8a. LISTA QG Eq. solubilidade 2016.2

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8ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Equilíbrio de Solubilidade 
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1a Questão 
 
De acordo com as equações abaixo, a 25 ºC, faça o que se pede. 
 
BaF2(s) Ba
2+(aq) + 2F-(aq) Kps(BaF2) = 1,7 x 10
-6 
BaSO4(s) Ba
2+(aq) + SO4
2-(aq) 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-, SO4
2- e Ba2+, 
presentes em solução, quando começar a 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 e 
que a adição do BaCl2 não altera o volume. 
 
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; [SO4
2-] = 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 SO4
2- em solução. 
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2a 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: 
 
Cr2O7
2-(aq) + H2O(l) 2CrO4
2-(aq) + 2H+(aq) eq. 1 
BaCrO4(s) Ba
2+(aq) + CrO4
2-(aq) Kps = 2,10 x 10
-10 (25 oC) 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, Ba2+. 
Considere que todo o cromo presente no rejeito está nas formas de dicromato, Cr2O7
2-, e 
cromato, CrO4
2-, em equilíbrio. O Cr2O7
2- 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 L-
1. Para retirar o cromo da solução, este foi todo convertido em CrO4
2-. Em seguida, foram 
adicionados 37,5 g de cloreto de bário, BaCl2, um sal totalmente solúvel nessas 
condições. Considere que não houve variação de volume e que nenhuma outra espécie 
presente precipita com Ba2+ ou com CrO4
2-. Mostre através de cálculos se ocorre a 
precipitação do BaCrO4. 
c) Calcule a quantidade máxima de BaCl2, 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, CrO4
2-. 
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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3a 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 Al3+ e o Ca2+, isoladamente, precipitam na água do mar a 25 
0C, 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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4a Questão 
 
Considere as equações 1 e 2 abaixo: 
 
BaCO3(s) Ba
2+(aq) + CO3
2-(aq) Kps = 5,0 x 10
-9 .eq. 1 
BaCl2(aq) + Na2CO3(aq) BaCO3(s) + 2Na
+(aq) + 2Cl-(aq) eq. 2 
 
a) Haverá formação de precipitado de carbonato de bário, BaCO3, 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 BaCO3 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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5a 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 CaSO4 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 H3O
+, inicialmente presentes 
na coluna, vão sendo liberados. Para cada íon Ca2+ 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) Ca
2+(aq) + SO4
2-(aq) 
 
 
Gabarito: 
2,99 x 10-4 
 
CaSO4(s) 
CaSO4(aq) 
solução saturada de CaSO4 
25,00 mL de uma solução saturada de CaSO4(aq) + 
água 
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6a Questão 
 
a) Em um determinado laboratóriode 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 Mg2+(aq), 
em mol L-1, na solução. 
 
Mg(OH)2(s) Mg
2+(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 Mg2+(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 Mg2+ 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. 
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7a Questão 
 
A 25 °C, haletos de cobre, CuBr e CuCl, são sais pouco solúveis que, em solução aquosa, 
ionizam-se segundo as equações 1 e 2: 
 
CuBr(s) Cu+(aq) + Br(aq) Kps = 4,210
8 (1) 
CuCl(s) Cu+(aq) + Cl(aq) Kps = 1,010
-6 (2) 
 
a) Calcule as solubilidades, em g L-1, de CuBr e CuCl em água pura, a 25 °C. 
b) Calcule a solubilidade, em g L-1, de CuCl em uma solução aquosa de cloreto de sódio, 
NaCl, 0,10 mol L1, a 25°C. 
c) Explique a variação na solubilidade do CuCl calculada nos ítens “a” e “b”. 
d) Mostre com cálculos se haverá precipitação de CuCl, quando for adicionado 0,10 mol 
de NaCl a 1,0 L de uma solução saturada de CuBr, conforme equação abaixo. 
 
Cu+(aq) + NaCl(s) CuCl(s) + Na+(aq) 
 
Considere que não há variação de volume na adição de NaCl e que este sal é 
complemente solúvel em água a 25 °C. 
 
Dados: 
M(CuBr) = 143,46 g mol-1 
M(CuCl) = 99,00 g mol-1 
 
Gabarito: 
a) 2,9 x 10-2 g L-1 e 9,9 x 10-2 g L-1 
b) 9,9 x 10-4 g L-1 
c) O efeito do íon comum diminui a solubilidade do sal. 
d) Qps = 2,0 x 10
-5 e Kps (CuCl) = 1,010
6, logo Qps > Kps 
Portanto, o CuCl precipita. 
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8a Questão 
 
O sulfato de bário, BaSO4, é um sal pouco solúvel em água, sendo usado como contraste 
em alguns tipos de exames clínicos. 
 
BaSO4(s) Ba
2+(aq) + SO4
2-(aq) Kps = 1,10 x 10
-10 à 25 oC 
 
a) Calcule a solubilidade do BaSO4 , em mol L
-1, em água pura a 25 oC. 
 
b) Se a solubilização do BaSO4 em água é um processo endotérmico, explique o que 
acontece com a solubilidade do sal e com o valor da constante de equilíbrio, Kps, quando 
a temperatura é elevada para 40 oC. 
 
c) Calcule a solubilidade do BaSO4 em uma solução de ácido sulfúrico, H2SO4, com pH 
2,00. Considere que, nessa solução, o ácido foi totalmente ionizado, liberando dois íons 
H+ e um íon SO4
2-. 
 
Gabarito: 
a) 1,05 x 10-5 mol L-1 
b) De acordo com o Princípio de le Chatelier, o aumento da temperatura do sistema 
(adição de calor ao sistema) deve ter como resposta a tentativa de contrapor essa adição 
de calor, absorvendo-o e com isso deslocando a reação para a direção endotérmica (a da 
solubilização do sal). Assim a solubilidade (x) aumenta e o valor do Kps também. 
c) 2,20 x 10-8 mol L-1