exercicios_prec._2014-1

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Exercícios para Segunda Prova – Professor Flávio
EQUILÍBRIO DE PRECIPITAÇÃO
Completar a Tabela abaixo com o que se pede:
	Composto
	Dissolução do precipitado
	Kps
	Solubilidade 
(s em mol/L)
	[ CÁTION ] (mol/L)
	[ ÂNION ] (mol/L)
	Ordem de solubilidade
	MM do composto (g/mol)
	Título (g/L)
T= s (mol/L) x MM (g/mol)
	Ag2CrO4
	2Ag+ + CrO4-2
	1,3 x 10-12
	1)
	[Ag+] = 2s
	
	[CrO4-2] = s
	
	
	
	
	Al2(SO4)3
	
	1,0 x 10-30
	2)
	
	
	
	
	
	
	
	La(OH)3
	
	1,0 x 10-21
	3)
	
	
	
	
	
	
	
	Fe(OH)3
	
	1,0 x 10-36
	4)
	
	
	
	
	
	
	
	Mg(OH)2
	
	1,0 x 10-12
	5)
	
	
	
	
	
	
	
	MnS
	
	1,4 x 10-15
	6)
	
	
	
	
	
	
	
	NiS
	
	4,0 x 10-20
	7)
	
	
	
	
	
	
	
	CuS
	
	1,0 x 10-46
	8)
	
	
	
	
	
	
	
	CdS
	
	9)
	1,0 x 10-14
	
	
	
	
	
	
	
	As2S3
	
	1,0 x 10-32
	10)
	
	
	
	
	
	
	
	Ag2S
	
	1,6 x 10-49
	11)
	
	
	
	
	
	
	
	AlPO4
	
	1,0 x 10-30
	12)
	
	
	
	
	
	
	
Dados a Massa Molecular (g/mol)
Al = 27; P= 31; Ag = 108; Cr = 52; Al = 17; Fe = 56; O =16; N =14; S =32; H=1; Ni=59; Mn=55; La=139; Cd=112. As= 75; Mg = 24; Cu=64
Completar os dados da Tabela acima, para responder as questões posteriores:
Dica:
Verificar os compostos que apresentam a mesma razão estequiométrica (RE), pois compostos com mesma RE terão a mesma fórmula para o cálculo da solubilidade. É possível observar isto pela dissolução do precipitado (coluna 2). Sempre se deve começar o exercício fazendo este procedimento. Isto facilitará o cálculo na calculadora.
Lembre-se de que o composto mais solúvel é o que tem maior valor de solubilidade (s). Compostos com a mesma RE podem ser comparados entre si, apenas pelo Kps
Para calcular a MM dos compostos: MM do composto = Σ (quantidade de cada elemento do composto x MM de cada elemento do composto)
Os valores obtidos na tabela acima são a partir de uma solução saturada de cada composto (a solubilidade destes em água).
Responda ao que se pede, justificando sua resposta quando necessário:
O composto mais solúvel.		_______________
Qual sulfeto é o menos solúvel?	_______________
Qual o hidróxido menos solúvel?	_______________
O pH mínimo em que haverá precipitação dos hidróxidos listados na tabela, a partir de suas soluções saturadas? 
Dica: a [OH] de cada hidróxido está na tabela. Sendo assim apenas calcula-se o pOH e posteriormente o pH.
A [Ag+], em mol/L em uma solução saturada de sulfeto de prata.
Dica: este valor está na Tabela
Dada mistura de 20,0 mL de AgNO3 0,1 mol/L com 20,0 mL K2CrO4 0,1 mol/L, verifique se ocorre a formação de precipitado, justificando com cálculos. Calcule também a concentração (mol /L) de todos os íons em solução
	Dica 1: Para prever se há formação do precipitado, é necessário calcular a concentração dos reagentes NO MOMENTO DA MISTURA (ainda não ocorre reação, apenas a diluição dos reagentes)
M = η / Vfinal
	AgNO3
	=====
	Ag+
	
