Equilibrio-precipitados-pouco-soluveis

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Universidade Federal de Juiz de Fora 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
Disciplina 
Química das Soluções QUI084 
I semestre 2017 
 
AULA 05 
Equilíbrio de Precipitação 
 
Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos 
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Equilíbrio de Solubilidade 
 
Solubilidade de uma substancia refere-se à concentração ou à quantidade 
máxima de uma substancia química que pode ser colocada em um solvente para 
formar uma solução estável. 
 
 
Algumas substâncias se dissolvem com moléculas intactas e substancia iônicas 
se dissolvem formando íons. 
 
 
Dissociação iônica 
 
Considerando um composto iônico sólido hipotético: AaBb 
 AaBb (s) aAb+ (aq) + bBa- (aq) Em uma solução: 
Se uma solução aquosa é deixada em contato com excesso do sólido, o 
sólido irá se dissolver até que a condição do Kps seja satisfeita. Em 
seguida a quantidade de sólido não dissolvido permanece constante. 
Produto de Solubilidade 
 
A Constante do Produto de Solubilidade ou Produto de solubilidade (Kps ) é 
a constante numérica que descreve o equilíbrio de sais iônicos pouco solúveis 
em soluções saturadas. 
 
É a constante de equilíbrio para a reação na qual um sólido se dissolve, dando 
origem a seus íons constituintes em solução. 
 
 
 
 
 
 
Iodato de bário 
Kps =[Ba2+]·[ IO3-]2 Ba(IO3)2 (s)  Ba
2+ 
(aq) + 2 IO3
- 
(aq) 
Cloreto de prata 
Kps =[Ag+]·[ Cl-] AgCl (s)  Ag
+ 
(aq) + Cl 
- 
(aq) 
Produto de Solubilidade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O denominador representa a concentração molar de 
Ba(IO3)2 no sólido, que consiste na fase que está 
separada mas em contato com a solução saturada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 [Ba2+]·[ IO3
-]2 
[Ba(IO3) 2] 
K = 
Sólido no estado-padrão 
O Ba(IO3)2 é ignorado, uma 
vez que é um sólido puro, logo, 
sua concentração é constante. 
 
A concentração de uma substancia 
no sólido é constante, pois: 
“no mol Ba(IO3)2 sólido/volume do sólido” 
 
 [Ab+] a ·[Ba-]b Kps = 
AaBb (s) aA
b+ 
(aq) + bB
a- 
(aq) 
Sólido iônico hipotético AaBb 
Em uma solução: 
Produto de solubilidade Kps 
 
Kps =[Ba2+]·[ IO3-]2 Ba(IO3)2 (s) Ba
2+ 
(aq) + 2 IO3
- 
(aq) 
Iodato de bário 
Produto de Solubilidade 
 
 O produto de solubilidade é a concentração em quantidade de matéria dos 
íons elevados às suas potências estequiométricas. 
 
 A solubilidade é a quantidade (gramas) da substância que se dissolve para 
formar uma solução saturada: S g/L 
 
 A solubilidade molar é a quantidade de matéria do soluto dissolvida para 
formar um litro de solução saturada: S mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
Solução Saturada 
A concentração dissolvida 
do soluto é igual a sua 
solubilidade máxima em uma 
solução em equilíbrio. 
Solução Insaturada 
A concentração dissolvida 
do soluto é inferior a sua 
solubilidade máxima em uma 
solução em equilíbrio. 
 
Solução Supersaturada 
A concentração dissolvida do 
soluto é temporariamente 
maior que a sua solubilidade 
máxima em uma solução em 
equilíbrio (sistema instável.) 
Produto de Solubilidade 
 
Solução saturada contém excesso de sólido não dissolvido 
 
Solução aquosa saturada de AgCl: 
AgCl (s) Ag
+ 
(aq) + Cl
- 
(aq) Kps AgCl = 1,8  10
-10 = [Ag+]·[ Cl-] 
 
