15.E: Equilíbrio de outras classes de reação (exercícios)

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15.1: Precipitação e dissolução

Q15.1.1

Complete as mudanças nas concentrações para cada uma das seguintes reações:

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {AgI} (s) &&\ ce {Ag+} (aq)\, +\, &&\ ce {I-} (aq)\\
& &&x &&\ sublinhado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {CaCO3} (s) &&\ ce {Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {CO3^2-} (aq)\\
& &&\ underline {\ hspace {45px}} &&x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg (OH) 2} (s) &&\ ce {Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2OH-} (aq)\\
& &&x &&\ underline {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg3 (PO4) 2} (s) &&\ ce {3Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2PO4^3-} (aq)\\
& && &&x\ underline {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ca5 (PO4) 3OH} (s) &&\ ce {5Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {3PO4^3-} (aq)\, +\, &&\ ce {OH-} (aq)\\
& &&\ sublinhado {\ hspace {45 px}} &&\ sublinhado {\ hspace {45px}} &&x
\ end {alignat}\)

S15.1.1

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {AgI} (s) &&\ ce {Ag+} (aq)\, +\, &&\ ce {I-} (aq)\\
& &&x &&\ underline {x}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {CaCO3} (s) &&\ ce {Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {CO3^2-} (aq)\\
& &&\ underline {x} &&x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg (OH) 2} (s) &&\ ce {Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2OH-} (aq)\\
& &&x &&\ underline {2x}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg3 (PO4) 2} (s) &&\ ce {3Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2PO4^3-} (aq)\\
& &&\ underline {3x} &&2x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ca5 (PO4) 3OH} (s) &&\ ce {5Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {3PO4^3-} (aq)\, +\, &&\ ce {OH-} (aq)\\
& &&\ sublinhado {5x} &&\ sublinhado {3x} &&x
\ end {alignat}\)

Q15.1.2

Complete as mudanças nas concentrações para cada uma das seguintes reações:

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {BaSO4} (s) &&\ ce {Ba^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {SO4^2-} (aq)\\
& &&x &&\ underline {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ag2SO4} (s) &&\ ce {2Ag+} (aq)\, +\, &&\ ce {SO4^2-} (aq)\\
& &&\ underline {\ hspace {45px}} &&x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Al (OH) 3} (s) &&\ ce {Al^3+} (aq)\, +\, &&\ ce {3OH-} (aq)\\
& &&x &&\ underline {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Pb (OH) Cl} (s) &&\ ce {Pb^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {OH-} (aq)\, +\, &&\ ce {Cl-} (aq)\\
& &&\ underline {\ hspace {45px}} &&x &&\ sublinhado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ca3 (AsO4) 2} (s) &&\ ce {3Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2AsO4^3-} (aq)\\
& &&&3x &&\ underline {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

Q15.1.3

Como as concentrações de Ag ⁺ e\(\ce{CrO4^2-}\) em uma solução saturada acima de 1,0 g de Ag ₂ CrO ₄ sólido mudam quando 100 g de Ag ₂ CrO ₄ sólido são adicionados ao sistema? Explique.

S15.1.3

Não há mudança. Um sólido tem uma atividade de 1, seja ela pequena ou muito.

Q15.1.4

Como as concentrações de Pb ²⁺ e S ^2— mudam quando K ₂ S é adicionado a uma solução saturada de PbS?

Q15.1.5

Quais informações adicionais precisamos para responder à seguinte pergunta: Como o equilíbrio do brometo de prata sólido com uma solução saturada de seus íons é afetado quando a temperatura aumenta?

S 15.1.5

A solubilidade do brometo de prata na nova temperatura deve ser conhecida. Normalmente, a solubilidade aumenta e parte do brometo de prata sólido se dissolve.

Q15.1.6

Qual dos seguintes compostos ligeiramente solúveis tem uma solubilidade maior do que a calculada a partir de seu produto de solubilidade devido à hidrólise do ânion presente: CoSO ₃, CuI, PbCO ₃, PbCl ₂, Tl ₂ S, KClO ₄?

Q15.1.7

Qual dos seguintes compostos ligeiramente solúveis tem uma solubilidade maior do que a calculada a partir de seu produto de solubilidade devido à hidrólise do ânion presente: AgCl, BaSO ₄, CaF ₂, Hg ₂ I ₂, MnCO ₃, ZnS, PbS?

S15.1.7

CaF ₂, MnCO ₃ e ZnS

Q15.1.8

Escreva a equação iônica para dissolução e a expressão do produto de solubilidade (K _sp) para cada um dos seguintes compostos iônicos levemente solúveis:

PbCl ₂
Idade_{: 26} anos
Sr ₃ (PO _₄₂)
SrSO ₄

Q15.1.9

Escreva a equação iônica para a dissolução e a expressão K _sp para cada um dos seguintes compostos iônicos levemente solúveis:

Alf ₃
CaCO ₃
Idade _2: ISO ₄
Pb (OH) ₂

Q15.1.10

\(\ce{LaF3}(s)⇌\ce{La^3+}(aq)+\ce{3F-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[La^3+][F- ]^3};\)
\(\ce{CaCO3}(s)⇌\ce{Ca^2+}(aq)+\ce{CO3^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[Ca^2+][CO3^2- ]};\)
\(\ce{Ag2SO4}(s)⇌\ce{2Ag+}(aq)+\ce{SO4^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[Ag+]^2[SO4^2- ]};\)
\(\ce{Pb(OH)2}(s)⇌\ce{Pb^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[Pb^2+][OH- ]^2}\)

Q15.1.11

O Manual de Química e Física fornece solubilidades dos seguintes compostos em gramas por 100 mL de água. Como esses compostos são apenas ligeiramente solúveis, suponha que o volume não mude na dissolução e calcule o produto de solubilidade para cada um.

BasiF ₆, 0,026 g/100 mL (contém\(\ce{SiF6^2-}\) íons)
Ce (IO _₃₄), 1,5 × 10 ^—2 g/100 mL
Gd ₂ (ISO _₄₃), 3,98 g/100 mL
(NH ₄) ₂ PtBR ₆, 0,59 g/100 mL (contém\(\ce{PtBr6^2-}\) íons)

Q15.1.12

BaseO ₄, 0,0118 g/100 mL
_{Ba (BrO ₃₂) • H ₂ O, 0,30 g/100 mL}
NH ₄ mg A SO ₄ • 6H ₂ O, 0,038 g/100 mL
Nível ₂ (MoO _₄₃), 0,00179 g/100 mL

S15.1.12

(a) 1,77 × 10 ^—7; 1,6 × 10 ^—6; 2,2 × 10 ^—9; 7,91 × 10 ^—22

Q15.1.13

Use produtos de solubilidade e preveja qual dos seguintes sais é o mais solúvel, em termos de moles por litro, em água pura: CaF ₂, Hg ₂ Cl ₂, PbI ₂ ou Sn (OH) ₂.

