Exercícios: Efeito da concentração

O ião ferro(III), $\text{Fe}^{3+}$, reage com o ião tiocianato, $\text{SCN}^{-}$, formando o ião $\text{Fe(SCN)}^{2+}$, de cor vermelha intensa, estabelecendo-se o equilíbrio $\text{Fe}^{3+}\ \text{(aq)} + \text{SCN}^{-}\ \text{(aq)} \rightleftharpoons \text{Fe(SCN)}^{2+}\ \text{(aq)}$. Uma solução com este equilíbrio fica tanto mais corada quanto maior for a concentração de $\text{Fe(SCN)}^{2+}$.

Prevê o que acontece à cor da solução em cada situação e justifica com o Princípio de Le Châtelier.

1. a) Adicionam-se algumas gotas de uma solução concentrada de um sal de ferro(III).
2. b) Adicionam-se cristais de um sal solúvel de tiocianato.
3. c) Adiciona-se um reagente que faz precipitar os iões $\text{Fe}^{3+}$, retirando-os da solução.
4. d) Adiciona-se água destilada, diminuindo a concentração de todas as espécies em solução.

O ião dicromato, $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, tem cor laranja, e o ião cromato, $\text{CrO}_4^{2-}$, tem cor amarela. Em solução aquosa, os dois iões coexistem no equilíbrio:

$$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\ \text{(aq)} + \text{H}_2\text{O}\ \text{(l)} \rightleftharpoons 2\ \text{CrO}_4^{2-}\ \text{(aq)} + 2\ \text{H}^{+}\ \text{(aq)}$$

1. a) A uma solução laranja de dicromato adiciona-se, gota a gota, uma solução de hidróxido de sódio, NaOH, que consome iões $\text{H}^{+}$. Prevê a mudança de cor observada e justifica.
2. b) À solução obtida em a) adiciona-se ácido clorídrico em excesso. Indica a cor final e justifica com o Princípio de Le Châtelier.
3. c) Conclui se o ião cromato predomina em meio ácido ou em meio básico.