constante do produto de solubilidade, temos na condição de

equilíbrio:

CaF2 ⇌ Ca2+ + 2F-

Fica claro que, para cada 1 mol de CaF2 solubilizado são formados em solução 1 mol de

Ca2+ e 2 mol de F-.

Nesse caso,

[Ca2+] = [CaF2] = 3,48 x 10-4 mol.L-1

[F-] = 2 x [CaF2] = 2 x (3,48 x 10-4 mol.L-1) = 6,96 x 10-4 mol.L-1

Substituindo na expressão do Kps,

Kps = [Ca2+] x [F-]2

Kps = (3,48 x 10-4) x (6,96 x 10-4)2 = 1,7 x 10-10

Kps = 1,7 x 10-10

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QUESTÃO 5

A reação de dissociação relacionada é

PbSO4 ⇌ Pb2+ + SO42-

Daí, tiramos que a expressão do Kps é

Kps = [Pb2+] x [SO42-] = 2,25 x 10-8

Considerando que a concentração de chumbo é 1,00 mg por litro, é válido:

Para respeitar a solubilidade, o produto da concentração de SO42- e Pb2+ deve ser igual

à constante Kps.

Logo,

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QUESTÃO 6

Vamos começar observando o que ocorre após a mistura.

No sistema fianl as únicas espécies passíveis de precipitação: SO42- e Pb2+ na forma de

PbSO4 (Kps = 2,25x10-8).

Haverá precipitação se, e somente se, o produto iônico (PI) for maior que a constante

do produto de solubilidade.

Então, vamos calcular as novas concentrações de cada espécie.

Por fim, fazemos PI para comparar com Kps:

PI = 0,333 mol.L-1 x 0,1667 mol.L-1 = 0,0556

Como PI > 2,25x10-8, então haverá precipitação

5,0 mL de Pb(NO3)2 0,50M

quantidade total = 2,5 mmol

+ 10 mL de Na2SO4 0,50M

quantidade total = 5,0 mmol

15 mL de solução

5,0 mmol de Na2SO4 e 2,5 mmol

de Pb(NO3)2

=

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QUESTÃO 7

Calculando a concentração das espécies,

2Ag+ + CO32- ⇌ Ag2CO3↓

A reação relacionada é

Ag2CO3 ⇌ 2Ag+ + CO32-

Então temos a expressão de PI:

PI = [Ag+]2 x [CO32-]

Haverá precipitação se PI > 6,2 x 10-12

PI = (1,0x10-5)2 x (1,0x10-4) = 1,0 x 10-14.

Como 10-14 < 6,2 x 10-12, não haverá precipitação.

Kps = 6,2 x 10-12

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QUESTÃO 8

O BaSO4 será solúvel enquanto não houver precipitação, ou seja, o PI= [Ba2+]x[SO42-]

estiver abaixo do Kps (1,1x10-10).

Na concentração inicial de SO42- já começa em 0,010 mol.L-1.

BaSO4 ⇌ Ba2+ + SO42-

BaSO4 Ba2+ SO42-

Inicial 0 0,010 Reação - + + Final 0 0,010+

Kps = [Ba2+] x [SO42-]

1,1x10-10 = x (0,010 + )

Como 0,010 >> , podemos dizer que: 0,010 + ≈ 0,010

1,1x10-10 = 0,010 → = 1,1x10-8

Comparando coma solubilidade absoluta 0. Em 0, a concentração inicial das espécies

é zero, portanto:

BaSO4 Ba2+ SO42-

Inicial S0 0 0 Reação -S0 +S0 +S0

Final 0 S0 S0

Kps = [Ba2+] x [SO42-]

1,1x10-10 = 0 x 0 = 02

Solubilidade = 1,1 x 10-8 mol.L-1;

0 = 6,1

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QUESTÃO 9

Mesmo mecanismo da questão anterior. Porém, agora a estequiometria e a expressão

de Kps são diferentes. (Observe que 1 mol de Ba(IO3)2 gera 2 mol de IO3-)

Ba(IO3)2 ⇌ Ba2+ + 2 IO3-

Ba(IO3)2 Ba2+ IO3-

Inicial 0,030 0

Reação - + +2

Final 0 0,030+ 2

Kps = [Ba2+] x [IO3-]2

2,0x10-9= (0,030 + ) x (2 ) 2

Como 0,030 >> s, podemos novamente desprezar ‘s’ e considerar: (0,030 + s) ≈ 0,030.

