O Ksp do sulfato de prata ( $A g_{2} S O_{4}$ $Ag_2SO_4$ ) é $1.2 \cdot 10 - 5$ $1.2 * 10-5$ . Como você calcula a solubilidade do sulfato de prata em cada um dos seguintes: a). água b). 0.10 M $A g N O_{3}$ $AgNO_3$ c). 0.43 M $K_{2} S O_{4}$ $K_2SO_4$ ?

Responda:

Aqui está o que eu tenho.

Explicação:

Eu vou te mostrar como resolver peças (A) e (B) e deixar parte (C) para você como prática.

Parte (A)

Sulfato de prata, ${Ag}_{2} {SO}_{4}$ $"Ag"_2"SO"_4$ , é considerado insolúvel em solução aquosa, o que implica que um equilíbrio de dissociação entre o íons dissociados e a sólido não dissolvido é estabelecido quando você dissolve o sal na água.

Você vai ter

${Ag}_{2} {SO}_{4 (s)} ⇌ 2 {Ag}_{(a q)}^{+} + {SO}_{4 (a q)}^{2 -}$ $"Ag"_ color(blue)(2)"SO"_ (4(s)) rightleftharpoons color(blue)(2)"Ag"_ ((aq))^(+) + "SO"_ (4(aq))^(2-)$

Agora, quando você dissolve o sal em água pura, a concentração inicial dos íons dissolvidos será igual a zero. Você pode usar um Mesa ICE para encontrar a concentração de equilíbrio dos dois íons

${Ag}_{2} {SO}_{4 (s)} ⇌ 2 {Ag}_{(a q)}^{+} + {SO}_{4 (a q)}^{2 -}$ $" ""Ag"_ color(blue)(2)"SO"_ (4(s)) " "rightleftharpoons" " color(blue)(2)"Ag"_ ((aq))^(+) " "+" " "SO"_ (4(aq))^(2-)$

$I a a a a a a - a a a a a a a a a a a a a a 0 a a a a a a a a a a a 0$ $color(purple)("I")color(white)(aaaaaacolor(black)(-)aaaaaaaaaaaaaacolor(black)(0)aaaaaaaaaaacolor(black)(0)$
$C a a a a a a - a a a a a a a a a a a (+ 2 s) a a a a a a a (+ s)$ $color(purple)("C")color(white)(aaaaaacolor(black)(-)aaaaaaaaaaacolor(black)((+color(blue)(2)s))aaaaaaacolor(black)((+s))$
$E a a a a a a - a a a a a a a a a a a a a 2 s a a a a a a a a a a a s$ $color(purple)("E")color(white)(aaaaaacolor(black)(-)aaaaaaaaaaaaacolor(black)(color(blue)(2)s)aaaaaaaaaaacolor(black)(s)$

Por definição, o constante do produto de solubilidade, $K_{s p}$ $K_(sp)$ , é igual a

$K_{s p} = {[{Ag}^{+}]}^{2} \cdot [{SO}_{4}^{2 -}]$ $K_(sp) = ["Ag"^(+)]^color(blue)(2) * ["SO"_4^(2-)]$

No seu caso, isso será igual a

$K_{s p} = {(2 s)}^{2} \cdot s = 4 s^{3}$ $K_(sp) = (color(blue)(2)s)^color(blue)(2) * s = 4s^3$

Reorganizar para resolver $s$ $s$ , pela solubilidade molar de sulfato de prata em água pura

$s = \sqrt[3]{\frac{K_{s p}}{4}}$ $s = root(3) (K_(sp)/4)$

Conecte seu valor para encontrar

$s = \sqrt[3]{\frac{1.2 \cdot 10^{- 5}}{4}} = 0.0144$ $s = root(3)((1.2 * 10^(-5))/4) = 0.0144$

Isso significa que em um saturado solução de sulfato de prata, a concentração do sal que se dissolverá para produzir íons é igual a

$color(green)(|bar(ul(color(white)(a/a)color(black)(s = "0.0144 mol L"^(-1))color(white)(a/a)|)))$

$color(white)(a/a)$

Parte (B)

Desta vez, você está interessado em encontrar a solubilidade molar do sulfato de prata em uma solução que é $"0.10 M"$ nitrato de prata, $"AgNO"_3$ .

