(ITA) Solubilidade

(ITA) Seja S a solubilidade de Ag3PO4 em 100 g de água pura numa dada temperatura. A seguir, para a mesma temperatura, são feitas as seguintes afirmações a respeito da solubilidade de Ag3P04 em 100 g de diferentes soluções aquosas:

I. A solubilidade do Ag3PO4 em solução aquosa 1 mol/L de HNO3 é maior do que S.
II. A solubilidade do Ag3PO4 em solução aquosa 1 mol/L de AgNO3 é menor do que S.
III. A solubilidade do Ag3PO4 em solução aquosa 1 mol/L de Na3PO4 é menor do que S.
IV. A solubilidade do Ag3PO4 em solução aquosa 1 mol/L de KCN é maior do que S.
V. A solubilidade do Ag3PO4 em solução aquosa 1 mol/L de NaNO3 é praticamente igual a S.

Dessas afirmações, estão CORRETAS:

a) apenas I, II e III.
b) apenas I, III e IV.
c) apenas II, III e IV.
d) apenas II, III e V.
e) todas.

Gabarito : e)

I: Ag3PO4 <-> 3Ag+ + PO4-3

temos os seguintes equilíbrios:
HNO3 <-> H+ + NO3-

H3PO4 -> 3H+ + PO4-3

A adição de PO4-3 desloca o último equilíbrio para a esquerda, formando um ácido mais fraco que o ácido nítrico. Esse ácido não se ioniza tanto.

Mas a diminuição de PO4-3 desloca o primeiro equilíbrio para a direita.


II: Ag3PO4 <-> 3Ag+ + PO4-3

AgNO3 <-> Ag+ + NO3-

O primeiroi equilíbrio se desloca para a esquerda


As outras são análogas

Faltou as outras!
Faltou explicar a causa de formar íon complexo na penúltima alternativa e na última não.

Pessoal, tive um outro raciocínio na I. Primeiro, a prata sofreria hidrólise:

\( \ce{Ag+ _{(aq)} + H2O_{(l)} \rightleftharpoons Ag(OH) _{(aq)} + H+ _{(aq)} } \)

Já o ácido nítrico:

\( \ce{ HNO3 _{(aq)} \rightleftharpoons H+ _{(aq)} + NO3- _{(aq)} } \)

O íon H+ liberado deslocaria o primeiro equilíbrio à esquerda, produzindo Ag+. Ele, por sua vez, deslocaria o equilíbrio da decomposição do fosfato de prata à esquerda graças à adição de Ag+. Portanto, a solubilidade do fosfato de prata diminuiria. Segundo o gabarito, isso está errado.

Poderiam me explicar o erro do raciocínio?