Solução aquosa saturada de AgBr: 
AgBr (s) Ag
+ 
(aq) + Br
- 
(aq) Kps AgBr = 5,0  10
-13 = [Ag+]·[ Br-] 
 
Solução aquosa saturada de AgIl: 
AgI (s) Ag
+ 
(aq) + I
- 
(aq) Kps AgIl = 8,3  10
-17 = [Ag+]·[ I-] 
 
Solução aquosa saturada de Ag2CrO4: 
Ag2CrO4(s) 2Ag
+
(aq) + CrO4
2-
(aq) KpsAg2Cro4=1,1  10
-12 = [Ag+]2·[CrO4
2-] 
Solubilidade e Kps 
A expressão do Kps permite o cálculo rápido da solubilidade das substancias. 
Considerando MX um sal hipotético pouco solúvel: 
 
 MX (s) M
+
 (aq) + X
-
 (aq) 
Início sólido - - 
Equlibrio (sólido) x x 
No equilíbrio: [M+] = x e [ X-] = x Kps = x · x = x2 
x mol/L = Kps 
 
A comparação dos valores de Kps pode ser usada para prever a ordem de 
precipitação de sais que apresentam a mesma proporção estequiometria entre 
cátion e ânion. Nestes casos, quanto menor o Kps , menor será a solubilidade, e 
o íon menos solúvel precipita primeiro. 
Kps =[M+]·[ X-] 
Exercício 1: A partir dos valores de Kps, calcule a solubilidade molar dos 
seguintes sais: AgCl, AgBr, AgI e Ag2CrO4. 
Sendo  a 
solubilidade 
molar de MX 
 
A partir do KPs é possível prever as condições experimentais e a sequência de 
formação dos precipitados a partir de uma solução contendo íons 
precipitantes. 
 
Supondo uma solução contendo íons AI
- e AII
- capazes de formar sais pouco 
solúveis MAI e MAII , sendo KPs MAII  KPs MAI (sais com a mesma 
proporção estequiometria entre cátion e ânion. MAII é menos solúvel e 
precipita primeiro) 
 
 MAI (s) M
+ 
(aq) + AI
- 
(aq) Kps MAI = [M
+]·[ AI
-] 
 MAII (s) M
+ 
(aq) + AII
 
(aq) Kps MAII = [M
+]·[AII
 -] 
 
 
 
O ânion menos solúvel precipita sozinho até que a razão entre as concentrações dos íons se torne 
igual a razão dos Kps. Uma maior adição de reagente precipitante causa precipitação dos dois 
compostos simultaneamente em tais quantidades que [AI
-]/[ AII
-] permaneça constante. 
Kps MAI 
Kps MAII 
[M+]·[ AI
-] 
[M+]·[AII
 -] 
= 
Kps MAI 
Kps MAII 
[AI
-] 
[AII
 -] 
= 
 
Precipitação Fracionada 
Ex.2: Considere a adição de uma solução de AgNO3 em uma solução aquosa 
contendo 0,100 mol/L de cada um dos seguintes íons Cl-, Br- e I-: 
a) Qual a ordem de precipitação dos ânions como sais de prata? 
b) Qual será a concentração do 1 íon a precipitar na solução, quando o 2 íon 
começar a precipitar? Quanto restará do 1 íon em solução quando o 2 íon 
começar a precipitar? 
c) Qual será a concentração do 1 íon a precipitar na solução, quando o 3 íon 
começar a precipitar? Quanto restará do 1 íon em solução quando o 3 íon 
começar a precipitar? 
 
Ex.3: Adição de uma solução de AgNO3 em uma solução aquosa contendo 0,100 
mol/L de NaCl e 2,00  10-3 mol/L de cromato de potássio. 
a) Qual a ordem de precipitação dos ânions como sais de prata? 
b) Qual será a concentração do 1 íon a precipitar na solução, quando o 2 íon 
começar a precipitar? 
Separação por precipitação: Precipitação seletiva 
 
Reações de precipitação podem ser usadas para separação de íons. A 
separação é realizada com base nas solubilidades de seus íons. 
 
