Calcule a concentração de íons
livre em uma solução de
de
,considerando a constante de dissociação igual a 6,8×10-13.
Passo 1
Vamos entender o que a questão está nos pedindo. Temos uma solução de
do complexo
. Queremos descobrir qual é a concentração dos íons
livres nessa solução. Para isso, vamos utilizar conceitos de equilíbrio químico e a constante de dissociação (
) fornecida, que é igual a
.
Passo 2
Primeiro, vamos escrever a equação de dissociação do complexo em íons:
Essa equação mostra que o complexo se dissocia em um íon prata (
) e duas moléculas de amônia (
).
Passo 3
A constante de dissociação (
) para essa reação é dada por:
Sabemos que
e a concentração inicial do complexo é
. Vamos considerar que a concentração de
formada seja
.
Passo 4
Quando o complexo se dissocia, a concentração de
será
e a concentração de
será
, já que para cada íon prata formado, duas moléculas de amônia são liberadas.
Assim, podemos escrever:
Simplificando:
Passo 5
Dado que
é muito pequeno, isso indica que o complexo não se dissocia muito, ou seja,
é muito pequeno em comparação com
. Portanto, podemos aproximar
.
Assim, a equação simplifica para:
Passo 6
Agora, resolvemos para
:
Resposta
A concentração de íons
livres na solução é aproximadamente
.
Exercícios relacionados
Dê a reação para a formação dos complexos quando estão presentes na solução:
e EDTA
Qual a concentração de íons
e
em
de
, sabendo que a constante de formação do complexo é
.
Qual é a concentração de sulfeto necessária para precipitar o sulfeto de cádmio em uma solução
de
? Dado:
e
.
Uma solução contém
do íon complexo
e
de amônia na solução. O pH da solução foi ajustado para 7,3; nestas condições pode-se precipitar o hidróxido de cobalto?
Dados: do
e
do
.
Dados: