Aula 2- Eq de precipitacao

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27/11/2023
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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA
Equilíbrio de Solubilidade
Profª. Leane Santos Nunes
1
Conteúdo
§ Equilíbrio de solubilidade
§ Relação entre Kps e o Quociente de Reação, Qps
§ Relação entre Produto de Solubilidade e Solubilidade
§ Constante de solubilidade
§ Aplicações
§ Fatores que afetam a solubilidade
§ Efeito do íon comum
§ Efeito da força iônica
§ Efeito da natureza do solvente
§ Efeito da temperatura
§ pH e formação de íons complexos
2
O conceito de equilíbrio pode ser aplicado a soluções saturadas 
de um sal pouco solúvel
Equilíbrio de solubilidade
AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ-(aq)
DissociadaAgregada
ü Determinar a solubilidade do sal Solúvel ou pouco solúvel
ü Determinar a composição de equilíbrio
Quantos íons naquele sal original estão presentes em solução
3
ü Um sólido, em solução, está em equilíbrio com uma solução
saturada nos íons provenientes desse sólido
ü Quanto menor for o valor da constante, menor é a
solubilidade do sal analisado
Hg2Cℓ2(s) ⇌Hg22+ + 2Cℓ-
Kps=[Hg22+] . [Cℓ-]2= 1,2x10-18
Equilíbrio de solubilidade
H2O
4
Relação entre Kps e o Quociente de Reação, Qps
Kps= [Hg22+] . [Cℓ-]2 = 1,2x10-18
Solução Saturada
Kps= [Hg22+] . [Cℓ-]2 > 1,2x10-18
Solução Saturada + sólido
Qps = Kps, Equilíbrio
Qps > Kps, ocorre a precipitação
O sistema está acima da capacidade de saturação
5
Relação entre Kps e o Quociente de Reação, Qps
Kps= [Hg22+] . [Cℓ-]2 ˂ 1,2x10-18
Solução Não Saturada
Se Qps < Kps, ocorre a dissolução
O sistema está abaixo da capacidade de saturação
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Energia de rede x energia de hidratação
Sais poucos solúveis: AgCℓ
Ag+
Cℓ-
d-
d+ d+
A solubilidade de um sólido em água depende da diferença entre a energia 
de rede e de hidratação
7
Cℓ- Ag+ Cℓ-
Cℓ-Ag+
Cℓ-Cℓ-
Ag+ Cℓ-
Ag+Ag+
Cℓ-
Ag+
Energia da rede: envolve absorção de calor
Ânion
CátionCalor
8
Energia de hidratação: envolve liberação de calor
d-
d+ d+
Cℓ- Ag+
d-
d+ d+
d-
d+
d+
d-
d+
d+ d-
d+d+
d-
d+
d+
d-
d+ d+
d-
d+
d+
9
Relação entre Produto de Solubilidade e 
Solubilidade
Concentração Solubilidade
[A+].[B-] S.S= S2
[A2+].[B2-] S.S= S2
[A3+].[B3-] S.S= S2
[A+]2.[B2-] (2S)2.S= 4S3
[A2+].[B-]2 S.(2S)2= 4S3
[A3+].[B-]3 S.(3S)3= 27S4
[A2+]3.[B3-]2 (3S)
3 . (2S)2= 108 
S5
[A2+].[B+].[C3-] S.S.S= S3
10
Compostos Fórmula Kps
Sulfato de cálcio CaSO4 1,9 x10-4
Fluoreto de bário BaF2 1,7 x10-6
Carbonato de bário BaCO3 8,1 x10-9
Iodato de bário Ba(IO3)2 1,5 x10-9
Permanganato de bário BaMnO4 2,5 x10-10
Cromato de bário BaCrO4 2,4 x10-10
Sulfato de bário BaSO4 1,0 x10-10
Hidróxido de ferro II Fe(OH)2 8,0 x10-16
Brometo de mercúrio I Hg2Br2 5,8 x10-23
Sulfeto de cádmio CdS 1,0 x10-28
Hidróxido de alumínio Al(OH)3 2,0 x10-32
Sulfeto de cobre II CuS 9,0 x10-36
Hidróxido de ferro III Fe(OH)3 4,0 x10-38
Sulfeto de prata Ag2S 2,0 x10-49
Sulfeto de bismuto Bi2S3 1,0 x10-97
Valores de constante de solubilidade
11
Pouco
Solúvel
Moderadamente
Solúvel
Solúvel MuitoSolúvel
CaF2
0,001
Cu(OH)2
0,01
Ca(OH)2 LiF
0,1
NaCℓ
1
Solubilidade, mol/L
Com o propósito prático de preparar uma solução estoque, alguns livros expressam a 
solubilidade de um composto em g/100mL de água, a uma dada temperatura
Abaixo
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Ex: Qual é a concentração de Hg22+ em equilíbrio com Cℓ-
0,10 mol/L em uma solução de KCℓ contendo excesso de
Hg2Cℓ2 não dissolvido?
