Se a concentração de íons Mg^2+ na água do mar é 1.350 mg / L, que concentração de OH^-seria necessária para precipitar Mg(OH)2 ?

Passo 1

Beleza, vamos lá! A questão nos dá a concentração de íons Mg^2+ na água do mar, que é de 1.350 , mg/L. Queremos descobrir qual concentração de íons OH^- é necessária para que o Mg(OH)2 precipite. Para resolver isso, vamos precisar usar conceitos de química de soluções e solubilidade, especificamente o produto de solubilidade ( Ksp).

Passo 2

Primeiro, precisamos converter a concentração de íons Mg^2+ de miligramas por litro para molaridade (moles por litro), porque as equações de solubilidade trabalham com moles. A massa molar do magnésio ( Mg) é aproximadamente 24.305 , g/mol.
Concentração de Mg^2+ = 1.350 , mg/L24.305 , mg/mmol approx 0.0556 , mmol/L = 5.56 times 10^-5 , mol/L çã

Passo 3

Agora, precisamos usar a expressão do produto de solubilidade ( Ksp) para o Mg(OH)2. A reação de dissolução é:
Mg(OH)2 rightarrow Mg^2+ + 2,OH^-
O Ksp é dado por:
Ksp = [Mg^2+] times [OH^-]^2
Para encontrar a concentração de OH^- necessária para a precipitação, isolamos [OH^-]:
[OH^-] = raizKsp[Mg^2+]

Passo 4

Precisamos do valor de Ksp para o Mg(OH)2. Supondo que Ksp = 5.6 times 10^-12 , mol^3/L^3 (valor típico), substituímos na fórmula:
[OH^-] = raiz5.6 times 10^-125.56 times 10^-5 = raiz1.008 times 10^-7 approx 1.004 times 10^-3 , mol/L

Resposta

A concentração de íons OH^- necessária para precipitar Mg(OH)2 é aproximadamente 1.00 times 10^-3 , mol/L.

Exercícios relacionados