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PAGQuímica 
Exercícios de Equilíbrio de Solubilidade 
 
1. Uma solução foi preparada misturando-se 50 mL de CuSO4 0,01 mol/L com 50 mL de NaOH 
0,01 mol/L. 
a) haverá precipitação de Cu(OH)2 nestas condições? Justifique sua resposta. 
b) quais são as concentrações de Na+, SO42-, Cu2+ e OH- em fase aquosa, após o equilíbrio ser 
atingido? 
c) se houver precipitação, qual a massa de precipitado formado? Se não houver, qual a massa 
de sólido que ainda pode ser adicionada à solução? 
d) qual a solubilidade do Cu(OH)2 em água pura? 
e) qual a solubilidade do Cu(OH)2 em solução aquosa de pH 12? 
f) explique a diferença encontrada em e e f. 
 
Resposta: 
 
50 mL de CuSO4 0,01 mol/L 
50 mL de NaOH 0,01 mol/L 
 
[Cu2+]o = 0,005 mol/L 
[OH-]o = 0,005 mol/L 
 
a) 
Cu2+(aq) + 2OH-(aq) Cu(OH)2(s) Kps = 4,8x10-20 
 
Qps = (0,005)(0,005)2 = 1,25 x 10-4 
Qps >> Kps, portanto haverá precipitação 
 
b) 
[SO42-] = 0,005 mol/L 
[Na] = 0,005 mol/L 
 
 
 
PAG
Errata: 1,25 x 10-7
 Cu2+(aq) + 2OH-(aq) Cu(OH)2(s) Kps = 4,8x10-20 
0,005 – x 0,005 – 2x 
Kps = (0,005 – 2x)2.(0,005 – x) = 4,8 x 10-20 => equação de 3º grau 
 
Aproximando a equação para (0,005 – 2x)2.(0,005 – x) = 0, tem-se que [Cu2+] = 0,0025 mol/L 
Kps = [OH-]2.[Cu2+] => [OH-] = ([Cu2+]/Kps)1/2 
[OH-] = 4,38 x 10-9 mol/L 
 
c) 
0,005 mol/L - 0,0025  mol/L  =  0,0025  “mol/L”  precipitou 
 
Em 100 mL => 0,00025 mol de CuSO4 (MM = 97,561 g/mol) 
 
Portanto 0,024 g de CuSO4 precipitaram. 
 
d) 
s.(2s)2 = Kps => Kps = 4s3 = 4,8 x 10-20 => s = 2,29 x 10-7 mol/L 
 
e) 
s.(2s + 0,01)2 = Kps => s = 4,8 x 10-16 mol/L 
 
f) 
efeito do ion comum. 
 
 
2. Uma solução é preparada pela mistura de 150 mL de nitrato de prata (AgNO3) 0,350 mol/L 
com 250 mL de cromato de sódio (Na2CrO4) 0,210 mol/L. 
a) haverá ou não precipitação de cromato de prata (Ag2CrO4), nestas condições? 
b) quais as concentrações do íon prata, Ag+, e íons cromato, CrO42-, após o estabelecimento do 
equilíbrio? 
c) se houver precipitação, qual a massa de cromato de prata precipitada? Se não houver, qual 
a massa de cromato de prata que ainda pode ser adicionada à solução sem haver 
precipitação? 
 
Resposta: 
150 mL de AgNO3 0,350 mol/L [Ag+]o = 0,131 mol/L 
250 mL de Na2CrO4 0,210 mol/L [CrO42-]o = 0,131 mol/L 
 
a) 
2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 
 
Qps = [Ag+]2.[ CrO42-] => Qps = (0,131)3 => Qps = 2,25 x 10-3 
Qps >> Kps, portanto haverá precipitação 
 
b) 
 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 Kps = 1,9x10-12 
i) 0,131 0,131 
eq) 0,131 – 2x 0,131 – x 
 
Kps = [Ag+]2.[CrO42-] = 1,9 x 10-12 => (0,131 – 2x)2.( 0,131 – x ) = 1,9 x 10-12 => equação de 3º 
grau 
 
Fazendo-se a aproximação: (0,131 – 2x)2.( 0,131 – x ) = obtem-se que x = 0,0655. 
Como Ag+ vai acabar primeiro, [Ag+] ~ 0 e [CrO42-] = 0,0655 mol/L 
 
Kps = [Ag+]2.[CrO42-] => [Ag+] = (Kps /[CrO42-])1/2 
[Ag+] = 5,39 x 10-6 mol/L 
 
c) 
0,131 mol/L – 0,0655  mol/L  =  0,0655  “mol/L”  de  Ag2CrO4 ira precipitar! 
 