Hg2Cℓ2(s) ⇌Hg22+ + 2Cℓ-
Kps= 1,2 x 10-18
13
Ex: Quanto de Hg22+ está dissolvido em uma solução saturada
Hg2Cℓ2? Calcular a solubilidade.
Hg2Cℓ2(s) ⇌Hg22+ + 2Cℓ-
Sem adição de uma agente 
externo!
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“Vocês não estão contando as duas coisas duas vezes quando multiplica x
por dois e, ainda por cima, elevam ao quadrado?”
A resposta é não!
ü Na expressão Kps= (x). (2x)2
ü O 2 no termo 2x é baseado na estequiometria do composto
ü O expoente de 2 na concentração do íon Cℓ- é definido a partir das
regras para se escrever expressões de equilíbrio
Perguntas frequentes
15
Por que a solubilidade e precipitação são 
importantes em análise química?
ü Permitem analisar e controlar as concentrações
de íons em solução
ü Equilíbrios regem reações bioquímicas no corpo
humano
16
Hidroxiapatita Ca5(PO4)3OH
Sal pouco solúvel em água, mas 
solúvel em meio ácido
Hidroxiapatita Ca5(PO4)3OH
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BaCO3 
BaSO4 
Contraste radiológico
Contraste radiológico- CELOBAR
São Paulo, quarta-feira, 11 de junho de 2003
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Por que ocorreu essa contaminação?
BaCO3(s) + H2SO4(aq) BaSO4 (s) + CO2(g) + H2O(ℓ) 
Produção do sulfato de bário:
Excesso para 
garantir que não 
existam resíduos de 
BaCO3
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kps=1,08 x 10-10
BaCO3(s) Ba2+(aq) + CO32-(aq) Kps=8,1 x 10-9
Por que o BaCO3 é tóxico 
para o organismo?
19
Ácido clorídrico
BaCO3(s) + 2HCℓ+(aq) →Ba2+(aq) + 2Cℓ-(g) + H2CO3(aq) 
Adaptado: Química nova na escola - n° 24, novembro 2006
CO2(g) + H2O(ℓ) 
Representação de um estômago mostrando a secreção de HCℓ e a solubilização do BaCO3
BaCO3(s) Ba2+(aq) + CO32-(aq)
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Produto de solubilidade
Considerando um sal pouco solúvel: 
BxAy(s) XB+(aq) + YA-(aq)
O equilíbrio será dado por: 
𝛼!" x 𝛼
#
$
𝛼"!#"
K= 
21
Por convenção, a atividade de um sólido é igual a unidade: 
𝛼!" x 𝛼
#
$
Kps= 
Lembrando que: 𝛼$%[x]𝛾$
Kps=[B]x x [A]y x 𝛾"$ x 𝛾#
&
Kps= K’ps x 𝛾"$ x 𝛾#
&
Constante baseada na concentração
Esta correção é especialmente relevante em soluções muito concentradas ou em presença 
de íons com cargas elevadas, onde as interações ion-ion podem ser significativas. Em 
soluções diluídas, os efeitos do coeficiente de atividade (𝛾) geralmente são negligenciáveis.
Fazendo a substituição: 
22
ü Sais pouco solúveis, com concentração baixíssima de íons!
𝛼!"[x]𝜇 → 0 𝛾 → 1 K’ps = Kps
Kps=[B]x x [A]y
ü E a solubilidade será dada por:
[B+]=xSz
[A-]=yS
No entanto, modificou a força iônica e o pH é 
necessário levar em consideração a atividade 
das espécies!
