LISTA9_-_Kps

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LISTA QUÍMICA GERAL 9 – EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
Profa Fatima Ventura Pereira Meirelles
1 – (P2241009) Considere as equações 1 e 2 abaixo:
equação 1:		BaCO3(s) Ba2+(aq) + CO32-(aq)	Kps = 5 x 10-9	 
equação 2:		BaCl2(aq) + Na2CO3(aq) BaCO3(s) + 2 Na+(aq) + 2 Cl-(aq)
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 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.
2 – (P2081007) Em um experimento para determinar o 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) 
Ca2+(aq) + SO42-(aq)
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3 - (P2120507) (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 Mg2+(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 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. Diga se haverá ou não a precipitação do Mg(OH)2. Mostre com cálculos. Caso haja precipitação, calcule a concentração de Mg2+(aq), em mol L-1, após o equilíbrio ser restabelecido na mesma temperatura.
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1 - Resolução:
a) [Ba2+]: solução de BaCl2: 350 mL 2,0 x 10-2 mol L-1	2,0 x 10-2 mol em 1000 mL
							 x mol em 350 mL		
x = 7 x 10-3 mol, esse é o no de mol de Ba2+, que foi diluído com a solução de carbonato, para um volume final de 500 mL, ou seja, a concentração de Ba2+ na solução final é: 
7 x 10-3 mol em 500 mL
 x mol em 1000 mL		x = [Ba2+] = 0,014 mol L-1
[CO32-]: solução de Na2CO3: 150 mL 2,8 x 10-3 mol L-1	2,8 x 10-3 mol em 1000 mL
									y mol em 150 mL
y = 4,2 x 10-4 mol, esse é o no de mol de CO32-, que foi diluído com a solução de bário, para um volume final de 500 mL, ou seja, a concentração de CO32- na solução final é:
	4,2 x 10-4 mol em 500 mL
		 y mol em 1000 mL		y = [CO32-] = 8,4 x 10-4 mol L-1
Qps = [Ba2+] . [CO32-] = 0,014 . 8,4 x 10-4 = 1,176 x 10-5		Kps = 5 x 10-9
Qps > Kps, então irá ocorrer a formação de precipitado.	
b) Efeito do íon comum na solubilidade de um sal pouco solúvel:
[CO32+] (da dissolução do Na2CO3) = 3,80 x 10-6 mol L-1
BaCO3(s) Ba2+(aq) + CO32-(aq)		Kps = 5 x 10-9	 
		 x		x + 3,80 x 10-6 mol L-1
Kps = x . (x + 3,80 x 10-6) = 5 x 10-9	x2 + 3,80 x 10-6 x - 5 x 10-9 = 0
x = 6,88 x 10-5 mol L-1	
Ou seja, dissolvem-se 6,88 x 10-5 mol de BaCO3 em cada litro de solução de Na2CO3 :
6,88 x 10-5 mol L-1 BaCO3 x 197 g mol-1 x 2,5 L = 0,0339 g = 33,9 mg
Sim, é possível dissolver 12 mg de BaCO3 em 2,5 L dessa solução.
2 - Resolução:
Inicialmente calcular o numero de mol de NaOH necessários para neutralizar o ácido contido no béquer de 10,00 mL:
nH3O+ = nOH- = concentração x volume = 0,0105 
 x 0,00825 L = 0,0000866 mol
No balão volumétrico haverá 10 vezes mais o nH3O+ = 0,000866 mol
Agora calcular o numero de mol de Ca2+ retido na coluna:
0,000866 mol de H3O+ x 
=0,000433 mol de Ca2+
Estes 0,000433 mol de Ca2+ vierem dos 25,00 mL da solução saturado do CaSO4. Logo a concentração de Ca2+ na solução saturada poderá ser calculada da seguinte maneira:
[Ca2+] = 
=
=0,0173 mol.L-1
Logo o Kps para o CaSO4 poderá ser calculado da seguinte maneira:
Kps = [Ca2+] [SO42-]	Como a [Ca2+] = [SO42-]		Kps = (0,0173) (0,0173) = 3,0 x 10-4
3 - Resolução:
(a) Para sabermos o valor da concentração molar do Mg2+ que está em equilíbrio na solução saturada de (Mg(OH)2), devemos usar a equação, Kps = [Mg2+ ] [OH-]2. 
E, sabendo que o Kps é igual a 1,8 x 10-11 e que a concentração molar do OH- é duas vezes a do Mg2+, podemos montar a seguinte equação:
1,8 x 10-11 = [Mg2+ ] {2 [Mg2+]}2
Resolvendo esta equação podemos determinar a concentração molar do Mg2 na solução saturada.
[Mg2+ ] = [(18 x 10-12)/4] ⅓
[Mg2+ ] = 1,65 x 10-4 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 molar do Mg2+ que está em equilíbrio na solução saturada de (Mg(OH)2) é de 1,65 x 10-4 mol L-1
(c) Inicialmente devemos calcular o número de mol inicial de Mg2+ e de OH- no momento da mistura das soluções. Para isto devemos multiplicar as concentrações em mol L-1 pelo volume em litros.
n Mg2+ = (1,65 x 10-4 mol. L-) (0,0500 L) = 8,25 x 10-6 mol
nOH- = (0,150 mol L-1) (0,150 L) = 0,0225 mol + (2 x 8,25 x 10-6 mol) ≈ 0,0225 mol
Com estes valores podemos calcular as concentrações iniciais destes mesmos íons presentes em 0,200 L de solução.
[Mg2+] = (8,25 x 10-6 mol) /[( 0,0500 + 0,150)L] = 4,13 x 10-5 mol. L-1
[OH-] = (0,0225 mol) /[( 0,0500 + 0,150)L] = 0,113 mol. L-1
 Para verificarmos se haverá a precipitação do Mg(OH)2 devemos calcular o Qps e verificar se ele é maior, igual ou menor que o Kps.
Qps = (Mg2+ ) (OH-)2 = (4,13 x 10-5 mol. L-1) ( 0,113 mol. L-1)2 = 5,27 x 10-7 > Kps
Como o Qps é maior que o Kps haverá a precipitação de Mg(OH)2
Calculo estequiométrico
 Mg2+(aq) + 2OH-(aq) ↔ Mg(OH)2 (s)
No início:
 4,13 x 10-5 mol. L-1 0,113 mol. L-1 0					 
No equilíbrio:
 0 0,113 – (2 x 4,13 x 10-5) ≈ 0,113 4,13 x 10-5 
Calculo de equilíbrio
 Mg(OH)2 (s) ↔ Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq) 
Início 0 0,113 mol. L-1
Variação +X +2X
Equilíbrio	 X 0,113 + 2X ≈ 0,113 
 mol. L-1
Para calcular o valor de X (solubilidade do Mg(OH)2) que é a própria concentração molar do Mg2+ após o equilíbrio ser restabelecido. Utilizamos a equação 1,8 x 10-11= [Mg2+ ] [OH-]2 = (X) (0,113)2, 
X = (1,8 x 10-11) / (0,113)2 = 1,42 x 10-9 mol. L-1
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25,00 mL de uma solução saturada de CaSO4(aq) + água
CaSO4(s)
CaSO4(aq)
solução saturada de CaSO4
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