3a LISTA QG - Eq solubilidade

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QUI1972 - QUÍMICA GERAL B 
3ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Equilíbrio de Solubilidade 
 Pg. 1/8 
 
 
 
Este enunciado é referente às questões 1, 2, 3 e 4. 
 
De acordo com as equações abaixo, a 25 ºC, faça o que se pede. 
BaF2(s) ⇌ Ba
2+(aq) + F−(aq) KPS (BaF2) = 1,7 x 10-6 
BaSO4(s) ⇌ Ba
2+(aq) + SO4
2−(aq) KPS (BaSO4) = 1,0 x 10-10 
 
1) Calcule as solubilidades dos sais fluoreto de bário e sulfato de bário. 
a) s(BaF2) = 9,2 x 10-4 mol L-1; s(BaSO4) = 5,0 x 10-11 mol L-1 
b) s(BaF2) = 1,2 x 10-2 mol L-1; s(BaSO4) = 5,0 x 10-11 mol L-1 
c) s(BaF2) = 9,2 x 10-4 mol L-1; s(BaSO4) = 1,0 x 10-5 mol L-1 
d) s(BaF2) = 7,5 x 10-3 mol L-1; s(BaSO4) = 1,0 x 10-5 mol L-1 
 
 
 
2) Diga qual é o sal que precipita primeiro, justificando sua resposta através dos cálculos 
das solubilidades. 
 
3) Considere agora uma mistura preparada pela adição de 500 mL de solução aquosa 0,40 
mol L-1 de fluoreto de sódio e de 500 mL de solução aquosa 0,40 mol L-1 de sulfato de sódio, 
a 25 °C. Lentamente adiciona-se à solução resultante, cloreto de bário, que é um sólido 
muito solúvel em água. No processo, verifica-se a formação de precipitado sulfato de bário. 
Quais são as concentrações dos íons Na+, F-, SO42- e Ba2+, presentes em solução, quando 
começar a precipitar o primeiro sal? Considere que o fluoreto de sódio e o sulfato de sódio 
são completamente solúveis nestas condições e que a adição do cloreto de bário não altera 
o volume. 
 
a) [Na+] = 0,60 mol L-1; [F-] = 0,20 mol L-1; [SO42-] = 0,20 mol L-1; [Ba2+] = 5,0 x 10-10 mol L-1. 
b) [Na+] = 0,40 mol L-1; [F-] = 0,20 mol L-1; [SO42-] = 0,20 mol L-1; [Ba2+] = 5,0 x 10-10 mol L-1. 
c) [Na+] = 0,40 mol L-1; [F-] = 0,20 mol L-1; [SO42-] = 0,20 mol L-1; [Ba2+] = 1,0 x 10-9 mol L-1. 
d) [Na+] = 0,20 mol L-1; [F-] = 0,20 mol L-1; [SO42-] = 0,20 mol L-1; [Ba2+] = 1,0 x 10-11 mol L-1. 
 
4) Explique o efeito do íon comum no processo de precipitação seletiva do primeiro sal. 
 
 
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Este enunciado é referente às questões 5, 6 e 7. 
 
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 
 
5) 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, Cr2O72-, e 
cromato, CrO42-, em equilíbrio. O Cr2O72- não precipita com Ba2+ e a adição de Ba2+ não 
desloca apreciavelmente o equilíbrio representado na equação 1. 
 
6) Considere agora um volume de 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 CrO42-. Em 
seguida, foram adicionados 37,5 g de cloreto de bário, um sal totalmente solúvel nessas 
condições. Considere que não houve variação de volume e que nenhuma outra espécie 
presente precipita com Ba2+ ou com CrO42-. Mostre, através de cálculos, se ocorre a 
precipitação do BaCrO4. 
 
a) QPS (3,24 x 10-6) > KPS (2,10 x 10-10) - BaCrO4 precipita. 
b) QPS (3,24 x 10-3) > KPS (2,10 x 10-10) - BaCrO4 precipita. 
c) QPS (5,84 x 10-9) > KPS (2,10 x 10-10) - BaCrO4 precipita. 
d) QPS (5,84 x 10-12) < KPS (2,10 x 10-10) - BaCrO4 não precipita. 
 
7) Calcule a quantidade máxima de cloreto de bário, em mg, que pode ser adicionada a 
1,00 L de uma solução 1,00 x 10-5 mol L-1 de cromato de potássio para que não precipite 
BaCrO4. 
 
a) 3,63 mg 
b) 4,37 mg 
c) 3,02 mg 
d) 2,08 mg 
 
 
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Este enunciado é referente às questões 8, 9 e 10. 
 