𝜇= força iônica (NULA)
𝛾= coeficiente de atividade
𝛼= atividade dos íons, própria [ ]
Coeficiente
23
Considerações importantes
ü Uma substância precipita quando o seu Kps é alcançado
ü A precipitação é tanto mais fácil quanto menor o Kps
ü Uma substância será pouco solúvel quanto menor Kps,
entretanto...
ü Só se pode comparar o Kps de espécies de mesmas fórmulas
estequiométricas
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Qual sal é mais solúvel, AgCℓ ou Ag2CrO4?
Kps= [Cℓ-].[Ag+]= 1,56 x 10-10
Ag+(aq) + Cℓ-(aq) AgCℓ(s)
2Ag+(aq) + CrO42-(aq) Ag2CrO4(s)
Kps= [Ag+]2.[CrO42-]= 1,3 x 10-12
KpsAg2CrO4 ˂ KpsAgCℓ
É necessário calcular a solubilidade dos dois precipitados formados
25
Solubilidade do AgCℓ:
Kps= [Ag+].[Cℓ-]
Ag+(aq) + Cℓ-(aq) AgCℓ(s) Kps=1,56 x 10-10
S= 1,56 x 10-10
S= Kps
S=1,25 x 10-5 mol L-1
Kps= [Ag+]2.[CrO42-]
(2s) (s)
Kps= (2s)2.(s)=4s3
3 Kps
4S=
3
4S=
8,8 x 10-12
S=1,30 x 10-4 mol L-1
(s) (s)
Kps= s2
sAg2CrO4 > sAgCℓ
Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) Kps= 8,8 x 10-12
26
1) Efeito do íon comum
A solubilidade de um sal diminui se um dos íons constituintes
já estiver presente na solução
AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ-(aq)
Kps= [Ag+].[Cℓ-] = 1,6x10-10
A adição de íons cloreto, pelo princípio de Le chatelier , 
desloca o equilíbrio para formação dos reagentes
Fatores que afetam a solubilidade
27
ü Diminuir a concentração de íons Ag+
ü Diminuir a solubilidade de uma substância
Para que serve o íon comum?
O efeito do íon comum é a redução da solubilidade de sal 
pouco solúvel por adição de um sal solúvel que tenha um íon 
em comum com ele
28
Qual efeito da adição Cℓ2 ao sistema?
C ℓ
Tempo (s)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 
(m
ol
/l
it
ro
)
AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ-(aq)
AgCℓ
Ag+
Cℓ
29
Adição de cloreto de cálcio
So
lu
bi
lid
ad
e 
do
 s
ul
fa
to
 d
e 
cá
lc
io
Conforme aumenta a quantidade de 
CaCl2, a solubilidade do CaSO4 diminui
0,025
0,000
0,000 0,050
0,002
0,004
0,006
0,008
0,010
0,012
0,014
0,016
1) Efeito do íon comum
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Considerações importantesü Uma substância precipita quando o seu Kps é alcançado
ü A precipitação é tanto mais fácil quanto menor o Kps
ü Uma substância será pouco solúvel quanto menor Kps,
entretanto...
