Soluções Química – Semana 179

Escrito por: Artur Galiza

INICIANTE

A solubilidade de um sal é a concentração total de um dos íons presentes. Logo, a solubilidade do $AgCl$ é $[Ag^+] = [Cl^-]$ pela estequiometria do sal. Tomando arbitrariamente o íon de prata, temos que sua concentração é $\sqrt{K_{ps}}$.

Portanto, a solubilidade do sal é $1,3.10^{-5}$

INTERMEDIÁRIO

Dessa vez, a solubilidade do sal, não pode ser mais expressa como somente a concentração de íons prata, mas sim a concentração total de prata presente. Dessa forma, $S = [Ag^+] + [Ag(NH_{3})_{2}^+] = [Cl^-]$.

 

Pela expressão da constante de equilíbrio:

$[Ag(NH_3)_2^+] = K_{associacao} \cdot [NH_{3}]^2 \cdot [Ag^+] = 1,6 \cdot 10^7 \cdot (0,1)^2 \cdot [Ag^+]$

 

Então, pela expressão do balanço de massa da solubilidade do sal e manipulando o equilíbrio de precipitação, temos que:

$[Ag^{+}] + 1,6 \cdot 10^7 \cdot (0,1)^2 \cdot [Ag^+] = \frac{1,7 \cdot 10^{-10}}{[Ag^{+}]}$

AVANÇADO

Para sais anfipróticos, como o $KH_2PO_4$, a seguinte fórmula pode ser usada: $\frac{K_{a1} \cdot K_{a2}}{2}$

Então é pH= 4,67.