	NO3-
	(0,1 mmol / mL x 20 mL) / (20 mL + 20 mL) = 0,05 mmol / mL ou mol / L 
	
	
0,05 mmol / mL ou mol / L
	
	
0,05 mmol / mL ou mol / L
	K2CrO4
	=====
	2 K+
	+
	CrO4-2
	(0,1 mmol / mL x 20 mL) / (20 mL + 20 mL) = 0,05 mmol / mL ou mol / L
	
	2 x 0,05 mmol / mL ou mol / L = 0,1 mmol / mL ou mol / L
	
	
0,05 mmol / mL ou mol / L
Calcular o Produto Iônico (Q), verificando a fórmula química do precipitado de interesse e fazendo a reação de dissolução deste sólido (pegar as concentrações calculadas dos íons que participam do precipitado).
	Ag2CrO4 (s)
	=====
	2 Ag+
	
	CrO4-2
Fórmula do Produto Iônico deste precipitado: Q = [Ag+]2 x [CrO4-2]
Adicionar os valores calculados das concentrações de Ag+ = 0,05 mol / L e a concentração do CrO4-2 = 0,05 mol / L na fórmula do produto iônico
Q = (0,05 mol / L)2 x (0,05 mol /L) → 1,25 x 10-4 
Lembre-se de que: 
	Q < Kps
	Solução Insaturada
	Não Ocorre Precipitação
	Q = Kps
	Solução Saturada
	Não Ocorre Precipitação
	Q > Kps
	Solução Supersaturada
	Ocorre Precipitação
Portanto:
 Q calculado = 1,25 x 10-4 e Kps = 1,3 x 10-12 Resposta: Pela Comparação do Q e Kps, verifica-se que a Solução está Supersaturada, então ocorre precipitação de Ag2CrO4 (s)
CÁLCULO DE TODOS OS ÍONS EM EQUILÍBRIO NA SOLUÇÃO APÓS A MISTURA: 
Modo 1. Podemos utilizar os cálculos da concentração no momento da mistura dos íons nitrato e potássio, pois os valores de concentração não mudarão após a reação ocorrer (sal solúvel formado – KNO3 estão na forma iônica)
[K+] = 0,1 mol / L
[NO3-] = 0,05 mol / L
Falta o cálculo dos íons que participam do precipitado.
Então monta-se a reação de formação do precipitado iônica. Posteriormente calculam-se as quantidades de matéria iniciais (Nº de moles iniciais ηinicio = M x V) (dados do enunciado). Em seguida observa-se se a reação consome os reagente completamente ou parcialmente (se tem reagente limitante, aquele em menor quantidade entre os reagentes), levando em consideração a razão estequiométrica, subtraindo-se este das quantidades de matéria iniciais:
 (Nº de mols iniciais - Nº de mols que reagem 	ηinicio – ηreage). O resultado desta subtração é o novo Equilíbrio Químico (segundo o Princípio de Le Chatelier). Os produtos formados apresentarão uma quantidade de matéria proporcional aos reagentes que reagiram (Nº de mols que reagem = Nº de moles do novo equilíbrio ηreage = ηnovo equilíbrio).
Neste exemplo, onde a razão estequiométrica é diferente de 1 : 1 é necessário fazer, por tentativa, qual o reagente irá ser consumido totalmente, pois um reagente não pode ser consumido em uma quantidade de matéria no equilíbrio maior do que a existente para a questão (dados iniciais), gerando assim um valor negativo. 
Teste para ver se o K2CrO4 que é consumido totalmente:
	
	
	RE
	
	Reagente 1
	
	
	RE
	Reagente 2
	
	
	Produto
	
	
	
	
	2
	
	 Ag+
	+
	
	1
	CrO4-2
	=====
	
	Ag2CrO4 (s)
	
	
	início
	
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
2 mmol
	
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
2 mmol
	
	
	
	
	
	reage
	-
	(2/1
	x
	2 mmol) = 4 mmol
	
	-
	
	2 mmol
	
	+
	Não pode
	
	
	equilíbrio
	
	
	
	 - 2 mmol 
(não pode dar nº negativo)
	
	
	
	~ 0 mmol
	
	
	
	
	
Teste para ver se o Ag+ que é consumido totalmente:
	