Ao contrário do sulfato de prata, o nitrato de prata é solúvel em solução aquosa, o que significa que ele se dissocia completamente para formar cátions de prata e ânions de nitrato

$"AgNO"_ (3(aq)) -> "Ag"_ ((aq))^(+) + "NO" _(3(aq))^(-)$

Como mostra o $1:1$ proporções molares que existem entre os íons sólidos e dissolvidos, um $"0.10 M"$ solução de nitrato de prata terá

$["Ag"^(+)] = ["NO"_3^(-)] = "0.10 M"$

Isto significa que o Mesa ICE para a dissociação do sulfato de prata será assim

$" ""Ag"_ color(blue)(2)"SO"_ (4(s)) " "rightleftharpoons" " color(blue)(2)"Ag"_ ((aq))^(+) " "+" " "SO"_ (4(aq))^(2-)$

$color(purple)("I")color(white)(aaaaaacolor(black)(-)aaaaaaaaaaaacolor(black)(0.10)aaaaaaaaaaacolor(black)(0)$
$color(purple)("C")color(white)(aaaaaacolor(black)(-)aaaaaaaaaaacolor(black)((+color(blue)(2)s))aaaaaaacolor(black)((+s))$
$color(purple)("E")color(white)(aaaaaacolor(black)(-)aaaaaaaaaacolor(black)(color(blue)(2)s + 0.10)aaaaaaaacolor(black)(s)$

Desta vez, a constante do produto de solubilidade assumirá a forma

$K_(sp) = (color(blue)(2)s + 0.10)^color(blue)(2) * s$

Agora, porque o valor do $K_(sp)$ é tão pequeno comparado com a concentração inicial dos cátions de prata, você pode usar a seguinte aproximação

$2s + 0.10 ~~ 0.10$

Isso significa que você tem

$K_(sp) = 0.10^color(blue)(2) * s$

o que te leva

$s = K_(sp)/0.010 = (1.2 * 10^(-5))/0.010 = 1.2 * 10^(-3)$

Portanto, o solubilidade moalr de sulfato de prata em uma solução que é $"0.10 M"$ nitrato de prata é

$color(green)(|bar(ul(color(white)(a/a)color(black)(s = "0.0012 mol L"^(-1))color(white)(a/a)|)))$

Como você pode ver, a solubilidade molar do sal diminuiu como resultado da presença dos cátions de prata $->$ think efeito de íon comum Aqui.

Você pode processar a mesma abordagem para encontrar a resposta para a parte (C). Desta vez, o íon comum será o ânion sulfato, $"SO"_4^(2-)$ , entregue à solução pelo solúvel sulfato de potássio, $"K"_2"SO"_4$ .

O Ksp do sulfato de prata ( Ag_2SO_4 Ag2SO4 Ag_2SO_4 ) é 1.2 * 10-5 1.2⋅10−5 1.2 * 10-5 . Como você calcula a solubilidade do sulfato de prata em cada um dos seguintes: a). água b). 0.10 M AgNO_3 AgNO3 AgNO_3 c). 0.43 M K_2SO_4 K2SO4 K_2SO_4 ?

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Explicação:

O Ksp do sulfato de prata ( $A g_{2} S O_{4}$ $Ag_2SO_4$ ) é $1.2 \cdot 10 - 5$ $1.2 * 10-5$ . Como você calcula a solubilidade do sulfato de prata em cada um dos seguintes: a). água b). 0.10 M $A g N O_{3}$ $AgNO_3$ c). 0.43 M $K_{2} S O_{4}$ $K_2SO_4$ ?