Q15.1.14

Supondo que nenhum equilíbrio além da dissolução esteja envolvido, calcule a solubilidade molar de cada um dos seguintes a partir de seu produto de solubilidade:

KHC ₄ H ₄ OU ₆
PBi ₂
Ag ₄ [Fe (CN) ₆], um sal contendo o\(\ce{Fe(CN)4-}\) íon
Hg ₂ em ₂

S15.1.15

2 × 10 ^—2 M; 1,3 × 10 ^—3 M; 2,27 × 10 ^—9 M; 2,2 × 10 ^—10 M

Q15.1.16

Supondo que nenhum equilíbrio além da dissolução esteja envolvido, calcule a solubilidade molar de cada um dos seguintes a partir de seu produto de solubilidade:

Idade _2: ISO ₄
PbBR ₂
Um Gi
CaC ₂ O ₄ •H ₂ O

Q15.1.X

Supondo que nenhum equilíbrio além da dissolução esteja envolvido, calcule a concentração de todas as espécies de soluto em cada uma das seguintes soluções de sais em contato com uma solução contendo um íon comum. Mostre que mudanças nas concentrações iniciais dos íons comuns podem ser negligenciadas.

AgCl (s) em 0,025 M NaCl
CaF (₂ s) em 0.00133 M KF
Ag ₂ SO ₄ (s) em 0,500 L de uma solução contendo 19,50 g de K ₂ SO ₄
Zn (OH) ₂ (s) em uma solução tamponada a um pH de 11,45

S15.1.X

7,2 × 10 ⁻⁹ M = [Ag ⁺], [Cl ⁻] = 0,025 M

Confira:\(\dfrac{7.2×10^{−9}\:M}{0.025\:M}×100\%=2.9×10^{−5}\%\), uma mudança insignificante;

2,2 × 10 ⁻⁵ M = [Ca ²⁺], [F ⁻] = 0,0013 M

Confira:\(\dfrac{2.25×10^{−5}\:M}{0.00133\:M}×100\%=1.69\%\). Esse valor é inferior a 5% e pode ser ignorado.

0,2238 M =\(\ce{[SO4^2- ]}\); [Ag ⁺] = 2,30 × 10 ^—9 M

Verifique:\(\dfrac{1.15×10^{−9}}{0.2238}×100\%=5.14×10^{−7}\); a condição está satisfeita.

[OH ^—] = 2,8 × 10 ^—3 M; 5,7 × 10 ⁻¹² M = [Zn ²⁺]

Verifique:\(\dfrac{5.7×10^{−12}}{2.8×10^{−3}}×100\%=2.0×10^{−7}\%\); x é menor que 5% de [OH ^—] e, portanto, é insignificante.

Q15.1.X

TLCl (s) em HCl de 1.250 M
Bi (₂ s) em 0.0355 M Aci ₂
Ag ₂ CrO ₄ (s) em 0,225 L de uma solução contendo 0,856 g de K ₂ CrO ₄
Cd (OH) ₂ (s) em uma solução tamponada a um pH de 10,995

Supondo que nenhum equilíbrio além da dissolução esteja envolvido, calcule a concentração de todas as espécies de soluto em cada uma das seguintes soluções de sais em contato com uma solução contendo um íon comum. Mostre que não é apropriado negligenciar as mudanças nas concentrações iniciais dos íons comuns.

TLCl (s) em 0,025 M TLnO ₃
AbF (₂ s) em 0.0313 M FK
MgC ₂ O ₄ em 2.250 L de uma solução contendo 8,156 g de Mg (NO ₃) ₂
Ca (OH) ₂ (s) em uma solução sem tamponamento inicialmente com um pH de 12.700

S15.1.X

[Cl ^—] = 7,6 × 10 ⁻³ M

Confira:\(\dfrac{7.6×10^{−3}}{0.025}×100\%=30\%\)

Esse valor é muito grande para descartar x. Portanto, resolva usando a equação quadrática:

[Ti ⁺] = 3,1 × 10 ^—2 M
[Cl ^—] = 6,1 × 10 ^—3
[Ba ²⁺] = 1,7 × 10 ^—3 M

Confira:\(\dfrac{1.7×10^{−3}}{0.0313}×100\%=5.5\%\)

Esse valor é muito grande para descartar x, e toda a equação deve ser resolvida.

[Ba ²⁺] = 1,6 × 10 ^—3 M
[F ^—] = 0,0329 M;
Mg (NO _₃₂) = 0,02444 M

\(\ce{[C2O4^2- ]}=3.5×10^{−3}\)

Confira:\(\dfrac{3.5×10^{−3}}{0.02444}×100\%=14\%\)

Esse valor é maior que 5%, então a equação quadrática deve ser usada:

\(\ce{[C2O4^2- ]}=3.5×10^{−3}\:M\)
[Mg ²⁺] = 0,0275 M
[OH ^—] = 0,0501 M
[Ca ²⁺] = 3,15 × 10 ^—3

Confira:\(\dfrac{3.15×10^{−3}}{0.050}×100\%=6.28\%\)

Esse valor é maior que 5%, portanto, um método mais exato, como aproximações sucessivas, deve ser usado.

[Ca ²⁺] = 2,8 × 10 ^—3 M
[OH ^—] = 0,053 × 10 ^—2 M

Q15.1.X

Explique por que as mudanças nas concentrações dos íons comuns no Exercício podem ser negligenciadas.

Q15.1.X

Explique por que as mudanças nas concentrações dos íons comuns no Exercício não podem ser negligenciadas.

S15.1.X

As mudanças na concentração são superiores a 5% e, portanto, excedem o valor máximo por desconsiderar a mudança.

Q15.1.X

Calcule a solubilidade do hidróxido de alumínio, Al (OH) ₃, em uma solução tamponada a pH 11,00.

Q15.1.X

Consulte o Apêndice J para produtos de solubilidade para sais de cálcio. Determine qual dos sais de cálcio listados é mais solúvel em moles por litro e qual é mais solúvel em gramas por litro.