	
	RE
	Reagente 1
	
	
	RE
	
	Reagente 2
	
	
	Produto
	
	
	
	
	2
	 Ag+
	+
	
	1
	
	CrO4-2
	=====
	
	Ag2CrO4 (s)
	
	
	início
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
2 mmol
	
	
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
 2 mmol
	
	
	
	
	
	reage
	-
	
	2 mmol
	
	-
	 (1/2
	x
	2 mmol) = 1 mmol
	
	+
	1 mmol
	
	
	equilíbrio
	
	
	~ 0 mmol
	
	
	
	
	 1 mmol
	
	
	1 mmol
	
	
Verifica-se que Sobra Cromato na solução, então calcula-se a concentração deste e depois é calculado a concentração de prata.
	Pode ser feito pela M ou pelo η no equilíbrio. 
M = η / Vfinal
Faremos pelo η e depois calcularemos a M.
	CrO4-2
	
	
	
	
	1 mmol
	
	
	
	
	Ag2CrO4 (s)
	=====
	2 Ag+
	
	CrO4-2
	
	
	2 s
	
	s
 [CrO4-2] = ( η proveniente do íon cromato que sobrou + η do cromato proveniente da dissolução do Ag2CrO4 (s)) / Vfinal → (1 mmol + s mmol) / 40 mL = 0,025 mmol / mL ou mol / L
Lembre-se que o η (s) do cromato de prata é muito pequeno em relação ao η do cromato de potássio, por isso pode ser desprezado.
 [Ag+] = 2 s (proveniente da dissolução do Ag2CrO4 (s), que se ioniza, gerando uma quantidade bastante pequena, mas existente, de íons Ag+).
Para calcular a concentração de íons prata é necessário calcular o produto da solubilidade, lembrando que neste exemplo tem uma concentração de cromato na solução, devendo ser adicionado no cálculo. Kps = [Ag+]2 x [CrO4-2]	substituindo os dados: [Ag+] = √(Kps / [CrO4-2])	→	√(1,3 x 10-12 x 0,025)	→	[Ag+] = 7,2 x10-6 mol / L
Se quisermos saber qual a solubilidade do precipitado:
[Ag+] = 2 s 
[Ag+]= 7,2 x10-6 mol / L		Então: 7,2 x10-6 mol / L = 2 s	→	s = 3,6 x 10-6 mol / L
Modo 2: Nas questões deste tipo (quando se faz uma mistura de reagentes) SEMPRE É NECESSÁRIO MONTAR A REAÇÃO ENTRE OS REAGENTES, FORMANDO-SE OS PRODUTOS E O BALANCEAMENTO DA REAÇÃO. Posteriormente calculam-se as quantidades de matéria iniciais (Nº de moles iniciais ηinicio = M x V) (dados do enunciado). Em seguida observa-se se a reação consome os reagente completamente ou parcialmente (se tem reagente limitante, aquele em menor quantidade entre os reagentes), levando em consideração a razão estequiométrica, subtraindo-se este das quantidades de matéria iniciais:
(Nº de moles iniciais - Nº de moles que reagem 	ηinicio – ηreage). O resultado desta subtração é o novo Equilíbrio Químico (segundo o Princípio de Le Chatelier). Os produtos formados apresentarão uma quantidade de matéria proporcional aos reagentes que reagiram (Nº de moles que reagem = Nº de moles do novo equilíbrio ηreage = ηnovo equilíbrio).
Neste exemplo, onde a razão estequiométrica é diferente de 1 : 1 é necessário fazer, por tentativa, qual o reagente irá ser consumido totalmente, pois um reagente não pode ser consumido em uma quantidade de matéria no equilíbrio maior do que a existente para a questão (dados iniciais), gerando assim um valor negativo. 
Teste para ver se o K2CrO4 que é consumido totalmente:
	
	
	RE
	
	Reagente 1
	
	
	RE
	Reagente 2
	
	
	Produto 1
	
	
	Produto 2
	
	
	2
	
	AgNO3
	+
	
	1
	K2CrO4
	=====
	
	Ag2CrO4 (s)
	+
	
	2 KNO3
	início
	
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
2 mmol
	
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
2 mmol
	
	
	