em 400 mL => 0.0262 mol de Ag2CrO4 (MM = 331,73 g/mol) 
= 8,69 g de Ag2CrO4 
 
 
3. Tem-se uma solução de nitrato de chumbo, Pb(NO3)2, nitrato de bário, Ba(NO3)2 e de nitrato 
de estrôncio, Sr(NO3)2, de concentrações 8x10-8, 5x10-2 e 4x10-5 mol/L, respectivamente. A 
essa solução, adiciona-se cromato de sódio sólido, Na2CrO4, lentamente. Considere que não 
há variação do volume. 
a) qual a concentração de cromato necessária para precipitar cada um dos íons? 
b) qual a ordem de precipitação dos cromatos? Justifique. 
c) qual a concentração do primeiro íon quando o segundo começar a precipitar? E quando o 
terceiro começar a precipitar, quais as concentrações dos dois íons que já haviam começado a 
precipitar? 
d) o que deve ser feito com o pH da solução para favorecer a precipitação seletiva? Justifique. 
 
Resposta: 
[Pb2+] = 8x10-8 mol/L 
[Ba2+] = 5x10-2 mol/L 
[Sr2+] = 4x10-5 mol/L 
 
a) 
Precipitação ira ocorrer quando atingir o valor de Kps 
Pb2+(aq) + CrO42-(aq) PbCrO4(s) Kps = 1,8 x 10-14 
Kps = [Pb2+].[CrO42-] = 1,8 x 10-14 => [CrO42-] = 2,25 x 10-7 mol/L 
 
Ba2+(aq) + CrO42-(aq) BaCrO4(s) Kps = 1,2 x 10-10 
Kps = [Ba2+].[CrO42-] = 1,2 x 10-10 => [CrO42-] = 2,4 x 10-9 mol/L 
 
Sr2+(aq) + CrO42-(aq) SrCrO4(s) Kps = 3,5 x 10-5 
Kps = [Sr2+].[CrO42-] = 3,5 x 10-5 => [CrO42-] = 0,875 mol/L 
 
b) 
O primeiro a precipitar sera aquele que precisar de menos CrO42-: 
1º BaCrO4 
2º PbCrO4 
3º SrCrO4 
 
 
BaCrO4
PbCrO4
SrCrO4
c) 
[Ba2+] quando PbCrO4 começar a precipitar: 
 
[Ba2+] = (1,2 x 10-10)/(2,29 x 10-7) [Ba2+] = 5,33 x 10-4 mol/L 
 
[Ba2+] quando SrCrO4 começar a precipitar: 
[Ba2+] = (1,2 x 10-10)/(0,875) [Ba2+] = 1,37 x 10-10 mol/L 
 
[Pb2+] quando SrCrO4 começar a precipitar: 
 
[Pb2+] = (1,8 x 10-14)/(0,875) [Pb2+] = 2,06 x 10-14 mol/L 
 
d) 
pH baixo para ter pouco CrO42- em solução. Explicar melhor 
 
 
[CrO42-] para 
começar a 
precipitar (mol/L) 
[M2+] no inicio da 
precipitação do 
PbCrO4 (mol/L) 
% restante 
(%) 
[M2+] no inicio da 
precipitação do 
SrCrO4 (mol/L) 
% restante 
(%) 
Ba2+ 2,4 x 10-9 5,33 x 10-4 1,1 1,37 x 10-10 2,7 x 10-7 
Pb2+ 2,25 x 10-7 [ ]o 100 2,06 x 10-14 2,6 x 10-5 
Sr2+ 0,875 [ ]o 100 [ ]o 100 
 
4. Um litro de solução a 25 oC contém 0,10 mol/L de NaF e 0,01 mol/L de Na2SO4. Adiciona-se 
lentamente BaCl2 sólido. Assumindo que o volume da solução permanece constante, responda: 
a) qual sal precipita primeiro, BaSO4 ou BaF2? Justifique. 
b) a partir de que massa de BaCl2 adicionada o primeiro sal começa a precipitar? 
c) a partir de que massa de BaCl2 adicionada o segundo sal começa a precipitar? 
d) quando o segundo sal inicia sua precipitação, qual a concentração do ânion (SO42- ou F-) do 
primeiro sal que precipitou que permanece em equilíbrio na solução? 
 