2,0x10-9 = 0,030 x (2 )2 = 0,030 x 4 2 → = 1,3 x 10-4

Assim como na questão 8, a solubilidade absoluta é calculada considerando a

concentração inicial das espécies = 0.

Ba(IO3)2 Ba2+ IO3-

Inicial S0 0 0

Reação - S0 + S0 +2 S0

Final 0 S0 2 S0

Kps = [Ba2+] x [IO3-]2

2,0x10-9 = 0 x (2S0)2 = 0 x 4 02 = 4 0

3

Solubilidade = 1,3 x 10-4

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QUESTÃO 10

Em cada caso, haverá precipitação quando o PI for igual ao respectivo Kps.

A) Fe3+ + 3OH- ⇌ Fe(OH)3↓

Expressão de equilíbrio: Kps = [Fe3+] x [OH-]3

4,0x10-36 = 0,10 x [OH-]3 →

B) Cd2+ + 2OH- ⇌ Cd(OH)2↓

Expressão de Equilíbrio: Kps = [Cd2+] x [OH-]2

1,2x10-14 = (1,0x10-4) x [OH-]2 →

C) Mg2+ + 2OH- ⇌ Mg(OH)2↓

Expressão de Equilíbrio : Kps = [Mg2+] x [OH-]2

3,4x10-11 = 0,010 x [OH-]2 →

A)

B)

C)

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QUESTÃO 11

É importante saber que estamos considerando que a adição de NaCl não altere o

volume da solução.

Precipitação se inicia quando o produto iônico PI > 1,6x10-5 (kps do PbCl2). A reação de

precipitação envolvida é

Pb2+ + 2Cl- ⇌ PbCl2↓

De onde podemos chegar à expressão de Kps,

Kps = [Pb2+] x [Cl-]2

Temos [Pb2+] e temos Kps. Queremos determinar [Cl-], então fazemos:

[Pb2+] = 0,010 mol.L-1; Kps = 1,6x10-5 ; [Cl-] = ?

Logo,

1,6×10-50,010<[Cl- -3<[Cl- -3<[Cl-]

Portanto a precipitação iniciar-se-á quando [Cl-] ultrapassar 0,04 mol.L-1. Em 100 mL de

solução isso significa:

234 mg = 0,23g

Massa de NaCl = 0,23g

16 | P á g i n a

QUESTÃO 12

Primeiramente, calculando a composição das soluções envolvidas.

100 mL

Da relação LiNO3 ⇌ Li+ + NO3- obtém-se:

150 mL

Da relação Na3PO4 ⇌ 3Na+ + PO43-, obtém-se:

Misturando as soluções, o resultado são 250 mL (0,25 L) de uma nova solução. A concentração

das espécies é calculada da seguinte forma:

As únicas espécies passíveis de precipitação são Li+ e PO43- na forma de Li3PO4.

Calculamos, então, produto iônico [PO43-] x [Li+]3 e vemos que excede o Kps do Li3PO4.

Portanto, forma-se precipitado.

[PO43-] x [Li+]3 = (6x10-3) x (3,7x10-2)3 = 3,04x10-7

PI = 3,04x10-7 > Kps = 3,2x10-9

0,637 g de LiNO3 → quantidade molar =

0,246 g de Na3PO4 → quantidade molar =

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Primeiro passo para calcular a massa de precipitado é identificar a espécie em excesso

e fazer a reação de precipitação. Nessa etapa, a espécie em excesso consome toda a

espécie limitante.