S15.1.X

CaSO ₄ □ 2H ₂ O é o sal de Ca mais solúvel em mol/L e também o sal de Ca mais solúvel em g/L.

Q15.1.X

A maioria dos compostos de bário é muito venenosa; no entanto, o sulfato de bário é frequentemente administrado internamente como auxiliar no exame radiográfico do trato intestinal inferior. Esse uso de BaSO ₄ é possível devido à sua baixa solubilidade. Calcule a solubilidade molar de BaSO ₄ e a massa de bário presente em 1,00 L de água saturada com BaSO ₄.

Q15.1.X

Os padrões do Serviço de Saúde Pública para água potável estabelecem um máximo de 250 mg/L (2,60 × 10 ^—3 M)\(\ce{SO4^2-}\) devido à sua ação catártica (é um laxante). A água natural saturada com CaSO ₄ (água “cilíndrica”) como resultado da passagem por solo contendo gesso, CaSO ₄ • 2H ₂ O, atende a esses padrões? O que há\(\ce{SO4^2-}\) nessa água?

S15.1.X

4,9 × 10 ^—3 M =\(\ce{[SO4^2- ]}\) = [Ca ²⁺]; Como essa concentração é superior a 2,60 × 10 ^—3 M, a água “gyp” não atende aos padrões.

Q15.1.X

Execute os seguintes cálculos:

Calcule [Ag ⁺] em uma solução aquosa saturada de AgBr.
O que será [Ag ⁺] quando KBr suficiente for adicionado para fazer com que [Br ^—] = 0,050 M?
O que será [Br ^—] quando AgNO ₃ suficiente for adicionado para fazer com que [Ag ⁺] = 0,020 M?

O produto de solubilidade de CaSO ₄ •2H ₂ O é 2,4 × 10 ^—5. Qual massa desse sal se dissolverá em 1,0 L de 0,010 M\(\ce{SO4^2-}\)?

S15.1.X

Massa (CaSO ₄ • 2H ₂ O) = 0,34 g/L

Q15.1.X

Supondo que nenhum equilíbrio além da dissolução esteja envolvido, calcule as concentrações de íons em uma solução saturada de cada um dos seguintes (consulte a Tabela E3 para produtos de solubilidade).

TLCl
AbF ₂
Idade ₂ CrO ₄
CaC ₂ O ₄ •H ₂ O
o mineral anglesita, PbSO ₄

Q15.1.X

Um Gi
Idade _2: ISO ₄
Homem (OH) ₂
Sr (OH) ₂ • 8H ₂ O
o mineral brucita, Mg (OH) ₂

S15.1.X

[Ag ⁺] = [I ^—] = 1,2 × 10 ^—8 M; [Ag ⁺] = 2,86 × 10 ^—2 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 1,43 × 10 ^—2 M; [Mn ²⁺] = 2,2 × 10 ^—5 M, [OH ^—] = 4,5 × 10 ^—5 M; [Sr ²⁺] = 4,3 × 10 ^—2 M, [OH ^—] = 8,6 × 10 ^—2 M; [Mg ²⁺] = 1,6 × 10 ^—4 M, [OH ^—] = 3,1 × 10 ^—4 M.

Q15.1.X

As seguintes concentrações são encontradas em misturas de íons em equilíbrio com sólidos levemente solúveis. A partir das concentrações dadas, calcule K _sp para cada um dos sólidos ligeiramente solúveis indicados:

AgBr: [Ag ⁺] = 5,7 × 10 ^—7 M, [Br ^—] = 5,7 × 10 ^—7 M
CaCO ₃: [Ca ²⁺] = 5,3 × 10 ^—3 M,\(\ce{[CO3^2- ]}\) = 9,0 × 10 ^—7 M
PbF ₂: [Pb ²⁺] = 2,1 × 10 ^—3 M, [F ^—] = 4,2 × 10 ^—3 M
Idade ₂ CrO ₄: [Ag ⁺] = 5,3 × 10 ^—5 M, 3,2 × 10 ^—3 M
InF ₃: [Em ³⁺] = 2,3 × 10 ^—3 M, [F ^—] = 7,0 × 10 ^—3 M

Q15.1.X

TLCl: [Tl ⁺] = 1,21 × 10 ^—2 M, [Cl ^—] = 1,2 × 10 ^—2 M
Ce (IO ₃) ₄: [Ce ⁴⁺] = 1,8 × 10 ^—4 M,\(\ce{[IO3- ]}\) = 2,6 × 10 ^—13 M
Gd ₂ (ISO _₄₃): [Gd ³⁺] = 0,132 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 0,198 M
Ag ₂ SO ₄: [Ag ⁺] = 2,40 × 10 ^—2 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 2,05 × 10 ^—2 M
BaSO ₄: [Ba ²⁺] = 0,500 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 2,16 × 10 ^—10 M

S15.1.X

2,0 × 10 ^—4; 5,1 × 10 ^—17; 1,35 × 10 ^—4; 1,18 × 10 ^—5; 1,08 × 10 ^—10

Q15.1.X

Qual dos seguintes compostos precipita de uma solução que tem as concentrações indicadas? (Consulte a Tabela E3 para obter os valores de K _sp.)

KClO ₄: [K ⁺] = 0,01 M,\(\ce{[ClO4- ]}\) = 0,01 M
K ₂ PtCl ₆: [K ⁺] = 0,01 M,\(\ce{[PtCl6^2- ]}\) = 0,01 M
PBi ₂: [Pb ²⁺] = 0,003 M, [I ^—] = 1,3 × 10 ^—3 M
Idade ₂ S: [Ag ⁺] = 1 × 10 ^—10 M, [S ^2—] = 1 × 10 ^—13 M

Q15.1.X

Qual dos seguintes compostos precipita de uma solução que tem as concentrações indicadas? (Consulte a Tabela E3 para obter os valores de K _sp.)

CaCO ₃: [Ca ²⁺] = 0,003 M,\(\ce{[CO3^2- ]}\) = 0,003 M
Co (OH) ₂: [Co ²⁺] = 0,01 M, [OH ^—] = 1 × 10 ^—7 M
CaHPO ₄: [Ca ²⁺] = 0,01 M,\(\ce{[HPO4^2- ]}\) = 2 × 10 ^—6 M
Pb ₃ (PO ₄) ₂: [Pb ²⁺] = 0,01 M,\(\ce{[PO4^3- ]}\) = 1 × 10 ^—13 M

S15.1.X

CaCO ₃ precipita.
O composto não precipita.
O composto não precipita.
O composto precipita.