Resposta: 
[F-] = 0,01 mol/L 
[SO42-] = 0,01 mol/L 
 
a) 
Ba2+(aq) + 2F-(aq) BaF2(s) Kps = 1,7x10-6 
[Ba2+].[F-]2 = 1,7x10-6 => [Ba2+] = (1,7x10-6)/(0,01)2 => [Ba2+] = 1,7 x 10-4 mol/L 
 
Ba2+(aq) + SO42-(aq) BaSO4(s) Kps = 1,5x10-9 
[Ba2+].[SO42-] = 1,5x10-9 => [Ba2+] = (1,5x10-9)/(0,01) => [Ba2+] = 1,5 x 10-7 mol/L 
 
O primeiro sal a precipitar será BaSO4. 
 
b) 
BaSO4 vai começar a precipitar quando [Ba2+] = 1,5 x 10-7 mol/L (MMBaCl2 = 208.23 g/mol) 
1,5 x 10-7 mol x 208.23 g/mol = 3,12 x 10-5 g de BaCl2. 
 
c) 
BaF2 vai começar a precipitar quando [Ba2+] = 1,7 x 10-4 mol/L 
1,7 x 10-4 mol x 208.23 g/mol = 0,0354 g de BaCl2. 
 
d) 
BaF2 começa a precipitar quando [Ba2+] = 1,7 x 10-4 mol/L, neste momento: 
Kps = [Ba2+].[[SO42-] 
[SO42-] = (1,5x10-9)/( 1,7 x 10-4) => [SO42-] = 8,82 x 10-6 mol/L 
5.  Soluções  de  “flúor”   (fluoreto  de  sódio)  ajudam  a  reduzir  a   incidência  de  cárie  dentária.  Em  
uma farmácia de manipulação, na falta de água deionizada, um auxiliar de laboratório preparou 
1 L de uma solução 0,05% (0,0119 mol/L) de NaF com água mineral contendo 14,63 mg/L de 
Ca2+, 0,63 mg/L de Mg2+ e 19,09 mg/L de K+. Para a preparação da solução, o laboratorista 
adicionou lentamente o sal de NaF na água, sob agitação. 
a) haverá precipitação de CaF2 e/ou de MgF2 nestas condições? Justifique sua resposta. 
b) quais são as concentrações de F-, Ca2+, Mg2+ e K+ em fase aquosa, após o equilíbrio ser 
atingido? 
c) caso haja precipitação de CaF2, qual a massa de precipitado formado? Caso não haja 
precipitação, quanto fluoreto deveria seradicionado para precipitar CaF2? 
d) qual a solubilidade do CaF2 em água pura? 
e) qual a solubilidade do CaF2 em solução de Ca(NO3)2 0,01 mol/L? 
f) explique a diferença encontrada em d) e e). 
 
Resposta: 
[F-] = 0,0119 mol/L 
[Ca2+] = (14,63 x 10-3)/(40) = 3,66 x 10-4 mol/L 
[Mg2+] = (0,63 x 10-3)/(24) = 2,63 x 10-5 mol/L 
[K+] = (19,09 x 10-3)/(39) = 4,69 x 10-4 mol/L 
 
a) 
Ca2+(aq) + 2F-(aq) CaF2(s) Kps = 3,9x10-11 
Qps = (3,66 x 10-4).( 0,0119)2 => Qps = 5,18 x 10-8 
Qps > Kps => irá precipitar 
 
Mg2+(aq) + 2F-(aq) CaF2(s) Kps = 6,6x10-9 
Qps = (2,63 x 10-5).( 0,0119)2 => Qps = 3,72 x 10-9 
Qps < Kps => não irá precipitar 
 
b) 
[Mg2+] = 2,63 x 10-5 mol/L 
[K+] = 4,69 x 10-4 mol/L 
 
 
 Ca2+(aq) + 2F-(aq) CaF2(s) 
3,66 x 10-4 - x 0,0119 – 2x 
 
Kps = [Ca2+].[ F-]2 => 3,9x10-11 = (3,66 x 10-4 - x).( 0,0119 – 2x)2 => equação cubica!!!! 
 
Aproximando-se a equação para (3,66 x 10-4 - x).( 0,0118 – 2x)2 = 0, obtem-se 2 soluções:  x’  =  
3,66 x 10-4 ou  x”  =  0,00595  (sem  significado  fisico,  pois  tornaria  [Ca2+] < 0) 
 
[F-] = 0,0119 – 2x => [F-] = 0,0112 mol/L 
[Ca2+] = Kps/[F-]2 => [Ca2+] = 3,9x10-11/(0,0112)2 => [Ca2+] = 3,11 x 10-7 mol/L 
 
c) 
Há precipitação!!!! 
3,66 x 10-4 de CaF2 (MM = 78.07 g/mol) irão precipitar para cada 1 (um) litro de solução inicial 
 
3,66 x 10-4 mol x 78.07 g/mol = 0.0286 g de CaF2. 
 
d) 
4s3 = 3,9x10-11 => s = 2,14 x 10-4 mol/L 
 
e) 
Ca(NO3)2(s) Ca2+(aq) + 2NO3-(aq) 
 
CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq) 
 s + 0,01 2s 
 
(s + 0,01)(2s)2 = 3,9x10-11 => s = 3,12 x 10-5 mol/L 
 
 
f) 
efeito do ion comum. 
 