3 Li+ + PO43- ⇌ LiPO4↓

Li+ PO43- Li3PO4

Inicial 3,7x10-2 6x10-3 0

Reação -1,8x10-2 -6x10-3 +6x10-3

Final 1,9x10-2 0 6x10-3

Em seguida, é feita a reação de dissolução do precipitado usando a expressão do Kps.

Li3PO4 ⇌ 3Li+ + PO43-

Li3PO4 Li+ PO43-

Inicial 6x10-3 1,9x10-2 0

Reação - +3 +

Final 6x10-3- 1,9x10-2+3

Kps = 3,2x10-9

3,2 X 10-9 = [Li+]3 X [PO43-] →

A quantidade de Li3PO4 remanescente no precipitado é 6x10-3 – 4,7x10-4 = 5,53x10-3

mol.L-1.

Observe que essa quantidade de precipitado é expressa para cada 1L de solução. Como

são 250 mL, temos:

Sabemos a massa do precipitado. O problema pede também a concentração das

espécies. Na+ e NO3- não sofrem alteração, continuam 1,8x10-2 mol.L-1 e 3,7x10-2 mol.L-

1, respectivamente. Devemos apenas calcular as novas concentrações de Li+ e PO43-.

[PO43-] = 6,0x10-3 mol.L-1 – 5,53x10-3 mol.L-1 = 4,7 x10-4 mol.L-1

[Li+] = 3,7x10-2 mol.L-1 – 3 x 5,53-3 mol.L-1 = 2,0x10-2 mol.L-1

[PO43-] = 4,7 x10-4 mol.L-1 [Li+] = 2,0x10-2 mol.L-1

[Na+] = 1,8x10-2 mol.L-1 [NO3-] = 3,7x10-2 mol.L-1

Massa de Li3PO4 = 0,16g

EXCESSO

1,3825 x 10-3 mol 116,0 g.mol-1

LIMITANTE

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QUESTÃO 13

Em cada caso a seguir, aplicaremos o mesmo mecanismo da questão anterior:

determinaremos as concentrações das substâncias após a mistura, em seguida

identificaremos as espécies passíveis de precipitação, calcularemos o produto iônico PI

e compararemos com o respectivo Kps. Se PI > Kps, determinamos a massa de

precipitado formado.

A) Kps do CaSO4 = 3,6x10-5

PI = [Ca2+] X [SO42-] = 2 x 10-5

PI < Kps, não ocorre precipitação

B) Kps do BaSO4 = 1,1x10-10

PI = [Ba2+] X [SO42-] = 2 x 10-5

PI > Kps, há precipitação

Por se tratar de uma relação equimolar, identificamos sem auxílio de cálculos que Ba2+

está em excesso em relação a SO42-. Portanto, montamos a reação de precipitação na

qual o bário consome todo SO42-.

Ba2+ + SO42- ⇌ BaSO4↓

Ba2+ SO42- BaSO4↓

Inicial 0,005 0,004 0

Reação -0,004 -0,004 +0,004

Final 0,001 0 0,004

500 mL de Na2SO4 8x10-5 mol.L-1

4 mmol de SO42-

8 mmol de Na+

500 mL de CaCl2 0,010 mol.L-1

5 mmol de Ca2+

10 mmol de Cl-

100 mL

[Na+]

[Cl-]

[Ca2+]

[SO42-]


4 mmol de SO42-

8 mmol de Na+


5 mmol de Ba2+

10 mmol de Cl- 100 mL

[Na+]

[Cl-]

[Ba2+]

[SO42-]

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O próximo passo é montar a reação na qual o precipitado se dissocia na solução,

respeitando a relação de Kps.