Só se pode comparar o Kps de espécies de mesmas fórmulas 
estequiométricas
31
Estime a solubilidade do cloreto de prata (AgCℓ) nas seguintes situações:
a) Em água pura
b) Em solução de 1,0 x 10-2 mol/L de NaCℓ, em 25ºC. Kps=1,6 x 10-10
Em água pura Em solução de NaCℓ
AgCℓ(s) ⇌ Ag+(aq) + Cℓ-(aq) 
Kps= [Ag+].[Cℓ-]
Kps= S2
S= Kps
S= 1,6x10-10 S=1,26x10-5
AgCℓ(s) ⇌ Ag+(aq) + Cℓ-(aq) 
Kps= [Ag+].[Cℓ-]
[Ag+]=
Kps
[Cℓ-]
1,6x10-10[Ag+]=
1,0x10-2
[Ag+]=1,6x10-8
[AgCℓ] =[Ag+] = 1,6x10-8 < 1,26x10-5
32
Fatores que afetam a solubilidade
2) Efeito da temperatura
üEm geral, a dissolução de um eletrólito em água é
acompanhada de absorção de calor (processo endotérmico)
üPortanto, a solubilidade aumenta com elevação da
temperatura
AgCℓ(s) +∆ Ag+(aq) + Cℓ-(aq)H2O
Existem exceções:
Ca(CH3COO)2(s) 
H2O
Ca2+(aq) + 2CH3COO-(aq) + ∆ 
Acetato de cálcio
33
KNO3
K2CrO4
NaCℓ
Ce2(SO4)3
Endotérmico
Endotérmico
Endotérmico
Exotérmico
Co
ef
ic
ie
nt
e 
de
 s
ol
ub
ili
da
de
(g
/1
00
g 
de
 á
gu
a)
Temperatura (0C)
20
140
120
100
60
80
40
20
40 60 80
Fatores que afetam a solubilidade
2) Efeito da temperatura
34
Temperatura 0C
S
ol
ub
ili
da
de
, m
g/
L
0
0
10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
5
10
15
20
25
AgCℓ
BaSO4
2) Efeito da temperatura
Fatores que afetam a solubilidade
Aumento de 50 x
Duplica
35
3) Efeito da natureza do solvente
d-
d+ d+
-
d-
d+ d+
d-
d+
d+
d-
d+
d+ d-
d+d+
d-
d+
d+
d-
d+ d+
d-
d+
d+
+
Água como solvente:
Natureza dipolar: efeitos atrativos para ambos cátions e ânions
Constante dielétrica: enfraquece as atrações eletrostáticas entre íons
de cargas opostas
d-
d+ d+
Fatores que afetam a solubilidade
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O que acontece com a solubilidade PbSO4 se o solvente for uma 
mistura de etanol e água ao invés de água pura? 
Ponte de hidrogênio
Pb2+
SO42-
Água
+
Etanol
Adc.
SO42-
Pb2+
Ligações de hidrogênio entre a água e o etanol diminuem a hidratação dos íons 
S
ol
ub
ili
da
de
37
A solubilidade de um sal pouco solúvel pode ser ainda mais 
reduzida pela adição de um solvente orgânico miscível em água
Fatores que afetam a solubilidade
PbSO4
38
4) Efeito da força iônica
PbCrO4 ⇌ Pb2+ + CrO42-
No equilíbrio há íons Chumbo (II), íons cromato, e par 
iônico dissolvido PbCrO4
A adição de Chumbo (II) ou íons cromato,
Diminui a solubilidade
Efeito do íon comum 
Fatores que afetam a solubilidade
39
4) Efeito da força iônica KNO3 
PbCrO4 ⇌ Pb2+ + CrO42-
A adição de KNO3, aumenta a solubilidade
Aumento da força iônica
Fatores que afetam a solubilidade
PbCrO4
40
Pb2+ CrO42-
Adição de KNO3 
Pb2+ CrO42-
NO32-
NO32-
K+
K+ K+
K+
K+
K+
K+ K+
NO32-NO32-
NO32-
NO32- NO32-
NO32-
Atmosfera iônica
Efeito de blindagem: diminui a atração global íons chumbo e cromato
Aumento da solubilidade do PbCrO4
41
ü A solubilidade de sais poucos solúveis é, geralmente, maior
em soluções que contém eletrólitos inertes
ü São considerados inertes os eletrólitos de íons distintos
(diferentes) ao sal pouco solúvel
Aumento na solubilidade
42
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ü Quanto maior a força iônica (adição de íons solúveis), maior
será a atmosfera iônica
ü Isso eleva a carga da atmosfera iônica, e por consequência
diminui a carga líquida dos cátions e ânions
43
O que é a força iônica?