Q15.1.X

Calcule a concentração de Tl ⁺ quando o TLCl começa a precipitar de uma solução que é 0,0250 M em Cl ^—.

Q15.1.X

Calcule a concentração do íon sulfato quando o BaSO ₄ começa a precipitar de uma solução que é 0,0758 M em Ba ²⁺.

S15.1.X

1,42 × 10 ⁻⁹ M

Q15.1.X

Calcule a concentração de Sr ²⁺ quando SrF ₂ começa a precipitar de uma solução que é 0,0025 M em F ^—.

Q15.1.X

Calcule a concentração de\(\ce{PO4^3-}\) quando Ag ₃ PO ₄ começa a precipitar de uma solução que é 0,0125 M em Ag ⁺.

S15.1.X

9,2 × 10 ⁻¹³ M

Q15.1.X

Calcule a concentração de F ^— necessária para iniciar a precipitação de CaF ₂ em uma solução que seja 0,010 M em Ca ²⁺.

Q15.1.X

Calcule a concentração de Ag ⁺ necessária para iniciar a precipitação de Ag ₂ CO ₃ em uma solução de 2,50 × 10 ^—6 M pol\(\ce{CO3^2-}\).

S15.1.X

[Idade ⁺] = 1,8 × 10 ^—3 M

Q15.1.X

O que [Ag ⁺] é necessário para reduzir\(\ce{[CO3^2- ]}\) para 8,2 × 10 ^—4 M pela precipitação de Ag ₂ CO ₃?

Q15.1.X

O que [F ^—] é necessário para reduzir [Ca ²⁺] para 1,0 × 10 ^—4 M pela precipitação de CaF ₂?

S15.1.X

6,2 × 10 ^—4

Q15.1.X

Um volume de 0,800 L de uma solução 2 × 10 ^—4 - M Ba (NO ₃) ₂ é adicionado a 0,200 L de 5 × 10 ^—4 M Li ₂ SO ₄. O BaSO ₄ precipita? Explique sua resposta.

Q15.1.X

Execute esses cálculos para carbonato de níquel (II).

Com que volume de água um precipitado contendo NiCo ₃ deve ser lavado para dissolver 0,100 g desse composto? Suponha que a água de lavagem fique saturada com NiCo ₃ (K _sp = 1,36 × 10 ^—7).
Se o NiCo ₃ fosse um contaminante em uma amostra de CoCo ₃ (K _sp = 1,0 × 10 ^—12), qual massa de CoCo ₃ teria sido perdida? Lembre-se de que tanto o NiCo ₃ quanto o CoCo ₃ se dissolvem na mesma solução.

S15.1.X

2,28 L; 7,3 × 10 ^—7 g

Q15.1.X

Concentrações de ferro maiores que 5,4 × 10 ^—6 M na água usada para fins de lavanderia podem causar manchas. O que [OH ^—] é necessário para reduzir [Fe ²⁺] a esse nível pela precipitação de Fe (OH) ₂?

Q15.1.X

Uma solução é 0,010 M em Cu ²⁺ e Cd ²⁺. Qual porcentagem de Cd ²⁺ permanece na solução quando 99,9% do Cu ²⁺ foi precipitado como CuS pela adição de sulfeto?

S15.1.X

100% está dissolvido

Q15.1.X

Uma solução é 0,15 M em Pb ²⁺ e Ag ⁺. Se Cl ^— for adicionado a esta solução, o que é [Ag ⁺] quando o PbCl ₂ começa a precipitar?

Q15.1.X

Qual reagente pode ser usado para separar os íons em cada uma das seguintes misturas, que são 0,1 M em relação a cada íon? Em alguns casos, pode ser necessário controlar o pH. (Dica: considere os valores de K _sp fornecidos no Apêndice J.)

\(\ce{Hg2^2+}\)e Cu ²⁺
\(\ce{SO4^2-}\)e Cl ^—
Hg ²⁺ e Co ²⁺
Zn ²⁺ e Sr ²⁺
Ba ²⁺ e Mg ²⁺
\(\ce{CO3^2-}\)e OH ^—

S15.1.X

\(\ce{Hg2^2+}\)e Cu ²⁺: Adicionar\(\ce{SO4^2-}\).
\(\ce{SO4^2-}\)e Cl ^—: Adicione Ba ²⁺.
Hg ²⁺ e Co ²⁺: Adicione S ^2—.
Zn ²⁺ e Sr ²⁺: Adicione OH ^— até [OH ^—] = 0,050 M.
Ba ²⁺ e Mg ²⁺: Adicionar\(\ce{SO4^2-}\).
\(\ce{CO3^2-}\)e OH ^—: Adicione Ba ²⁺.

Q15.1.X

Uma solução contém 1,0 × 10 ^—5 mol de KBr e 0,10 mol de KCl por litro. AgNO ₃ é gradualmente adicionado a esta solução. O que forma primeiro, AgBr sólido ou AgCl sólido?

Q15.1.X

Uma solução contém 1,0 × 10 ^—2 mol de KI e 0,10 mol de KCl por litro. AgNO ₃ é gradualmente adicionado a esta solução. O que forma primeiro, AgI sólido ou AgCl sólido?

S15.1.X

O AgI precipitará primeiro.

Q15.1.X

Os íons de cálcio no soro sanguíneo humano são necessários para a coagulação. O oxalato de potássio, K ₂ _{C 2} O ₄, é usado como anticoagulante quando uma amostra de sangue é coletada para exames laboratoriais porque remove o cálcio como um precipitado de CaC ₂ O ₄ •H ₂ O. É necessário remover tudo, exceto 1,0% do Ca ²⁺no soro para evitar a coagulação. Se o soro sanguíneo normal com um pH tamponado de 7,40 contém 9,5 mg de Ca ²⁺ por 100 mL de soro, qual massa de K ₂ C ₂ O ₄ é necessária para evitar a coagulação de uma amostra de sangue de 10 mL que é 55% de soro em volume? (Todos os volumes têm precisão de dois números significativos. Observe que o volume de soro em uma amostra de sangue de 10 mL é de 5,5 mL. Suponha que o valor de K _sp para CaC ₂ O ₄ no soro seja o mesmo da água.)