	
	
	
	reage
	-
	(2/1
	x
	2 mmol) = 4 mmol
	
	-
	
	2 mmol
	
	+
	Não pode
	
	+
	Não pode
	equilíbrio
	
	
	
	 - 2 mmol 
(não pode dar nº negativo)
	
	
	
	~ 0 mmol
	
	
	
	
	
	
Teste para ver se o AgNO3 que é consumido totalmente:
	
	
	RE
	Reagente 1
	
	
	RE
	
	Reagente 2
	
	
	Produto 1
	
	
	Produto 2
	
	
	2
	 AgNO3
	+
	
	1
	
	K2CrO4
	=====
	
	Ag2CrO4 (s)
	+
	
	2 KNO3
	início
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
2 mmol
	
	
	
	
	0,1 mmol/mLx 20 mL = 
 2 mmol
	
	
	
	
	
	
	reage
	-
	
	2 mmol
	
	-
	 (1/2
	x
	2 mmol) = 1 mmol
	
	+
	1 mmol
	
	+
	2 mmol
	equilíbrio
	
	
	~ 0 mmol
	
	
	
	
	 1 mmol
	
	
	1 mmol
	
	
	2 mmol
Neste exercício verifica-se que o reagente limitante é o AgNO3 , sendo este consumido totalmente. Sobra no equilíbrio o reagente K2CrO4. Assim podemos começar a calcular a concentração de todos os íons em solução, após a mistura dos reagentes e formação dos produtos.
É conveniente calcular o volume final que a solução apresenta após a mistura
Vfinal = Vreagente 1 + Vreagente 2
Vfinal = 20 mL + 20 mL = 40 mL
	
	A concentração dos íons são calculadas a partir do reagente que sobrou (neste caso) e dos produtos formados, levando em conta se formou sólido. Formando sólido deve ser calculado o produto da solubilidade (Kps) do precipitado formado.
	Pode ser feito pela M ou pelo η no equilíbrio. 
M = η / Vfinal
Faremos pelo η e depois calcularemos a M.
	K2CrO4
	=====
	2 K+
	+
	CrO4-2
	1 mmol
	