BaSO4↓ ⇌ Ba2+ + SO42-

BaSO4↓ Ba2+ SO4

2- Inicial 0,004 0,001 0

Reação - + +

Final 0,004- 0,001+

Jogamos as concentrações finais na expressão de Kps para encontrar a quantidade

solubilizada .

Kps = 1,1x10-10 = [Ba2+] X [SO42-]

Nesse ponto, aceitamos que , então na soma , podemos

desprezar . Assim, teremos:

Agora podemos determinar a concentração de cada espécie na solução.

Observe que = [SO42-] = 1,1 x 10-7 mol.L-1

Enquanto [Ba2+] = 0,001 mol.L-1 – = 1,0 x 10-3 mol.L-1

Se nada ocorre com Na+ e Cl-, então suas concentrações continuam:

[Na+] e [Cl-]

Por fim, vamos determinar a quantidade de precipitado. Tiramos da tabela que:

Número de móis BaSO4 (por litro) = 0,004mol – = 4,0 x 10-3 mol.

Para expressar essa quantidade em termos de massa, fazemos:

[Na+] ; [Cl-] ;

[SO42-] = 1,1 x 10-7 mol.L-1; [Ba2+] = 1,0 x 10-3 mol.L-1; massa = 0,93g

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C) Kps do CaSO4 = 3,6x10-5

PI = [Ca2+] X [SO42-] = 4 x 10-4

PI > Kps, há precipitação

Novamente, observamos a espécie em excesso sem auxílio de cálculos. Nesse caso,

temos SO42- como espécie limitante e, portanto, na etapa de precipitação ele é

consumido por completo.

Ca2+ + SO42- ⇌ CaSO4↓

Ca2+ SO42- CaSO4↓

Inicial 0,1 0,004 0

Reação -0,004 -0,004 +0,004

Final 0,096 0 0,004

Na reação seguinte, temos a solubilização do CaSO4 e montamos a tabela

reação/equilíbrio correspondente.

CaSO4↓ ⇌ Ca2+ + SO42-

CaSO4↓ Ca2+ SO42-

Inicial 0,004 0,096 0

Reação - + +

Final 0,004- 0,096+

Jogamos as concentrações finais na expressão de Kps para encontrar a quantidade

solubilizada .

Kps = 3,6 x 10-5 = [Ca2+] X [SO42-]


4 mmol de SO42-

8 mmol de Na+


100 mmol de Ca2+

200 mmol de Cl-

100 mL

[Na+]

[Cl-]

[Ca2+]

[SO42-]

21 | P á g i n a

Observe que o Kps aqui não é pequeno quanto na questão anterior. Embora possamos

estimar é desprezível em relação a 0,096, não arriscaremos nesse caso por uma

questão de coerência no fim do resultado.

Em casos como esse, considero mais seguro a resolução da equação do segundo grau.

Tomamos: a = 1; b = 0,096; c = -3,6x10-5

Chegamos a = 3,8 x 10-4 mol.L-1.

Com esse valor, vamos determinar logo a massa do precipitado formado. Pela tabela,

temos que o número de móis de CaSO4 não solubilizado (por litro) é:

Número de móis CaSO4 (por litro) = 0,004mol –

Diferentemente do item anterior, não desprezamos aqui (por isso seria arriscado

desprezar no cálculo que acabamos de fazer). Note que com = 3,8 x 10-4 =

0,00038, a subtração acima sofre efeito considerável. Portanto,

No de móis CaSO4 (litro) = 0,004mol – = 0,004mol – 0,00038mol = 3,62x10-3 mol

Para encontrar a quantidade de massa, fazemos:

Finalmente, podemos calcular a concentração das espécies em solução.

Pela tabela de equilíbrio,

= [SO42-] = 3,8 x 10-4mol.L-1 e [Ca2+] = 0,096+ = 9,6 x 10-2 mol.L-1

Cloreto e sódio não sofreram alteração, então permanecem com 0,20mol.L-1 e 8,0x10-3

mol.L-1, respectivamente.

