Achar a concentração de Ba^2+, em g L-1, necessária para iniciar a precipitação do BaSO4 em uma solução 0,0010 mol L^-1 de SO4 ^2. K ps (BaSO4)=1,0 times 10^-10 e MM: Ba^2+=137,327 g mol^-1.

Passo 1

Vamos resolver um problema de solubilidade envolvendo a reação de precipitação do BaSO4. O conteúdo que vamos usar é o conceito de produto de solubilidade ( Kps). Precisamos calcular a concentração de íons Ba^2+, em g L⁻¹, que é necessária para começar a formar o precipitado de BaSO4 em uma solução que já contém 0,0010 mol L⁻¹ de íons SO4^2-. Vamos precisar usar a fórmula do Kps e a massa molar do Ba^2+.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar que o produto de solubilidade ( Kps) é uma constante que indica o quanto de um sal pode se dissolver em água antes que comece a formar um precipitado. Para a reação:
BaSO4 (s) <=ftharpoons Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)
O Kps é dado por:
Kps = [Ba^2+][SO4^2-]

Passo 3

Queremos encontrar a concentração de Ba^2+ que fará com que o produto [Ba^2+][SO4^2-] seja igual ao Kps. Sabemos que:
Kps = 1,0 times 10^-10
[SO4^2-] = 0,0010 , mol L^-1
Substituindo na equação:
1,0 times 10^-10 = [Ba^2+] times 0,0010

Passo 4

Agora, vamos isolar [Ba^2+]:
[Ba^2+] = 1,0 times 10^-100,0010
[Ba^2+] = 1,0 times 10^-7 , mol L^-1

Passo 5

A questão pede a concentração de Ba^2+ em g L⁻¹. Sabemos que:
Massa = massa molar times mo<=s
A massa molar do Ba^2+ é:
137,327 , g mol^-1
Portanto:
Concentração em g L^-1 = 137,327 , g mol^-1 times 1,0 times 10^-7 , mol L^-1çã

Resposta

A concentração necessária de Ba^2+ para iniciar a precipitação do BaSO4 é 1,37 times 10^-5 , g L^-1.

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