Q15.1.X

Cerca de 50% dos cálculos urinários (cálculos renais) consistem em fosfato de cálcio, Ca ₃ (PO ₄) ₂. O conteúdo normal de cálcio de gama média excretado na urina é de 0,10 g de Ca ²⁺ por dia. A quantidade média normal de urina excretada pode ser tomada como 1,4 L por dia. Qual é a concentração máxima de íon fosfato que a urina pode conter antes que um cálculo comece a se formar?

S15.1.X

4 × 10 ⁻⁹ M

Q15.1.X

O pH da urina normal é 6,30 e a concentração total de fosfato (\(\ce{[PO4^3- ]}\)+\(\ce{[HPO4^2- ]}\) +\(\ce{[H2PO4- ]}\) + [H ₃ PO ₄]) é 0,020 M. Qual é a concentração mínima de Ca ²⁺ necessária para induzir a formação de cálculos renais? (Consulte Exercício para obter informações adicionais.)

Q15.1.X

O magnésio metálico (um componente de ligas usadas em aeronaves e um agente redutor usado na produção de urânio, titânio e outros metais ativos) é isolado da água do mar pela seguinte sequência de reações:

\(\ce{Mg^2+}(aq)+\ce{Ca(OH)2}(aq)⟶\ce{Mg(OH)2}(s)+\ce{Ca^2+}(aq)\)

\(\ce{Mg(OH)2}(s)+\ce{2HCl}(aq)⟶\ce{MgCl2}(s)+\ce{2H2O}(l)\)

\(\ce{MgCl2}(l)\xrightarrow{\ce{electrolysis}}\ce{Mg}(s)+\ce{Cl2}(g)\)

A água do mar tem uma densidade de 1,026 g/cm ³ e contém 1272 partes por milhão de magnésio como Mg ²⁺ (aq) em massa. Qual massa, em quilogramas, de Ca (OH) ₂ é necessária para precipitar 99,9% do magnésio em 1,00 × 10 ³ L de água do mar?

S15.1.X

3,99 kg

Q15.1.X

O sulfeto de hidrogênio é borbulhado em uma solução que é 0,10 M em Pb ²⁺ e Fe ²⁺ e 0,30 M em HCl. Depois que a solução chega ao equilíbrio, ela é saturada com H ₂ S ([H ₂ S] = 0,10 M). Quais concentrações de Pb ²⁺ e Fe ²⁺ permanecem na solução? Para uma solução saturada de H ₂ S, podemos usar o equilíbrio:

\(\ce{H2S}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{2H3O+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K=1.0×10^{−26}\)

(Dica: As\(\ce{[H3O+]}\) mudanças à medida que os sulfetos metálicos se precipitam.)

Q15.1.X

Execute os seguintes cálculos envolvendo concentrações de íons iodato:

A concentração de íons iodato de uma solução saturada de La (IO ₃_{) 3} foi encontrada em 3,1 × 10 ^—3 mol/L. Encontre o K _sp.
Determine a concentração de íons iodato em uma solução saturada de Cu (IO ₃) ₂ (K _sp = 7,4 × 10 ^—8).

S15.1.X

3,1 × 10 ^—11; [Cu ²⁺] = 2,6 × 10 ^—3;\(\ce{[IO3- ]}\) = 5,3 × 10 ^—3

Q15.1.X

Calcule a solubilidade molar de AgBr em 0,035 M NaBr (K _sp = 5 × 10 ^—13).

Q15.1.X

Quantos gramas de Pb (OH) ₂ se dissolverão em 500 mL de uma solução de PbCl ₂ 0,050- M (K _sp = 1,2 × 10 ^—15)?

S15.1.X

1,8 × 10 ^—5 g de Pb (OH) ₂

Q15.1.X

Use a simulação do Link to Learning anterior para concluir o seguinte exercício:. Usando 0,01 g de CaF ₂, forneça os valores de K _sp encontrados em uma solução de 0,2- M de cada um dos sais. Discuta por que os valores mudam quando você altera os sais solúveis.

Q15.1.X

Quantos gramas de leite de magnésia, Mg (OH) ₂ (s) (58,3 g/mol), seriam solúveis em 200 mL de água. K _sp = 7,1 × 10 ^—12. Inclua a reação iônica e a expressão para K _sp em sua resposta. (K _w = 1 × 10 ^—14 = [H ₃ O ⁺] [OH ^—])

S15.1.X

\[\ce{Mg(OH)2}(s)⇌\ce{Mg^2+}+\ce{2OH-} \]

\[K_\ce{sp}=\ce{[Mg^2+][OH- ]^2}\]

\[1.14 × 10⁻³ g Mg(OH)_2\]

Q15.1.X

Dois sais hipotéticos, LM ₂ e LQ, têm a mesma solubilidade molar em H ₂ O. Se K _sp para LM ₂ é 3,20 × 10 ^—5, qual é o valor de K _sp para LQ?

Q15.1.X

Qual dos seguintes carbonatos se formará primeiro? Qual das seguintes opções se formará por último? Explique.

\(\ce{MgCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=3.5×10^{−8}\)
\(\ce{CaCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.2×10^{−7}\)
\(\ce{SrCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=3.9×10^{−9}\)
\(\ce{BaCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.4×10^{−5}\)
\(\ce{MnCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=5.1×10^{−9}\)

S15.1.X

O SrCo ₃ se formará primeiro, pois tem o menor valor de K _sp, é o menos solúvel. BaCO ₃ será o último a precipitar, tem o maior valor de K _sp.

Q15.1.X

Quantos gramas de Zn (CN) ₂ (s) (117,44 g/mol) seriam solúveis em 100 mL de H ₂ O? Inclua a reação balanceada e a expressão para K _sp em sua resposta. O valor de K _sp para Zn (CN) ₂ (s) é 3,0 × 10 ^—16.

15.2: Ácidos e bases de Lewis

Q15.2.X

Em que circunstâncias, se houver, uma amostra de AgCl sólido se dissolve completamente em água pura?

S15.2.X

quando a quantidade de sólido é tão pequena que uma solução saturada não é produzida

Q15.2.X

Explique por que a adição de NH ₃ ou HNO ₃ a uma solução saturada de Ag ₂ CO ₃ em contato com o sólido Ag ₂ CO ₃ aumenta a solubilidade do sólido.

Q15.2.X

Calcule a concentração do íon cádmio, [Cd ²⁺], em uma solução preparada misturando 0,100 L de 0,0100 M Cd (NO ₃) ₂ com 1,150 L de 0,100 NH ₃ (aq).

