A priori, vamos pensar no cloreto de cálcio, este deve se dissociar e dissolver quase completamente na solução: \begin{matrix} \ce{CaCl_2 &\longrightarrow& Ca^{+2} &+& 2Cl^{-}} \end{matrix} Pela razão estequiométrica, entende-se que teremos em um volume de $10 \ ml$ as concentrações: \begin{matrix} [\ce{Ca^{+2}}] = 3\cdot 10^{-3} \ \pu{M}&,& [\ce{Cl^{-}} ]= 6\cdot 10^{-3} \ \pu{M} \end{matrix} Pensando agora na adição de sulfato de cálcio, têm-se a dissociação: \begin{matrix} \ce{CaSO_4&\longrightarrow& Ca^{+2} &+& SO_4^{-2}} \end{matrix} Novamente, pela razão estequiométrica, estaremos adicionando as concentrações num volume de $10 \ ml$:\begin{matrix} [\ce{Ca^{+2}}] = 3\cdot 10^{-3} \ \pu{M} &,& [\ce{SO_4^{-2}} ]= 3\cdot 10^{-3} \ \pu{M} \end{matrix} Entende-se que o número de mols é constante, assim, relacionando o número de mols com a concentração $(C)$, têm-se:\begin{matrix} n = C \cdot V &\Rightarrow& n_1 + n_2 = n_3 &\therefore& C_1 \cdot V_1 + C_2 \cdot V_2 = C_3 \cdot V_3 \end{matrix} Em que, o índice $1$ diz respeito ao cloreto de cálcio, o índice $2$ ao sulfato de sódio, e o índice $3$ a mistura de ambos. Com isso, substituindo os resultados anteriormente encontrados, constata-se: \begin{matrix}\ce{Ca^{+2}}: & C_3 &=& 3\cdot 10^{-3} \ \pu{M} \\ \ce{SO_4^{-2}}: & C_3 &=& 1,5\cdot 10^{-3} \ \pu{M} \\ \ce{Cl^{-}}: & C_3 &=& 3 \cdot 10^{-3} \ \pu{M} \end{matrix} Em suma, ao final do processo, a concentração do cátion cálcio permaneceu a mesma, foram adicionados íons sulfato, enquanto a concentração do ânion cloro caiu pela metade. Contudo, ainda deve-se analisar se não ocorreu precipitação, para isso têm-se o primeiro período do enunciado, em que ele afirma que o máximo de concentração de cátions cálcio numa solução saturada deve ser $5\cdot 10^{-3}$. Portanto, não deve ocorrer precipitação, tanto em vista do cálcio, como do ânion sulfato, este que também não excedeu seu limite. \begin{matrix} Letra \ (C) \end{matrix}