O Quociente de reação (Q) é utilizado para avaliar se uma precipitação irá ou 
não ocorrer a partir da mistura de duas soluções. 
 
Q > Kps Ocorre precipitação até atingir Q = Kps. 
Q = Kps Equilíbrio, solução saturada. 
Q < Kps Dissolve o sólido até que Q = Kps. 
Ex. 4: Haverá formação de precipitado após a adição de 200 mL de uma solução de BaCl2 1,0  10
-3 mol/L a 
900 mL de uma solução de Na2SO4 1,0  10
-5 mol/L? 
 
Ex. 5: Uma solução contem 0,01 mol/L de íons chumbo (II) e 0,01 mol/L de íons mercuroso (I). Tanto o Pb2+ 
quanto o Hg2
2+ formam sais de iodeto insolúveis (Kps PbI2 = 7,9  10
-9 e Kps Hg2I2 = 1,1  10
-28). É possível 
separa o Pb2+ do Hg2
2+ por separação seletiva? (Obs. O íon mercuroso é um dímero [Hg-Hg]2+) 
Cap 6, Harris, D. C. Análise Química Quantitativa, Editora LTC. 
 
 
Fatores que afetam a solubilidade 
 
a) Efeito do íon comum 
O Efeito do íon comum é responsável pela redução da solubilidade de um 
precipitado quando um composto solúvel contendo um dos dois íons do 
precipitado é adicionado à solução que está em equilíbrio com o precipitado. 
 
Ex 6: Dada a constante de solubilidade do BaSO4 1,5710
-9, calcule e compare 
a solubilidade do BaSO4 em a) uma solução aquosa saturadae em b) uma 
solução aquosa de Ba(NO3)2 0,0200 mol/L. 
 
A solubilidade do BaSO4 é menor na presença do íon Ba
2+
, pois o equilíbrio de solubilização do 
precipitado é deslocado no sentindo de formação do precipitado. 
 
Expresse a solubilidade do BaSO4 na solução de Ba(NO3)2 em termos da 
fração de sua solubilidade em água pura. 
Sugestão para leitura: Efeito do íon comum, Cap 6, Harris, D. C. Análise Química Quantitativa, Editora LTC. 
b) Efeito do pH 
 
A solubilidade dos precipitados contendo um ânion com propriedades básicas, 
um cátion com propriedades ácidas ou ambos depende do pH. 
 
Ex 7.: Calcule a solubilidade do Mg(OH)2 em a) uma solução aquosa saturada b) 
em solução aquosa em pH 10,52 e c) em pH 9,52. Dado Kps Mg(OH)2 = 7,1  10-12. 
 
a) Mg(OH)2 (s) Mg
2+ 
(aq) + 2OH
-
 (aq) Kps = [Mg
2+] · [OH-]2 = 7,1 10-12 
Equilíbrio (sólido) x 2x (x ) · (2X)
 2 = 7,1 10-12 
 X = 1,21 10-4 mol/L 
b) pH 10,52, [OH-] = 3,31  10-4 mol/L 
 Mg(OH)2 (s) Mg
2+ 
(aq) + 2OH
-
 (aq) Kps = [Mg
2+] · [OH-]2 = 7,1 10-12 
Equilíbrio (sólido) x 2x [Mg
2+] = Kps / [OH-]2 
x = [Mg2+] ? e 2x = [OH-] = 3,31  10-4 mol/L X = 7,1 10-12/ (3,31  10-4)2 
 X = 6,48  10-5 mol/L 
c) pH 9,52, [OH-] = 3,31  10-5 mol/L 
[Mg2+] = Kps / [OH-]2 = 7,1 10-12/ (3,31  10-5)2 = 6,48  10-3 mol/L 
A solubilidade do Mg(OH)2 aumentou com a diminuição do pH pois a concentração de 
hidroxila (um íon comum) no meio diminuiu. 
Precipitação Controlada 
 
A separação de íons é baseada na diferença de suas solubilidades e pode ser 
alcançada através da adição de agentes precipitantes. 
 