S15.2.X

2,35 × 10 ^—4 M

Q15.2.X

Explique por que a adição de NH ₃ _{ou HNO 3} a uma solução saturada de Cu (OH) ₂ em contato com o sólido Cu (OH) ₂ aumenta a solubilidade do sólido.

S15.2.X

Às vezes, os equilíbrios de íons complexos são descritos em termos de constantes de dissociação, K _d. Para o íon complexo,\(\ce{AlF6^3-}\) a reação de dissociação é:

\[\ce{AlF6^3- ⇌ Al^3+ + 6F-}\) and \(K_\ce{d}=\ce{\dfrac{[Al^3+][F- ]^6}{[AlF6^3- ]}}=2×10^{−24}\]

Q15.2.X

Calcule o valor da constante de formação, K _f, for\(\ce{AlF6^3-}\).

S15.2.X

5 × 10 ²³

Q15.2.X

Usando o valor da constante de formação para o íon complexo\(\ce{Co(NH3)6^2+}\), calcule a constante de dissociação.

Q15.2.X

Usando a constante de dissociação, K _d = 7,8 × 10 ^—18, calcule as concentrações de equilíbrio de Cd ²⁺ e CN ^— em uma solução de 0,250- M de\(\ce{Cd(CN)4^2-}\).

S15.2.X

[Cd ²⁺] = 9,5 × 10 ^—5 M; [CN ^—] = 3,8 × 10 ^—4 M

Q15.2.X

Usando a constante de dissociação, K _d = 3,4 × 10 ^—15, calcule as concentrações de equilíbrio de Zn ²⁺ e OH ^— em uma solução 0,0465- M de\(\ce{Zn(OH)4^2-}\).

Q15.2.X

Using the dissociation constant, K_d = 2.2 × 10^–34, calculate the equilibrium concentrations of Co³⁺ and NH₃ in a 0.500-M solution of \(\ce{Co(NH3)6^3+}\).

S15.2.X

[Co³⁺] = 3.0 × 10^–6 M; [NH₃] = 1.8 × 10^–5 M

Q15.2.X

Using the dissociation constant, K_d = 1 × 10^–44, calculate the equilibrium concentrations of Fe³⁺ and CN^– in a 0.333 M solution of \(\ce{Fe(CN)6^3-}\).

Q15.2.X

Calculate the mass of potassium cyanide ion that must be added to 100 mL of solution to dissolve 2.0 × 10^–2 mol of silver cyanide, AgCN.

S15.2.X

1.3 g

Q15.2.X

Calculate the minimum concentration of ammonia needed in 1.0 L of solution to dissolve 3.0 × 10^–3 mol of silver bromide.

Q15.2.X

A roll of 35-mm black and white photographic film contains about 0.27 g of unexposed AgBr before developing. What mass of Na₂S₂O₃•5H₂O (sodium thiosulfate pentahydrate or hypo) in 1.0 L of developer is required to dissolve the AgBr as \(\ce{Ag(S2O3)2^3-}\) (K_f = 4.7 × 10¹³)?

S15.2.X

0.80 g

Q15.2.X

We have seen an introductory definition of an acid: An acid is a compound that reacts with water and increases the amount of hydronium ion present. In the chapter on acids and bases, we saw two more definitions of acids: a compound that donates a proton (a hydrogen ion, H⁺) to another compound is called a Brønsted-Lowry acid, and a Lewis acid is any species that can accept a pair of electrons. Explain why the introductory definition is a macroscopic definition, while the Brønsted-Lowry definition and the Lewis definition are microscopic definitions.

Q15.2.X

Write the Lewis structures of the reactants and product of each of the following equations, and identify the Lewis acid and the Lewis base in each:

\(\ce{CO2 + OH- ⟶ HCO3-}\)
\(\ce{B(OH)3 + OH- ⟶ B(OH)4-}\)
\(\ce{I- + I2 ⟶ I3-}\)
\(\ce{AlCl3 + Cl- ⟶ AlCl4-}\) (use Al-Cl single bonds)
\(\ce{O^2- + SO3 ⟶ SO4^2-}\)

S15.2.X

(a)

;

(b)

;

(c)

;

(d)

;

(e)

Q15.2.X

Escreva as estruturas de Lewis dos reagentes e o produto de cada uma das seguintes equações e identifique o ácido de Lewis e a base de Lewis em cada uma:

\(\ce{CS2 + SH- ⟶ HCS3-}\)
\(\ce{BF3 + F- ⟶ BF4-}\)
\(\ce{I- + SnI2 ⟶ SnI3-}\)
\(\ce{Al(OH)3 + OH- ⟶ Al(OH)4-}\)
\(\ce{F- + SO3 ⟶ SFO3-}\)

Q15.2.X

Using Lewis structures, write balanced equations for the following reactions:

\(\ce{HCl}(g)+\ce{PH3}(g)⟶\)
\(\ce{H3O+ + CH3- ⟶}\)
\(\ce{CaO + SO3 ⟶}\)
\(\ce{NH4+ + C2H5O- ⟶}\)

S15.2.X

(a)

;

\(\ce{H3O+ + CH3- ⟶ CH4 + H2O}\)

;

\(\ce{CaO + SO3 ⟶ CaSO4}\)

;

\(\ce{NH4+ + C2H5O- ⟶ C2H5OH + NH3}\)

Q15.2.X

Calcule\(\ce{[HgCl4^2- ]}\) em uma solução preparada adicionando 0,0200 mol de NaCl a 0,250 L de uma solução 0,100- M de HgCl ₂.

Q15.2.X

Em uma titulação de íon cianeto, 28,72 mL de 0,0100 M AgNO ₃ são adicionados antes do início da precipitação. [A reação de Ag ⁺ com CN ^— termina, produzindo o\(\ce{Ag(CN)2-}\) complexo.] A precipitação do AgCn sólido ocorre quando o excesso de Ag ⁺ é adicionado à solução, acima da quantidade necessária para completar a formação de\(\ce{Ag(CN)2-}\). Quantos gramas de NaCN estavam na amostra original?

S15.2.X

0,0281 g

Q15.2.X

Quais são as concentrações de Ag ⁺, CN ^— e\(\ce{Ag(CN)2-}\) em uma solução saturada de AgCn?

Q15.2.X

Em solução aquosa diluída, o HF atua como um ácido fraco. No entanto, o líquido puro HF (ponto de ebulição = 19,5° C) é um ácido forte. No HF líquido, o HNO ₃ age como uma base e aceita prótons. ^{A acidez do HF líquido pode ser aumentada pela adição de um dos vários fluoretos inorgânicos que são ácidos de Lewis e aceitam o íon F (por exemplo, BF ₃ ou SbF ₅).} Escreva equações químicas balanceadas para a reação de HNO ₃ puro com HF puro e de HF puro com BF ₃.