É uma medida da “concentração total de cargas 
elétricas” em solução
A equação deve ser aplicada a sais com dissolução completa (Às 
vezes atingida em concentrações muito baixas para sais com 
estequiometria 1:1)
Cátion A ânion A
44
Calcular a solubilidade de CaF2:
Água pura:
CaF2(s) ⇌ Ca2+(aq) + 2F-(aq)
(x) (2x)
Kps=[Ca2+] [F-]2= 4,9 x 10-11
Kps=(x).(2x)2= 4,9 x 10-11
4,9 x 10-11= 4x3
X= 2,3 x 10-4
Consideração: A solubilidade é dada
pela concentração de [Ca2+]
CaF2(s) ⇌ Ca2+(aq) + 2F-(aq)
F- + H2O ⇌ HF + OH-
45
b) Em solução 0,1M de NaNO3
K’ps=(𝛼Ca2+).(𝛼F-)2= 4,9 x 10-11
𝛼Ca2+= [Ca2+]γCa2+
NaNO3
Na+ NO3-
K’ps= ([Ca2+]γCa2+).([F-]γF−)2
𝛼F−= [F-]γF−
1 : 1
µ = [ ]
A força iônica é calculada pelo que foi adicionado:
Qual coeficiente utilizar?
46
Aumento da solubilidade!
2 : 1
µ > [ ]
CNa2SO4= 0,01M
CaF2(s) ⇌ Ca2+(aq) + 2F-(aq)
(x) (2x)
X= 2,3 x 10-4
Água pura
47
5) Tamanho da partícula
Área= 6 x ℓ2
Área= 6 x (7)2= 294 cm2
343 cubos de um 1 cm de aresta
Área= 6 x 1= 6
Área Total= 343 x 6= 2.058 cm2
Em geral, a solubilidade aumenta apreciavelmente quando o 
tamanho das partículas é menor
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Pb2+
Hg22+
Iodeto
A
dc.
PbI2(s) ⇌ Pb2+ + 2I-
Hg2I2(s) ⇌ Hg22+ + 2I-
Kps= 7,9 x 10-9
Kps= 4,6 x 10-29
Às vezes é possível separar íons em uma mistura 
através de reações de precipitação
Separação por precipitação
É possível diminuir a concentração de Hg22+
em 99,990% por precipitação seletiva com I-
sem precipitar o Pb2+
49
[Hg22+]IN=0,010 mol/L
[Pb2+]IN =0,010 mol/L
99,990% 1,0x10-6
Qual a concentração de iodeto necessária para precipitar o 
mercúrio I?
Hg2I2(s) ⇌Hg22+ + 2I-
Kps= [Hg22+] . [I-]2 
Transformar
[I-]= Kps
[Hg22+]
4,6 x 10-29[I-]=
1,0x10-6
[I-]= 6,8 x 10-12
50
Essa quantidade de iodeto é suficiente para 
precipitar o chumbo (II)?
PbI2(s) ⇌ Pb2+ + 2I-
Kps= 7,9 x 10-9
Qps= [Pb2+] . [I-]2 
Qps= (0,010) . (6,8 x 10-12)2 
Qps= 4,6 x 10-25
Qps < Kps
Não ocorre a precipitação!!
4,6 x 10-25 < 7,9 x 10-9
51
Como dissolver um precipitado já formado?
ü Removendo um dos íons em equilíbrio, para que o
novo equilíbrio não seja estabelecido
Fe(OH)3(s) ⇋ Fe3+ + 3OH-
OH- + H3O+ ⇋ 2H2O(ℓ)
Insolúvel
Dissolução de um precipitado
Remover
Como retirar hidróxido da solução?
52
ZnCO3(s) ⇋ Zn2+(aq) + CO32-(aq)
CO32-(aq) + 2HNO3(aq) CO2(g) + H2O(aq) + 2NO3-(aq)
ü Carbonato de zinco
Como aumentar a solubilidade?
Dissolução de um precipitado
53
ü Os metais de transição costumam se comportar como ácidos de
Lewis, e formam com complexos quando o ânion está em excesso
Ácido de Lewis: é uma espécie que recebe um par de elétrons
Solubilidade e íons complexos
AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ-(aq)
Remover
Como retirar Ag+ ?
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Ag+(aq) + 2NH3(aq) → Ag(NH3)+2(aq)
Complexo
Diaminprata
Kps= [Ag+] . [Cℓ-]2 
Kf= [Ag(NH3)+2]
[Ag+]. [NH3]2 
AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ-(aq)
Kf= 1,6x107
Duas etapas:
Kps = 1,8 x 10-10
55
ü Se combinarmos Kform e Kps obteremos a constante de equilíbrio
global para a dissolução de AgCl
Kglobal = Kps x Kform
Kglobal = (1,8 x 10-10) (1,6 x 107)
Kglobal = 2,9 x 10-3
56