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. 
 
Mg2+(aq) + OH−(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 (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 
8) Calcule a concentração, em mol L-1, de íons hidróxido, OH-, necessária para começar a 
precipitar hidróxido de magnésio na água do mar a 25 oC. 
 
a) [OH-] > 1,8 x 10-5 mol L-1 
b) [OH-] > 3,3 x 10-4 mol L-1 
c) [OH-] > 5,7 x 10-7 mol L-1 
d) [OH-] > 1,2 x 10-7 mol L-1 
 
9) Mostre, com cálculos, se o Al3+ e o Ca2+, isoladamente, precipitam na água do mar a 25 
oC, quando a concentração de OH- for igual a 1,0 x 10-5 mol L-1. 
 
a) Ca(OH)2 e Al(OH)3 precipitam. 
b) Nem Ca(OH)2 nem Al(OH)3 precipitam. 
c) Ca(OH)2 precipita e Al(OH)3 não precipita. 
d) Ca(OH)2 não precipita e Al(OH)3 precipita. 
 
10) Calcule a concentração de Ca2+, em mol L-1, em uma solução aquosa de hidróxido de 
cálcio saturada, a 25 °C. Compare com o valor de concentração de Ca2+ da água do mar. 
a) 1,1 x 10-2 mol L-1 
b) 5,5 x 104 mol L-1 
c) 2,2 x 10-2 mol L-1 
d) 2,3 x 10-3 mol L-1 
 
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Este enunciado é referente às questões 11 e 12. 
 
Considere as equações 1 e 2 abaixo e que os volumes dos sólidos na solução são 
desprezíveis: 
 
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 
 
11) Mostre, com cálculos se haverá formação de precipitado de carbonato de bário, ao 
misturarmos 350 mL de solução aquosa 2,0 x 10-2 mol L-1 de cloreto de bário com 150 mL 
da solução aquosa 2,8 x 10-3 mol L-1 de carbonato de sódio. 
 
a) QPS (2,9 x 10-6) > KPS (5,0 x 10-9) - há formação de precipitado de BaCO3. 
b) QPS (2,9 x 10-6) > KPS (5,0 x 10-9) - não há formação de precipitado de BaCO3. 
c) QPS (1,2 x 10-5) > KPS (5,0 x 10-9) - há formação de precipitado de BaCO3. 
d) QPS (1,2 x 10-5) > KPS (5,0 x 10-9) - não há formação de precipitado de BaCO3. 
 
12) Mostre, com cálculos se 12,0 mg de carbonato de bário dissolvem totalmente, ou não, 
em 2,50 L de uma solução aquosa de carbonato de sódio 3,80 x 10-6 mol L-1. Considere 
que o carbonato de sódio está totalmente dissolvido nessa solução. 
 
a) QPS (6,84 x 10-10) < KPS (5,0 x 10-9) - é possível dissolver todo o BaCO3. 
b) QPS (6,84 x 10-10) < KPS (5,0 x 10-9) - não é possível dissolver todo o BaCO3. 
c) QPS (9,24 x 10-11) > KPS (5,0 x 10-9) -é possível dissolver todo o BaCO3. 
d) QPS (9,24 x 10-11) > KPS (5,0 x 10-9) - não é possível dissolver todo o BaCO3. 
 
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13) Para determinar o produto de solubilidade, KPS, do sulfato de cálcio, um volume de 25,00 
mL de uma solução saturada desse sal foi adicionado 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 de H3O+ é transferida para 
um recipiente e neutralizada com 8,25 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,0105 
mol L-1. Calcule o KPS parao sulfato de cálcio, na temperatura do experimento. 
 
 
a)3,00 x 10-4. 
b) 1,20 x 10-3. 
c) 1,73 x 10-2. 
d) 1,88 x 10-7. 
 
 
CaSO4(s) 
CaSO4(aq) 
solução saturada de CaSO4 
25,00 mL de uma solução saturada de CaSO4(aq) + 
água 
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14) Em um determinado laboratório de química, um estudante recebe do professor um 
recipiente contendo 0,500 L de uma solução aquosa saturada de hidróxido de magnésio, 
em equilíbrio com uma quantidade do mesmo composto sólido à 25 oC. Calcule a 
concentração de Mg2+(aq), em mol L-1, na solução, sabendo que o valor do KPS do hidróxido 
de magnésio, à 25 oC, é 1,8 x 10-11. 
 
a) 3,2 x 10-4 mol L-1. 
b) 1,6 x 10-4 mol L-1. 
c) 4,2 x 10-6 mol L-1. 
d) 3,0 x 10-6 mol L-1. 
 