[SO42-] = 3,8 x 10-4mol.L-1 ; [Ca2+] = 9,6 x 10-2 mol.L-1 ;

[Na+] = 8,0x10-3 mol.L-1 ; [Cl-] = 0,20mol.L-1; Massa de ptdo = 0,49g

22 | P á g i n a

QUESTÃO 14

Ao misturar os sais e completar a 0,20L de solução, temos a seguinte composição:

Pela estequiometria de cada dissociação, temos:

NaF ⇌ Na+ + F-

Sr(NO3)2 ⇌ Sr2+ + 2NO3-

As espécies passíveis de precipitação: F- e Sr2+ na forma de SrF2.

Sr2+ + 2F- ⇌ SrF2↓

Para essa estequiometria, temos Sr2+ em excesso. Portanto, na primeira etapa temos o

consumo total de fluoreto pela precipitação.

Sr2+ F- SrF2↓

Inicial 0,075 0,015 0

Reação -0,0075 -0,015 +0,0075

Final 0,0675 0 0,0075

Agora fazemos o caminho inverso, no qual o precipitado se dissocia, obedecendo ao

limite imposto por Kps.

SrF2↓ ⇌ Sr2+ + 2F-

SrF2↓ Sr2+ F-

Inicial 0,0075 0,0675 0

Reação - + +2

Final 0,0075- 0,0675+ 2

Pela expressão de Kps, temos

Kps = [Sr2+] x [F-]2

Onde, Kps = 7,9 x 10-10

23 | P á g i n a

Nesse cálculo, presumimos que . Então, aceitamos .

Resolvemos então,

Temos pela tabela de reação, que a quantidade de precipitado SrF2 (por litro) é:

No de móis de SrF2 (por litro)= 0,0075 –

Se estamos trabalhando com apenas dois algarismos significativos, 0,0075 não sentirá

efeito de , pois este é desprezível.

Logo,

No de móis de SrF2 (por litro)= 0,0075 mol = 7,5 x 10-3 mol.

Como não temos 1,0L de solução, mas sim 200 mL, então fazemos:

7,5 x 10-3 mol ........... 1 L

n .......... 0,2L

n = 1,5 x 10-3 mol de SrF2

Para expressar essa quantidade em valor de massa, fazemos:

Finalmente, determinamos a concentração das espécies no equilíbrio.

Da segunda tabela, temos [F-] = 2 = 1,1 x 10-4 mol.L-1

Também é válido que [Sr2+] = 0,0675 + = 6,8 x 10-2 mol.L-1

Na+ e NO3- não sofreram reação e suas concentrações continuam iguais àquelas

calculadas após a mistura.

[Na+]

[NO3-]

[Na+] ; [NO3-]

[Sr2+] = 6,8 x 10-2 mol.L-1 ; [F-] = 1,1 x 10-4 mol.L-1; MASSA DE PTDO

24 | P á g i n a

QUESTÃO 15

Para resolver essa questão, teremos que desconsiderar a variação de volume na

medida em que a solução de carbonato é adicionada. Portanto, deixaremos o efeito da

diluição de lado.

Vamos às questões:

a) A precipitação de cada cátion se inicia quando, e somente quando, o produto

iônico PI atinge o valor do respectivo Kps. Ou seja, teremos precipitação de:

i. Ag+ quando [Ag]2[CO32-] = Kps = 6,2 x 10-12.

