Ao realizar estudos relacionados à Química Analítica Qualitativa utiliza-se de rotas para a separação e identificação de cátions. Estes são classificados em grupos de acordo com sua afinidade com um reagente em comum, denominado reagente de grupo. Sobre a marcha analítica do Grupo I, responda o que se pede: (Valor = 1,2)
a) Escreva as equações iônicas de precipitação, que ocorrem após a adição do reagente de grupo.
b) Observando o Kps dos produtos formados na questão anterior. Explique como po-de-se deslocar o equilíbrio químico a fim de deixar uma ou mais espécies em solução.
c) Escreva as equações químicas que explicam por que a prata é liberada do complexo Ag(NH3)2^+ ao se adicionar ácido nítrico e precipitada com cloreto.

Passo 1

Beleza, vamos resumir o que o exercício pede e o que vamos usar pra resolver.
O enunciado é sobre Química Analítica Qualitativa, mais especificamente sobre o Grupo I de cátions (Ag⁺, Pb²⁺ e Hg₂²⁺) e como eles são precipitados usando um reagente de grupo (no caso, HCl). Depois ele quer que a gente use o conceito de produto de solubilidade (Kps) e o princípio de Le Chatelier pra falar de como deslocar o equilíbrio, e por fim entender a complexação do íon prata com amônia e como reverter isso adicionando ácido nítrico e depois Cl⁻.
Pra resolver a gente vai precisar:
  • Saber escrever equações iônicas de precipitação;
  • Entender o que é Kps e como ele controla a solubilidade;
  • Saber aplicar Le Chatelier pra deslocar equilíbrios de solubilidade;
  • Conhecer a complexação do Ag⁺ com NH₃ e como um ácido forte descomplexa.

Passo 2

(a) Equações iônicas de precipitação com HCl:
Quando você adiciona Cl⁻ (proveniente de HCl) a soluções que contêm Ag⁺, Pb²⁺ ou o íon Hg₂²⁺, ocorrem estes precipitados:
  1. Para prata:
Ag^+ + Cl^- AgCl(s)
2) Para chumbo:
Pb^2+ + 2,Cl^- PbCl2(s)
  1. Para mercúrio(I):
Hg2^2+ + 2,Cl^- Hg2Cl2(s)
Explicando a teoria: cada sal tem uma solubilidade muito baixa, e o Kps (produto de solubilidade) descreve até que concentração esses íons ficam em solução. Quando você junta Ag⁺ e Cl⁻ em excesso, a solubilidade ultrapassa o Kps e o sólido se forma.

Passo 3

(b) Como deslocar o equilíbrio usando o Kps
O Kps é dado por
Kps = [cátions],[ânions]^coeficienteáâ
Por exemplo, para AgCl, Kps= [Ag^+][Cl^-]. Se você aumentar [Cl^-], o produto [Ag^+][Cl^-] quer ultrapassar o Kps, então o sistema reage formando mais precipitado (Le Chatelier).
Mas se você quiser manter uma espécie em solução, basta:
1) Diminuir a concentração do íon que provoca a precipitação (por exemplo, remover Cl⁻);
2) Ou “sequestrar” o cátion formando um complexo solúvel.
No caso do AgCl, por exemplo, se adicionarmos NH₃, ocorre:
Ag^+ + 2,NH3 <=ftharpoons [Ag(NH3)2]^+
Esse complexo tem um Kf (constante de formação) alto, o que reduz [Ag^+] livre, fazendo o precipitado de AgCl dissolver.

Passo 4

© Por que o ácido nítrico libera o Ag⁺ do complexo e depois precipita com Cl⁻
  1. Quando você adiciona ácido nítrico (HNO₃), os prótons competem com o complexante NH₃:
[Ag(NH3)2]^+ + 2,H^+ ;longrightarrow; Ag^+ + 2,NH4^+
Ou seja, o NH₃ vira NH₄⁺ e o Ag⁺ fica de novo livre na solução.
2) Em seguida, ao adicionar Cl⁻ (pode ser de HCl ou NaCl), a prata livre reage formando:
Ag^+ + Cl^- ;longrightarrow; AgCl(s)

Resposta

a)
Ag^+ + Cl^- AgCl(s)
Pb^2+ + 2Cl^- PbCl2(s)
Hg2^2+ + 2Cl^- Hg2Cl2(s)
b)
Usando o conceito de Kps e Le Chatelier: aumentar [Cl⁻] desloca o equilíbrio para formar mais precipitado; para manter uma espécie em solução, diminua [Cl⁻] ou forme um complexo (por ex. [Ag(NH₃)₂]⁺), que reduz [Ag⁺] livre.
c)
Reversão da complexação com HNO₃:
[Ag(NH3)2]^+ + 2H^+ Ag^+ + 2NH4^+
Precipitação final:
Ag^+ + Cl^- AgCl(s).

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