15) O estudante adicionou 0,500 L de água pura na solução em equilíbrio do item 14 e 
verificou que essa quantidade de água não foi suficiente para dissolver todo o hidróxido de 
magnésio sólido, à 25 oC. O que acontece com a concentração de Mg2+(aq) após o 
equilíbrio ser restabelecido na mesma temperatura? Justifique. 
 
16) Agora o estudante removeu 50,00 mL da solução do item 14 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 precipitação do Mg(OH)2. 
 
a) QPS (3,6 x 10-6) > KPS (1,8 x 10-11) - há formação de precipitado. 
b) QPS (5,2 x 10-7) > KPS (1,8 x 10-11) - há formação de precipitado. 
c) QPS (1,8 x 10-7) > KPS (1,8 x 10-11) - não há formação de precipitado. 
d) QPS (2,0 x 10-5) > KPS (1,8 x 10-11) - não há formação de precipitado. 
 
 
 
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 Pg. 7/8 
 
 
 
Este enunciado é referente às questões 17, 18, 19 e 20. 
 
A 25 °C, haletos de cobre, CuBr e CuCl, são sais pouco solúveis que apresentam valores 
de KPS iguais a 4,2 x 10-8 e 1,0 x 10-6, respectivamente. 
 
17) Calcule as solubilidades, em g L-1, de CuBr e CuCl em água pura, a 25 °C. 
 
a) s(CuBr) = 3,0 x 10-6 g L-1; s(CuCl) = 4,9 x 10-5 g L-1. 
b) s(CuBr) = 2,0 x 10-4 g L-1; s(CuCl) = 1,0 x 10-3 g L-1. 
c) s(CuBr) = 1,4 x 10-6 g L-1; s(CuCl) = 1,0 x 10-5 g L-1. 
d) s(CuBr) = 2,9 x 10-2 g L-1; s(CuCl) = 9,9 x 10-2 g L-1. 
 
18) Calcule a solubilidade, em g L-1, de CuCl em uma solução aquosa de cloreto de sódio 
0,10 mol L-1, a 25 °C. 
 
a) 9,9 x 10-4 g L-1. 
b) 1,0 x 10-5 g L-1. 
c) 9,9 x 10-6 g L-1. 
d) 1,0 x 10-7 g L-1. 
 
19) Explique a variação na solubilidade do CuCl calculada nos itens 17 e 18. 
 
20) Mostre, com cálculos, se haverá precipitação de CuCl, quando for adicionado 0,10 mol 
de cloreto de sódio a 1,0 L de uma solução saturada de CuBr, conforme equação abaixo. 
Considere que não há variação de volume na adição de cloreto de sódio e que este sal é 
completamente solúvel em água a 25 ºC. 
 
Cu+(aq) + NaCl(s) ⇌ CuCl(s) + Na+(aq) 
 
a) QPS (2,0 x 10-3) > KPS (1,0 x 10-6) - há formação de precipitado. 
b) QPS (1,0 x 10-4) > KPS (1,0 x 10-6) - não há formação de precipitado. 
c) QPS (2,0 x 10-5) > KPS (1,0 x 10-6) - há formação de precipitado. 
d) QPS (2,9 x 10-3) > KPS (1,0 x 10-6) - não há formação de precipitado. 
 
 
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3ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Equilíbrio de Solubilidade 
 Pg. 8/8 
 
 
 
Este enunciado é referente às questões 21, 22 e 23. 
 
O sulfato de bário é um sal pouco solúvel em água, sendo usado como contraste em alguns 
tipos de exames clínicos. Sabendo que seu KPS é igual a 1,10 x 10-10, à 25 °C: 
 
21) Calcule a solubilidade do sulfato de bário, em mol L-1, em água pura à 25 oC. 
a) 3,02 x 10-4 mol L-1. 
b) 2,45 x 10-3 mol L-1. 
c) 5,50 x 10-11 mol L-1. 
d) 1,05 x 10-5 mol L-1 
 
22) Se a solubilização do sulfato de bário 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. 
 
23) Calcule a solubilidade do sulfato de bário em uma solução de ácido sulfúrico com pH 
2,00. Considere que, nessa solução, o ácido foi totalmente ionizado, liberando dois íons H+ 
e um íon SO42-. 
 
a) 2,20 x 10-8 mol L-1. 
b) 2,2 x 10-8 mol L-1. 
c) 1,10 x 10-8 mol L-1. 
d) 1,1 x 10-8 mol L-1.