Fixando [Ag+] = 1,0 x 10-12 mol.L-1, temos

(1,0 x 10-2)2 . [CO32-] = 6,2 x 10-12

[CO32-] = 6,2 x 10-8 mol.L-1

ii. Ba2+ quando [Ba2+].[CO32-] = Kps = 5,1 x 10-9

Fixando [Ba2+] = 4,0 x 10-4 mol.L-1, temos

(4,0 x 10-4). [CO32-] = 5,1 x 10-9

[CO32-] = 1,3 x 10-5 mol.L-1

iii. Sr2+ quando [Ba2+].[CO32-] = Kps = 1,1 x 10-10

Fixando [Sr2+] = 3,5 x 10-2 mol.L-1, temos

(3,5 x 10-4). [CO32-] = 1,1 x 10-10

[CO32-] = 3,1 x 10-9 mol.L-1

b) Para calcular a concentração de [CO32-] nesse caso, faremos uma convenção:

aceitaremos precipitação completa quando a concentração final (Cf) do

respectivo cátion for dez mil vezes menos que a concentração inicial (Ci).

Condição para precipitação completa: Cf = 10-4Ci

Vamos a cada caso:

i. Precipitação completa de Ag+. [Ag+]2[CO32-] = Kps = 6,2x10-12

Fixamos [Ag+] = 10-4Ci(Ag+) = 1,0 x 10-6 mol.L-1.

(1,0 x 10-6)2.[CO32-] = 6,2x10-12 ∴ [CO3

2-] = 6,2 mol.L-1

25 | P á g i n a

ii. Precipitação completa de Ba2+. [Ba2+] [CO32-] = Kps = 5,1 x 10-9

Fixamos [Ba2+] = 10-4Ci(Ba2+) = 4,0 x 10-8 mol.L-1.

4,0 x 10-8 [CO32-] = 5,1 x 10-9 ∴ [CO3

2-] = 1,3 x 10-1 mol.L-1

iii. Precipitação completa de Sr2+. [Sr2+] [CO32-] = Kps = 1,1 x 10-10

Fixamos [Sr2+] = 10-4Ci(Ba2+) = 3,5 x 10-6 mol.L-1.

3,5 x 10-6.[CO32-] = 1,1 x 10-10 ∴ [CO3

2-] = 3,1 x 10-5 mol.L-1

A precipitação fracionada é viável quando podemos precipitar as espécies

separadamente. Para avaliar se é ou não possível, fazemos a leitura na linha de

precipitação. Fazemos assim: em um eixo horizontal ordenamos o aumento gradual da

concentração de carbonato no sistema. Fixamos os pontos nos quais se iniciam as

reações de precipitação e os pontos nos quais elas são completas. A precipitação

fracionada é viável se não houver nenhuma faixa de concentração na qual dois ou mais

cátions precipitam simultaneamente.

Vemos no esquema acima que há duas faixas de co-precipitação e, portanto, não é

viável.

NÃO É VIÁVEL.

[CO32-] (mol.L—1)

6,2 x 10-8

1,3 x 10-5

3,1 x 10-9

6,2

3,1 x 10-6

1,3 x 10-1

26 | P á g i n a

QUESTÃO 16

O primeiro ânion a precipitar é aquele que atinge o Kps primeiro. Vamos avaliar cada

caso, separadamente, desprezando variações de volume.

- No caso do cromato.

[Ag+]2 x [CrO42-] = Kps = 1,3 x 10-12

- No caso do cloreto.

[Ag+] x [Cl-] = Kps = 1,8 x 10-10

Pelos valores acima, vemos que AgCl precipitará primeiro por suportar uma

concentração menos de prata.

Ainda pelos valores acima, o cromato começa a precipitar quando

. Para descobrir a concentração de cloreto nesse ponto, fazemos:

A precipitação fracionada será viável, ao iniciar a precipitação do AgCrO4, a

precipitação dos íons cloreto já estiver completa (ou seja, Cf = 10-4Ci).

Faremos a linha de precipitação, explicada na questão anterior.

[Cl-] = 1,0 x 10-5 mol.L-s; Sim, é possível.

[Ag+] (mol.L—1)

1,8 x 10-9

1,8 x 10-5

3,6 x 10-3

Faixa de precipitação de cloreto

Faixa de precipitação de cromato

lista 1 - done

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