S15.2.X

\(\ce{HNO3}(l)+\ce{HF}(l)⟶\ce{H2NO3+}+\ce{F-}\);\(\ce{HF}(l)+\ce{BF3}(g)⟶\ce{H+}+\ce{BF4}\)

Q15.2.X

O aminoácido mais simples é a glicina, H ₂ NCH ₂ CO ₂ H. A característica comum dos aminoácidos é que eles contêm os grupos funcionais: um grupo amina, —NH ₂, e um grupo de ácido carboxílico, —CO ₂ H. Um aminoácido pode funcionar tanto como ácido quanto como base. Para a glicina, a força ácida do grupo carboxila é aproximadamente a mesma do ácido acético, CH ₃ CO ₂ H, e a força básica do grupo amino é ligeiramente maior que a da amônia, NH ₃.

Q15.2.X

Escreva as estruturas de Lewis dos íons que se formam quando a glicina é dissolvida em 1 M HCl e em 1 M KOH.

Q15.2.X

Escreva a estrutura de Lewis da glicina quando esse aminoácido é dissolvido em água. (Dica: considere as forças básicas relativas do —NH ₂ e dos\(\ce{−CO2-}\) grupos.)

Q15.2.X

O ácido bórico, H ₃ BO ₃, não é um ácido Brønsted-Lowry, mas um ácido de Lewis.

Escreva uma equação para sua reação com a água.
Preveja a forma do ânion assim formado.
Qual é a hibridação no boro consistente com a forma que você previu?

S15.2.X

\(\ce{H3BO3 + H2O ⟶ H4BO4- + H+}\); As formas eletrônica e molecular são as mesmas — ambas tetraédricas. A estrutura tetraédrica é consistente com a hibridização sp ³.

15.3: Equilíbrios múltiplos

Q15.3.1

Diz-se que uma solução saturada de um eletrólito levemente solúvel em contato com parte do eletrólito sólido é um sistema em equilíbrio. Explique. Por que esse sistema é chamado de equilíbrio heterogêneo?

Q15.3.2

Calcule a concentração de equilíbrio de Ni ²⁺ em uma solução 1,0- M [Ni (NH ₃) ₆] (NO ₃) ₂.

S15.3.2

0,014 M

Q15.3.3

Calcule a concentração de equilíbrio de Zn ²⁺ em uma solução de 0,30- M de\(\ce{Zn(CN)4^2-}\).

Q15.3.4

Calcule a concentração de equilíbrio de Cu ²⁺ em uma solução inicialmente com 0,050 M Cu ²⁺ e 1,00 M NH ₃.

S15.3.2

1,0 × 10 ^—13 M

Q15.3.5

Calcule a concentração de equilíbrio de Zn ²⁺ em uma solução inicialmente com 0,150 M Zn ²⁺ e 2,50 M CN ^—.

Q15.3.6

Calcule a concentração de equilíbrio de Fe ³⁺ quando 0,0888 mol de K ₃ [Fe (CN) ₆] é adicionado a uma solução com 0,0,00010 M CN ^—.

S15.3.2

9 × 10 ⁻²² M

Q15.3.7

Calcule a concentração de equilíbrio de Co ²⁺ quando 0,100 mol de [Co (NH ₃) ₆] (NO ₃) ₂ é adicionado a uma solução com 0,025 M NH ₃. Suponha que o volume seja 1,00 L.

Q15.3.8

A constante de equilíbrio para a reação\(\ce{Hg^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)⇌\ce{HgCl2}(aq)\) é 1,6 × 10 ¹³. O HGCl ₂ é um eletrólito forte ou um eletrólito fraco? Quais são as concentrações de Hg ²⁺ e Cl ^— em uma solução de 0,015- M de HgCl ₂?

S15.3.2

6,2 × 10 ^—6 M = [Hg ²⁺]; 1,2 × 10 ^—5 M = [Cl ^—]; A substância é um eletrólito fraco porque muito pouco do HgCl ₂ inicial de 0,015 M foi dissolvido.

Q15.3.9

Calcule a solubilidade molar de Sn (OH) ₂ em uma solução tampão contendo concentrações iguais de NH ₃\(\ce{NH4+}\) e.

Q15.3. X

Calcule a solubilidade molar de Al (OH) ₃ em uma solução tampão com 0,100 M NH ₃ e 0,400 \(\ce{NH4+}\)M.

S15.3.2

[OH ⁻] = 4,5 × 10 ⁻⁵; [Al ³⁺] = 2,1 × 10 ^—20 (solubilidade molar)

Q15.3.10

Qual é a solubilidade molar do CaF ₂ em uma solução de 0,10-M de HF? K _a para HF = 7,2 × 10 ^—4.

Q15.3. X

Qual é a solubilidade molar de BaSO ₄ em uma solução de 0,250- M de NaHSO ₄? K _um para\(\ce{HSO4-}\) = 1.2 × 10^–2.

S15.3.2

\(\ce{[SO4^2- ]}=0.049\:M\)
[Ba²⁺] = 2.2 × 10^–9 (molar solubility)

Q15.3.X

What is the molar solubility of Tl(OH)₃ in a 0.10-M solution of NH₃?

Q15.3.X

What is the molar solubility of Pb(OH)₂ in a 0.138-M solution of CH₃NH₂?

S15.3.2

[OH^–] = 7.6 × 10⁻³ M
[Pb²⁺] = 4.8 × 10^–12 (molar solubility)

Q15.3.X

A solution of 0.075 M CoBr₂ is saturated with H₂S ([H₂S] = 0.10 M). What is the minimum pH at which CoS begins to precipitate?

\(\ce{CoS}(s)⇌\ce{Co^2+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.5×10^{−27}\)

\(\ce{H2S}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{2H3O+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K=1.0×10^{−26}\)

A 0.125-M solution of Mn(NO₃)₂ is saturated with H₂S ([H₂S] = 0.10 M). At what pH does MnS begin to precipitate?

\(\ce{MnS}(s)⇌\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.3×10^{−22}\)

\(\ce{H2S}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{2H3O+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K=1.0×10^{−26}\)

S15.3.2

3.27

Q15.3.X

Calculate the molar solubility of BaF₂ in a buffer solution containing 0.20 M HF and 0.20 M NaF.