As separações requerem um controle rigoroso da concentração do agente 
ativo em um nível adequado e predeterminado. 
 
 Controle do pH - Geralmente uso de solução tampão. 
 
 Reagente precipitante – Geralmente o ânion precipitante é uma base 
conjugada de um ácido fraco. 
 Íons sulfetos (base conjugada do ácido H2S) 
 Íons hidróxidos 
Ex 8.: Fe3+ e Mg2+ podem ser separados quantitativamente com hidróxido a partir de uma solução 
contendo 0,10 mol/L de cada cátion? Se a separação for possível, que intervalo de concentração 
de OH- será possível para executar a separação? Kps Fe(OH)3=2,0 10-39 e Kps Mg(OH)2=7,1 10
-12. 
(Exemplo 11-10 Cap 11 Livro Skoog, W...) 
 
Uma separação quantitativa é alcançada quando a concentração de um dos íons em solução é 
reduzida da ordem de 1/1000 ( 0,1 % em solução e 99,9 % como precipitado) e o outro íon 
permanece em solução. Neste caso precipitar o Fe(OH)3 e manter o Mg
2+ em solução. 
 
0,1 % de 0,10 mol/L de Fe3+: [Fe3+] = 1,010-4 mol/L: 
 
Fe(OH)3 (s) Fe
3+ 
(aq) + 3 OH
- 
(aq) Kps = [Fe
3+]·[ OH-]3 = 2,0 10-39 
 
[OH-] = Kps/[Fe3+] = (2,010-39)/( 1,010-4) = 3,010-12 mol/L 
 
Cálculo [OH-] para iniciar a precipitação do Mg2+: 
Mg(OH)2 (s) Mg
2+ 
(aq) + 2OH
- 
(aq) Kps=[Mg
2+]·[ OH-]2 = 7,1 10-12 
 
[OH-] = Kps/[Mg2+] = (7,110-12)/(0,1) = 8,410-6 mol/L 
 
Separação: 3,010-12 mol/L  [OH-]  8,410-6 mol/L 
3 3 
A separação quantitativa de Fe(OH)3 poderá ser realizada se a concentração de OH
- for maior que 3,010-12 mol/L, e o 
Mg(OH)2 não vai precipitar até que a concentração de OH
- atinja o valor 8,410-6 mol/L. A separação de Fe3+ e Mg2+ é viável, 
se a concentração de OH- for mantida entre esses níveis de concentração, por exemplo, [OH-]  10-10 mol/L. 
[OH-]  10-10 mol/L 
Separação de Sulfetos 
 
A concentração de S2- pode ser variada controlando-se o pH de uma solução saturada 
de sulfeto de hidrogênio. 
 
 Solução sataurada de H2S a 25 C Ca H2S = 0,10 mol/L: 
 
 H2S(aq) + H2O(aq) H3O
+ 
(aq) + HS
 - 
(aq) Ka1 = 9,610
-8 
 HS - (aq) + H2O(aq) H3O
+ 
(aq) + S
-2 
(aq) Ka2 = 1,310
-14 
 
 
 
 
 
 
 Solução saturada de H2S em solução 0,10 mol/L de HCl: 
 
C HCl = 0,10 mol/L [H3O
+] = 0,10 mol/L 
 
 
[H3O
+]2 
 
 0,10 
 
[H3O
+][ HS - ] 
 
 [H2S] 
 
Ka1 = = 
[H3O
+][ S 2- ] 
 
 [HS
 -] 
 
Ka2 = 
[H3O
+]2[ S 2- ] 
 
 [H2S] 
 
 Ka1  Ka2 = = 1,210
-21 
[ S 2- ] = 1,310-14 mol/L 
[H3O
+] =  Ka1  0,1 [H3O
+] = 1,010-4 mol/L e [H3O
+] = [HS-] 
Ka1 Ka2  [H2S] 
 
 
 
[H3O
+]2 
 [S2- ]= 
 
 
 = 1,210-20 
mol/L 
21 
1,210-21 0,1 
 
 
 
(0,10)2 
 [S2- ]= 
 
 
1,210-22 
 
 
 
