QUÍMICA_INTERAÇÕES ENTRE SAIS E ÁGUA

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LARISSA MIKI OHOTAGURO | 13 JAN 2023 
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O aumento da temperatura favorece o processo 
de dissolução, aumentando a solubilidade. 
▪ Dissolução exotérmica 
→ Curva de Solubilidade descendente. 
 
Interações Entre Sais e Água 
 
Solubilidade (coeficiente de solubilidade) 
Propriedade físico-química das substâncias, que indica a 
quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida 
em determinada quantidade de água a uma dada 
temperatura. 
▪ Tabela de Solubilidade 
ÍON SOLÚVEL EXCEÇÃO 
Cátions do Grupo 1 
(Li+, Na+, K+) e NH4+ 
Sim 
 
Ânion NO3- Sim 
 
Ânions 
Cl-, Br-, I- 
Sim 
Cátions 
Ag+, Pb2+, Hg2+ 
Ânion 
SO42- 
Sim 
Cátions 
Pb2+, Sr2+, Ca2+, Ba2 
Ânion 
CO32-, PO43- 
Não Cátions do Grupo 1 
(Li+, Na+, K+) e NH4+ 
Curva de Solubilidade 
Gráficos da solubilidade de substâncias em função da 
variação de temperatura. 
 
▪ Dissolução endotérmica (maioria dos sais) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
→ Mistura Heterogênea: mistura que 
contém a quantidade máxima de 
soluto dissolvido, acrescida ao corpo 
de fundo, soluto não dissolvido por 
ultrapassar o valor da solubilidade. 
→ Substância Insaturada: possibilidade 
de dissolver mais soluto sem a 
formação de corpo de fundo, uma 
vez que a quantidade dissolvida 
ainda é inferior à solubilidade.. 
→ Substância Saturada: mistura 
homogênea que contém a 
quantidade máxima de soluto 
dissolvido. 
_____ 
_____ 
→ Curva de Solubilidade ascendente. 
O aumento da temperatura dificulta o processo 
de dissolução, diminuindo a solubilidade. 
A temperatura influencia no valor da 
solubilidade das substâncias (assim 
como os íons que constituem o sal). 
 
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Equilíbrio de Solubilidade 
O equilíbrio é estabelecido quando a velocidade de dissolução do soluto e a velocidade de 
precipitação da solução se igualam, de modo que as concentrações dos íons permanecem 
constantes. 
 
 
 
 
 
 
 
▪ Constante de Equilíbrio (Ks ou Kps): 
 
AB(s) ⇌ Aa+(aq) + Bb–(aq) 
 
Ks = [Aa+] . [Bb–] 
 ----------------- , 
 [AB] 
 
 
 
 
 
 
 
 
Hidrólise Salina 
 
Os íons provenientes de sais solúveis podem interagir com as moléculas de água, de modo que a 
solução pode adquirir caráter ácido, básico ou neutro. 
→ O caráter da solução resultante pode ser previsto a partir da força do ácido e da base que 
compõem o sal analisado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 SOLUTO + SOLVENTE SOLUÇÃO 
 
 
Equilíbrio de Solubilidade: V1 = V2 
V1 
dissolução 
mas os sólidos não 
são representados 
na constante de 
equilíbrio 
. . . Ks = [Aa+] . [Bb–] 
o Exemplo: Em determinada temperatura, a 
solubilidade do Ag2SO4 em água é 2 . 10-2 mol/L. 
Qual é o valor do produto de solubilidade (constante 
de solubilidade) desse sal, à mesma temperatura? 
 
Ag2SO4(s) ⇌ 2 Ag+(aq) + SO42-(aq) 
 2 . 10-2 ---------- 4 . 10-2 ---------- 2 . 10-2 
Ks = [Ag+]2 . [SO42-] 
Ks = (4 . 10-2)2 . (2 . 10-2) = 16 . 2 . 10-6 = 32 . 10-6 
Ks = 3,2 . 10-5 
precipitação
V2 
 
▪ Força de ácidos 
 
• Hidrácidos fortes: HCl, HBr, HI 
• Hidrácidos fracos: resto 
 
• Oxiácidos fortes: 
no Oxigênios – no Hidrogênios ≥ 2 
• Oxiácidos fracos: 
no Oxigênios – no Hidrogênios ≤ 1 
 
▪ Força de bases 
 
• Bases fortes: Cátions do Grupo 1 
e 2 
• Bases fracas: Mg(OH)2 e resto 
 
⇌ 
De acordo com o Equilíbrio Iônico: 
 
o ↑ Ka = mais forte é o ácido 
o ↑ Kb = mais forte é a base 
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▪ Hidrólise Salina 
 
→ Hidrólise Ácida: cátion do sal doa prótons 
H+ para a água, produzindo H3O+ (H+), 
abaixando o pH da solução. 
 
→ Hidrólise Básica: ânion do sal recebe 
prótons H+ da água, liberando OH–, 
responsável por aumentar o pH da solução. 
 
 
 
• Sal de ácido forte e base fraca → 
solução ácida 
o ocorre hidrólise ácida do cátion: 
cátion doa próton H+ para a água 
 
• Sal de ácido fraco e base forte → 
solução básica 
o ocorre hidrólise básica do ânion: 
ânion recebe H+ da água 
 
• Sal de ácido forte e base forte → 
solução neutra 
o não ocorre hidrólise 
 
• Sal de ácido fraco e base fraca: 
− Ka > Kb → solução ácida 
− Ka < Kb → solução básica 
− Ka = Kb → solução neutra 
o Exemplo 1: KCN 
 
 K+ CN– 
 ↓ ↓ 
 KOH HCN → ácido fraco e base forte 
 
CN– + H2O ⇌ HCN + OH– 
 
KCN: sal básico → solução básica 
 
 
o Exemplo 2: NH4Cl 
 
 NH4+ Cl– 
 ↓ ↓ 
 NH4OH HCl → ácido forte e base fraca 
 
NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ 
 ou 
NH4+ + H2O ⇌ NH4OH + H+ 
 
NH4OH: sal ácido → solução ácida 
 
 
o Exemplo 3: K2SO4 
 
 K+ SO42- 
 ↓ ↓ 
 KOH H2SO4 → ácido forte e base forte 
 
Não ocorre hidrólise 
 
K2SO4: sal neutro → solução neutra 
 
 
o Exemplo 4: NH4CN 
Kb (NH3) = 1,8 . 10-5, Ka (HCN) = 4,9 . 10-10 
 
Kb (NH3) > Ka (HCN) 
 
CN– + H2O ⇌ HCN + OH– 
 
NH4CN: sal básico → solução básica