	2 x 1 = 2 mmol
	
	1 mmol
	Ag2CrO4 (s)
	=====
	2 Ag+
	
	CrO4-2
	
	
	2 s
	
	s
	KNO3
	=====
	K+
	
	NO3-
	2
	
	2
	
	2
Cálculo das concentrações de todos os íons em solução (mol / L):
[K+] = ( η proveniente da ionização do K2CrO4 + η proveniente da ionização do KNO3) / Vfinal → (2 mmol + 2 mmol) / 40 mL = 0,1 mmol / mL ou mol / L
[CrO4-2] = ( η proveniente da ionização do K2CrO4 + η proveniente da dissolução do Ag2CrO4 (s)) / Vfinal → (1 mmol + s mmol) / 40 mL = 0,025 mmol / mL ou mol / L
Lembre-se que o η (s) do cromato de prata é muito pequeno em relação ao η do cromato de potássio, por isso pode ser desprezado.
[NO3-] = ( η proveniente da ionização do KNO3) / Vfinal → (2 mmol) / 40 mL = 0,05 mmol / mL ou mol / L
[Ag+] = 2 s (proveniente da dissolução do Ag2CrO4 (s), que se ioniza, gerando uma quantidade bastante pequena, mas existente, de íons Ag+).
Para calcular a concentração de íons prata é necessário calcular o produto da solubilidade, lembrando que neste exemplo tem uma concentração de cromato na solução, devendo ser adicionado no cálculo. Kps = [Ag+]2 x [CrO4-2]	substituindo os dados: [Ag+] = √(Kps / [CrO4-2])	→	√(1,3 x 10-12 x 0,025)	→	[Ag+] = 7,2 x10-6 mol / L
Se quisermos saber qual a solubilidade do precipitado:
[Ag+] = 2 s 
[Ag+] = 7,2 x10-6 mol / L		Então: 7,2 x10-6 mol / L = 2 s	→	s = 3,6 x 10-6 mol / L
h )50,0 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L são misturados com 40,0 mL de brometo de sódio 0,1 mol/L, havendo a formação de um precipitado, cujo Kps é 1,0 x 10-13. Com base nesses dados responder: A reação química correspondente à reação acima, verifique se há formação de precipitado e Calcule a concentração dos íons brometo e prata na solução resultante.
25,0 mL de nitrato de prata 0,01 mol/L são misturados com 25,0 mL de cloreto de sódio 0,02 mol/L. Ocorre a formação de precipitado? Após a mistura calcular a concentração de cada íon em solução. Dado: Kps (AgCl) = 1,8 x 10-10
100,0 mL de nitrato de prata 0,05 mol/L são misturados com 100,0 mL de fosfato de sódio 0,1 mol/L. Dado: Kps (Ag3PO4) = 1,8 x 10-14. Escreva a reação de precipitação indicada acima. Ocorre a formação de precipitado? Justifique sua resposta com cálculos. Qual a concentração de todos os íons em equilíbrio?
100,0 mL de nitrato de prata 0,05 mol/L são misturados com 100,0 mL de fosfato de sódio 0,1 mol/L.Dado: Kps (Ag3PO4) = 1,8 x 10-14
Escreva a reação de precipitação indicada acima. 
Ocorre a formação de precipitado? Justifique sua resposta com cálculo. 
Após a mistura, calcular a concentração do cátion Ag+ e PO43- em solução.
PRECIPITAÇÃO SELETIVA A PARTIR DO CONTROLE DO pH E FRACIONADA PELO CONTROLE DA ADIÇÃO DO AGENTE PRECIPITANTE
È possível separar os íons Fe+3 e Mg+2, pela adição gota a gota de NaOH 0,01mol/L, onde o ηFe+3 = 0,001 mol e ηMg+2 = 0,1 mol, totalizando 1,0 litro de solução? Justifique com a faixa de pH em que pode separar um cátion do outro. Esta precipitação é quantitativa? Considere quantitativa a redução em 10.000 vezes o cátion que precipita primeiro. Qual a [cátion que precipita primeiro]] na solução quando o segundo cátion começa a precipitar?
Dica: neste tipo de exercício é necessário expressar a concentração dos íons em solução inicialmente em mol /L. Em seguida se faz a reação de dissolução de cada precipitado formado montando a equação do produto da solubilidade (Kps) de cada composto pouco solúvel. Adiciona-se os valores iniciais dos íons na fórmula do Kps e assim para a precipitação seletiva a partir do controle:
Do pH
Calcula-se a [OH], pOH e em seguida o pH, para cada precipitado formado.
O menor valor de pH significa que este é cátion que precipita primeiro, ou seja, necessita de menos agente precipitante (neste caso OH da base forte). 
Assim escreve-se a faixa de pH onde é possível separar um cátion do outro: (pH para o cátion que precipita depois YY) ≥ pH > (pH para o cátion que precipita primeiro XX). Lê-se: a faixa de pH para precipitar o cátion que precipita primeiro deve ser maior que XX, porém menor ou igual a YY, para que seja possível separar um cátion do outro na solução original, pois o que precipita primeiro precipita na forma de hidróxido de ..., enquanto que, respeitando a faixa de pH do cátion que precipita depois, este cátion está na forma iônica, não atingiu ainda o produto da solubilidade para precipitar (necessita de mais OH para precipitar).