~ 0,01 
6. Tem-se uma solução de Zn2+ e Pb2+ em que a concentração de cada íon é 0,10 mol/L. 
a) qual a concentração mínima de íon sulfeto (S2-) necessária para precipitar cada um dos 
cátions? 
b) qual dos dois sulfetos precipitará primeiro? 
c) se o íon S2- for proveniente da dissociação completa do sulfeto de hidrogênio (H2S) em água, 
o que deve ser feito com o pH para precipitar separadamente os dois cátions? 
 
Resposta: 
[Zn2+] = 0,10 mol/L 
[Pb2+] = 0,10 mol/L 
 
a) 
Zn2+(aq) + S2-(aq) ZnS(s) Kps = 1,1x10-21 
[S2-] = Kps/[ Zn2+] => [S2-] = (1,1x10-21)/(0,10) [S2-] = 1,1 x 10-20 mol/L 
 
Pb2+(aq) + S2-(aq) PbS(s) Kps = 2,5x10-27 
[S2-] = Kps/[ Pb2+] => [S2-] = (2,5x10-27)/(0,10) [S2-] = 2,5 x 10-26 mol/L 
 
b) 
O primeiro sal a precipitar será aquele que precisar de menos S2-; portanto, PbS! 
 
c) 
H2S(aq) 2H+(aq) + S2-(aq) 
 
pH muito baixo => tem pouco S2- => só deve precipitar um deles. 
 
7. Tem-se uma solução contendo Sr2+ 0,014 mol/L e Ba2+ 0,046 mol/L e deseja-se precipitar 
seletivamente estes dois íons, na forma de sulfato, adicionando-se Na2SO4 pouco a pouco. 
a) qual dos dois sais precipita primeiro? Com que concentração de Na2SO4? 
b) quando o segundo sal começar a precipitar, qual será a concentração do primeiro íon a 
precipitar ainda remanescente em solução? 
Ignore eventuais variações de volume, bem como hidrólises. 
 
Resposta: 
 
[Sr2+] = 0,014 mol/L 
[Ba2+] = 0,046 mol/L 
 
a) 
Sr2+(aq) + SO42-(aq) SrSO4(s) Kps = 2,8x10-7 
[SO42-] = Kps / [Sr2+] => [SO42-] = (2,8x10-7)/( 0,014) => [SO42-] = 2 x 10-5 mol/L 
 
Ba2+(aq) + SO42-(aq) BaSO4(s) Kps = 1,5x10-9 
[SO42-] = Kps / [Ba 2+] => [SO42-] = (1,5x10-9)/( 0,046) => [SO42-] = 3,26 x 10-8 mol/L 
 
Primeiro precipita BaSO4, quando [SO42-] = 3,26 x 10-8 mol/L 
 
 
b) 
SrSO4 vai começar a precipitar quando [SO42-] = 2 x 10-5 mol/L. Nesta concentração de SO42-, a 
concentração de Ba2+ será: 
 
[Ba 2+] = Kps / [SO42-] => [Ba 2+] = (1,5x10-9)/( 2 x 10-5) => [Ba 2+] = 7,5 x 10-5 mol/L 
 
8. A seguir são apresentadas algumas afirmações. Classifique-as como verdadeiras ou falsas. 
No caso de afirmações falsas, reescreva-as, corrigindo o que for necessário. 
a) em uma solução aquosa de cátions cujos carbonatos sejam pouco solúveis, a adição de 
carbonato fará sempre com que haja a precipitação daquele com menor valor de Kps. 
b) o CaF2 tem a sua solubilidade em água aumentada pelo aumento do pH. 
c) se a uma mistura de cátions é adicionado um ânion que pode precipitar os respectivos sais, 
precipitará primeiro aquele com menor valor de Kps. 
 
Resposta: 
 
a) Falsa 
em uma solução aquosa de cátions cujos carbonatos sejam pouco solúveis, a adição de 
carbonato fará sempre com que haja a precipitação daquele cujo Kps for atingido primeiro. 
 
b) Falsa 
o CaF2 tem a sua solubilidade em água diminuida pelo aumento do pH. 
 
c) Falsa 
se a uma mistura de cátions é adicionado um ânion que pode precipitar os respectivos sais, 
precipitará primeiro aquele cujo Kps for atingido primeiro.