Q15.3.X

Calculate the molar solubility of CdCO₃ in a buffer solution containing 0.115 M Na₂CO₃ and 0.120 M NaHCO₃

S15.3.2

\(\ce{[CO3^2- ]}=0.115\:M\)
[Cd²⁺] = 3 × 10⁻¹² M

Q15.3.X

To a 0.10-M solution of Pb(NO₃)₂ is added enough HF(g) to make [HF] = 0.10 M.

Does PbF₂ precipitate from this solution? Show the calculations that support your conclusion.
What is the minimum pH at which PbF₂ precipitates?

Calculate the concentration of Cd²⁺ resulting from the dissolution of CdCO₃ in a solution that is 0.010 M in H₂CO₃.

S15.3.2

1 × 10⁻⁵ M

Q15.3.X

Both AgCl and AgI dissolve in NH₃.

What mass of AgI dissolves in 1.0 L of 1.0 M NH₃?
What mass of AgCl dissolves in 1.0 L of 1.0 M NH₃?

Calculate the volume of 1.50 M CH₃CO₂H required to dissolve a precipitate composed of 350 mg each of CaCO₃, SrCO₃, and BaCO₃.

S15.3.2

0.0102 L (10.2 mL)

Q15.3.X

Even though Ca(OH)₂ is an inexpensive base, its limited solubility restricts its use. What is the pH of a saturated solution of Ca(OH)₂?

Q15.3.X

What mass of NaCN must be added to 1 L of 0.010 M Mg(NO₃)₂ in order to produce the first trace of Mg(OH)₂?

S15.3.2

5 × 10⁻³ g

Q15.3.X

Magnesium hydroxide and magnesium citrate function as mild laxatives when they reach the small intestine. Why do magnesium hydroxide and magnesium citrate, two very different substances, have the same effect in your small intestine. (Hint: The contents of the small intestine are basic.)

Q15.3.X

The following question is taken from a Chemistry Advanced Placement Examination and is used with the permission of the Educational Testing Service.

Solve the following problem:

\(\ce{MgF2}(s)⇌\ce{Mg^2+}(aq)+\ce{2F-}(aq)\)

In a saturated solution of MgF₂ at 18 °C, the concentration of Mg²⁺ is 1.21 × 10^–3 M. The equilibrium is represented by the preceding equation.

Write the expression for the solubility-product constant, K_sp, and calculate its value at 18 °C.
Calculate the equilibrium concentration of Mg²⁺ in 1.000 L of saturated MgF₂ solution at 18 °C to which 0.100 mol of solid KF has been added. The KF dissolves completely. Assume the volume change is negligible.
Predict whether a precipitate of MgF₂ will form when 100.0 mL of a 3.00 × 10^–3-M solution of Mg(NO₃)₂ is mixed with 200.0 mL of a 2.00 × 10^–3-M solution of NaF at 18 °C. Show the calculations to support your prediction.
At 27 °C the concentration of Mg²⁺ in a saturated solution of MgF₂ is 1.17 × 10^–3 M. Is the dissolving of MgF₂ in water an endothermic or an exothermic process? Give an explanation to support your conclusion.

S15.3.2

K_sp = [Mg²⁺][F^–]² = (1.21 × 10^–3)(2 × 1.21 × 10^–3)² = 7.09 × 10^–9; 7.09 × 10^–7 M

Determine the concentration of Mg²⁺ and F^– that will be present in the final volume. Compare the value of the ion product [Mg²⁺][F^–]² with K_sp. If this value is larger than K_sp, precipitation will occur. 0.1000 L × 3.00 × 10^–3 M Mg(NO₃)₂ = 0.3000 L × M Mg(NO₃)₂ M Mg(NO₃)₂ = 1.00 × 10^–3 M 0.2000 L × 2.00 × 10^–3 M NaF = 0.3000 L × M NaF M NaF = 1.33 × 10^–3 M ion product = (1.00 × 10^–3)(1.33 × 10^–3)² = 1.77 × 10^–9 This value is smaller than K_sp, so no precipitation will occur. MgF₂ is less soluble at 27 °C than at 18 °C. Because added heat acts like an added reagent, when it appears on the product side, the Le Chatelier’s principle states that the equilibrium will shift to the reactants’ side to counter the stress. Consequently, less reagent will dissolve. This situation is found in our case. Therefore, the reaction is exothermic.

Q15.3.X

Which of the following compounds, when dissolved in a 0.01-M solution of HClO₄, has a solubility greater than in pure water: CuCl, CaCO₃, MnS, PbBr₂, CaF₂? Explain your answer.

Q15.3.X

Which of the following compounds, when dissolved in a 0.01-M solution of HClO₄, has a solubility greater than in pure water: AgBr, BaF₂, Ca₃(PO₄)₃, ZnS, PbI₂? Explain your answer.

BaF₂, Ca₃(PO₄)₂, ZnS; each is a salt of a weak acid, and the \(\ce{[H3O+]}\) from perchloric acid reduces the equilibrium concentration of the anion, thereby increasing the concentration of the cations

Q15.3.X

What is the effect on the amount of solid Mg(OH)₂ that dissolves and the concentrations of Mg²⁺ and OH^– when each of the following are added to a mixture of solid Mg(OH)₂ and water at equilibrium?

MgCl₂
KOH
HClO₄
NaNO₃
Mg(OH)₂

Q15.3.X

What is the effect on the amount of CaHPO₄ that dissolves and the concentrations of Ca²⁺ and \(\ce{HPO4-}\) when each of the following are added to a mixture of solid CaHPO₄ and water at equilibrium?

CaCl₂
HCl
KClO₄
NaOH
CaHPO₄

S15.3.X

Effect on amount of solid CaHPO₄, [Ca²⁺], [OH^–]: increase, increase, decrease; decrease, increase, decrease; no effect, no effect, no effect; decrease, increase, decrease; increase, no effect, no effect

Q15.3.X

Identify all chemical species present in an aqueous solution of Ca₃(PO₄)₂ and list these species in decreasing order of their concentrations. (Hint: Remember that the \(\ce{PO4^3-}\) ion is a weak base.)

Q15.3.X

A volume of 50 mL of 1.8 M NH₃ is mixed with an equal volume of a solution containing 0.95 g of MgCl₂. What mass of NH₄Cl must be added to the resulting solution to prevent the precipitation of Mg(OH)₂?

S15.3.X

7.1 g