Para ser quantitativa esta precipitação (o que significa dizer que a quantidade do cátion que precipita primeiro está muito reduzida na solução ou que a precipitação é completa – sempre vai ter uma concentração de íons em solução, mesmo que seja ínfima) é necessário que o cátion que precipita primeiro seja reduzida naordem de 1000 vezes da sua concentração inicial na solução ou que 99,99% do cátion que precipita primeiro esteja na forma precipitada (tem-se apenas 0,01% de cátions que precipita primeiro na forma iônica).
Desta forma calcula-se a concentração de cátions que precipita primeiro na solução, considerando a redução deste na solução (parágrafo anterior) e em seguida calcula-se o pH em que ocorre a precipitação completa ou quantitativa, a partir do produto da solubilidade, encontrando [OH]quantitativa, pOH e pH. Escreve-se a faixa de pH para ser quantitativa {da mesma maneira anterior (pH para o cátion que precipita depois YY) ≥ pH > (pH para o cátion que precipita primeiro XX quantitativamente)}.
A precipitação será considerada quantitativa se a sentença (pH para o cátion que precipita depois YY) ≥ pH > (pH para o cátion que precipita primeiro XX quantitativamente) for verdadeira. Se pH do cátion que precipita primeiro quantitativamente XX for maior que pH do cátion que precipita depois YY, a precipitação NÃO É QUANTITATIVA, pois não são alcançados os requisitos de uma precipitação quantitativa (redução em 10.000 vezes ou 0,01% da concentração do cátion que precipita primeiro inicial).
Outra forma de se avaliar se a precipitação é quantitativa é verificar qual a concentração do cátion que precipita primeiro, no pH (transformando-se para [OH]) em que o segundo cátion começa a precipitar. Se a concentração do cátion que precipita primeiro, nesta condição, for menor do que 10-6 mol / L ou massa do cátion que precipita primeiro < 0,0001g, precipitação é quantitativa.
Adição de agente precipitante
O princípio é o mesmo, sendo que ao invés de calcular a [OH], pOH e pH, calcula-se a [íon precipitante] necessário para precipitar os íons que se desejam separar. O mesmo é válido para o cálculo da faixa de concentração e para avaliação da precipitação quantitativa.
È possível separar os íons La+3 e Mg+2, pela adição gota a gota de NaOH 0,01mol/L, onde o ηLa+3 = 1,0 x 10 -7 mol e ηMg+2 = 0,1 mol, totalizando 1,0 litro de solução? Justifique com a faixa de pH em que pode separar um cátion do outro. Esta precipitação é quantitativa? Considere quantitativa a redução em 10.000 vezes o cátion que precipita primeiro. Qual a [cátion que precipita primeiro] na solução quando o segundo cátion começa a precipitar?
É possível separar os cátions Ni+2 e Mn+2, pela adição gota a gota de (NH4)2S 0,01 mol/L, onde o ηNi+2 = 0,1 mol e ηMn+2 = 0,001 mol, totalizando 1,0 litro de solução? Justifique com a faixa de concentração de sulfeto em que se pode separar um cátion do outro. Esta precipitação é quantitativa? Considere quantitativa a presença de 0,01% de cátion que precipita primeiro. Qual a [cátion que precipita primeiro] na solução quando o segundo cátion começa a precipitar?
Uma amostra de água de mar contém, entre outros solutos, as seguintes concentrações de cátions solúveis: 0,050 mol/L Mg2+ e 0,010 mol/L Ca2+. Determine a ordem de precipitação quando ocorre adição progressiva de NaOH sólido. Determine o pH quando a precipitação de cada cátion inicia. Dados Kps = 5,5.10-6 do Ca(OH)2 e 1,1.10-11 do Mg(OH)2.
Sabe-se que os íons Ca+2 e Ba+2 se precipitam sob a forma de sulfato. Entretanto, se ambos estiverem numa mesma solução, numa concentração de 0,01M e se SO4-2 for adicionado, gota à gota nesta solução, quem precipitará primeiro? Determine a concentração do cátion que precipita primeiro, quando o segundo cátion começar a precipitar.
Dado: Kps do BaSO4 = 1,1 x 10-10 Kps do CaSO4 = 2,4 x 10-5
Uma indústria apresenta no seu despejo uma concentração de 2 g de mercúrio (II) por litro de solução. Sabendo que a sua vazão é de 4.000 litros por dia e o tratamento de seu efluente é realizado através da precipitação do metal com adição de sulfeto de sódio. Quantos gramas de Na2S serão necessários para precipitar o mercúrio, sabendo que a legislação permite um despejo de apenas 0,01mg de Hg/L. Dados: Kps = 1,0 x 10-54 HgS, MM HgS = 234 g/mol, MM Na2S=78,05g/mol