[H3O
+]2 
 [S2- ] = 
 
 
Sugestão para leitura: Separações de sulfetos, 
Cap 11, Harris, D. C. Análise Química Quantitativa, Editora LTC. 
Ex 9: Sulfeto de cádmio é menos solúvel que o sulfeto de tálio(I). Encontre as condições sob as 
quais Cd2+ e Tl+ podem ser separados quantitativamente com H2S em solução contendo 0,10 mol/L 
de cada íon. (Exemplo 11-11 Cap 11 Livro Skoog, W...) 
CdS(s) Cd
2+ 
(aq) + S
2- 
(aq) Kps=[Cd
2+]·[ S2-] = 1,010-27 
Tl2S(s) 2Tl
+ 
(aq) + S
2- 
(aq) Kps=[Tl
 +]2·[ S2-] = 6,010-22 
 
 Separação quantitativa: 1/1000  0,1 % em solução [ Cd2+] = 1,010-4 mol/L 
[S2-] = Kps/[ Cd2+] = 1,010-27/1,010-4 = 1,010-23 mol/L 
 Concentração de sulfeto para precipitar o Tl+ 
[S2-] = Kps /[Tl +] 2 = 6,010-22/(0,1)2 = 6,010-20 mol/L 
Separação: 1,010-23 mol/L  [S2-]  6,010-20 mol/L 
 
 
 
 
Separação: 3,5 mol/L  [H3O
 +]  0,045 mol/L 
1,210-21[ H2S
 ] 
[ S 2- ] 
[H3O
+]2 = 
1,210-21(0,10) 
 
6,010-20 
= [H3O
+]= 0,045 mo/L Para [S2-] = 6,010-20 mol/L: 
[H3O
 3+]2[ S 2- ] 
 
 [H2S] 
 
Ka1Ka2 = Calculo do pH para a solução saturada de H2S 
Para [S2-] = 1,010-23 mol/L: 
1,210-21[ H2S
 ] 
[ S 2- ] 
[H3O
+]2 = 
1,210-21(0,10) 
 
1,010-23 
= [H3O
+] = 3,5 mo/L 
EXERCÍCIOS 
 
Ex 10. Sabendo-se que a solubilidade do BaCO3 em água a 25 C é 7,07 x 10
-5, determine o valor do Kps para BaCO3. 
(Resp. 4,9710-9) 
Ex 11. Quantas gramas de Ba(IO3)2 podem ser dissolvidos em 500 mL de água a 25C? (Resp. 0,1782 g) 
Ex 12. Determine a solubilidade do Ag2SO4 em uma solução aquosa saturada. Kps = 1,50 x 10
-5. (Resp. 1,5510-2 mol/L) 
Ex 13. Uma solução saturada de cloreto de prata contém 0,0015 g da substância dissolvida em 1 L. Calcule o produto de 
solubilidade. ( Resp. 1,0910-10) 
Ex 14. Calcule o produto de solubilidade do cromato de prata, sabendo que 250 mL da solução saturada contém 5,55 x 10-
3 g do da substancia. (Resp. Kps = 1,19910-12) 
Ex 15. Sabendo que o Kps do Mg(OH)2 é 3,4 x 10
-11, calcule a concentração OH- em uma solução saturada de hidróxido de 
Magnésio. (Resp. [OH-] = 4,0810-4 mol/L) 
Ex. 16: Uma solução contém 0,010 mol/L de Ag+ e 0,020 mol/L de Pb2+. Quando Cloreto é adicionado a solução, tanto AgCl 
quanto PbCl2 precipitam da solução. Qual a concentração de cloreto necessária para iniciar a precipitação de cada sal? 
Qual precipita primeiro? 
Resp: Para iniciar precipitação AgCl, [Cl-] = 1,810-8 mol/L e para iniciar precipitação PbCl2, [Cl
-] = 2,910-2 mol/L. O Ag+ 
precipita primeiro, pois a concentração de cloreto para iniciar a sua precipitação na solução é menor em relação ao Pb2+.