22 - ENEM - Química - Equilíbrio químico - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
22. EQUILÍBRIO QUÍMICO
 
Reações Químicas e Reversibilidade
Normalmente  na  aula  inaugural  de  qualquer  curso  de  química  básica  os  professores  costumam  perguntar  aos
alunos o que eles entendem ser um fenômeno químico. As respostas são muitas, mas é recorrente a idéia de que
os fenômenos químicos provocam alterações permanentes na matéria, ou seja, para uma parcela significativa dos
estudantes que chegam ao ensino médio (e até na universidade) os fenômenos químicos são irreversíveis.
De  fato  vemos  no  dia­a­dia  uma  série  de  situações  em  que  mudanças  químicas  ocorrem  irreversivelmente.  A
queima de combustíveis, a degradação de monumentos pela chuva ácida, o cozimento dos alimentos e, atualmente,
acidentes  com  produtos  cosméticos  (alisantes  para  cabelo,  cremes  dermatológicos,  etc.)  parecem  ser  bons
exemplos da irreversibilidade de algumas reações.
Há que se destacar, no entanto, que a grande maioria das transformações químicas pode ocorrer tanto no sentido
direto (formação de produtos) quanto no sentido inverso (recomposição dos reagentes), principalmente aquelas que
regulam o funcionamento da natureza e, em especial, o nosso corpo.
Representação da fotossíntese.
Mesmo  reações  que  cotidianamente  reconhecemos  como  irreversíveis  podem  acontecer  “ao  contrário”  sob
condições  especiais.  Quando  queimamos  combustível,  por  exemplo,  transformamos  uma  substância  orgânica,
como a gasolina, em água e gás carbônico produzindo uma grande quantidade de energia.
Se você lembrar as aulas de biologia vai perceber que a reação de combustão é muito semelhante à reação que
descreve a respiração celular, sendo a gasolina substituída por outro combustível orgânico, a glicose:
Talvez você já tenha percebido que esta reação acima é o inverso do que conhecemos como fotossíntese:
A  única  diferença  (além  do  fato  de  uma  ser  o  inverso  da  outra)  é  que  na  respiração  a  energia  produzida  é
armazenada na forma de ATP, enquanto que a energia necessária para a fotossíntese vem a luz do sol.
O mais interessante disto tudo é que as plantas verdes, as que possuem clorofila em suas folhas, são capazes de
fazer fotossíntese durante o dia e de respirar à noite, revertendo o sentido da reação em função da quantidade de
luz disponível. Este processo é muito complexo e sofisticado e a humanidade ainda não consegue reproduzi­lo em
laboratório, mas este exemplo serve para uma coisa: comprovar que mesmo processos aparentemente irreversíveis
podem ser revertidos sob condições específicas.
O Equilíbrio Químico
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A esta altura  você deve estar  se perguntando o que uma mulher  andando de bicicleta  tem a  ver  com equilíbrio
químico,  não é? Pois  bem,  fora  as  centenas de  reações bioquímicas  que  se  encontram em equilíbrio  dentro  do
corpo humano e são absolutamente necessária para que este indivíduo possa andar de bicicleta a “única” coisa em
comum entre a foto e o tema deste capítulo é o equilíbrio dinâmico.
Para se manter equilibrado sobre uma bicicleta é necessário que esta esteja em movimento. Isto ocorre porque a
força que projeta este objeto para frente compensa a força que o puxa para baixo e que faria o ciclista cair. Dizemos
então  que  o  sistema  está  em  equilíbrio  dinâmico,  ou  seja,  as  forças  estão  atuando  sobre  o  sistema,  mas  não
modificam o seu estado. O conceito de equilíbrio é extremamente importante para a compreensão deste tópico. Em
especial a idéia de equilíbrio dinâmico.
É muito  comum  imaginarmos  que  uma  determinada  reação  química  se  desenvolve  por  um  tempo  até  que  seja
concluída. Mas o que significa dizer que uma  reação  foi  completada, ou o que caracteriza o  fim de uma  reação
química? A resposta mais óbvia seria: “A reação acaba quando a concentração de um dos reagentes se torna igual
a zero”. Sem dúvida o consumo completo de um reagente encerraria a reação, como um descontrole no estoque de
matéria­prima de uma indústria pode paralisar uma linha de produção. Todavia, nem sempre isto de fato acontece.
Na verdade uma reação química dificilmente chega ao fim, o mais comum é que ela atinja um estado estacionário o
qual chamamos de equilíbrio químico. Nesta situação a reação continua a ocorrer, só que em dois sentido opostos
simultaneamente e com a mesma velocidade, de modo que as concentrações das espécies químicas presentes no
sistema permanecem inalteradas.
Equilíbrio Químico pode ser entendido, portanto, como o estado em que duas reações químicas opostas ocorrem
simultaneamente com a mesma intensidade, uma anulando os efeitos da outra.
Isto quer dizer que, apesar de não haverem modificações nos valores das concentrações de reagentes e produtos,
o fenômeno químico não é interrompido, mas uma reação inversa anula os efeitos da reação direta, mais ou menos
como as  forças que mantêm a bicicleta  em movimento. Em outras palavras,  reagentes  tornam­se produtos  sem
deixarem de ser ainda reagentes e vice­versa, chamamos isto de reversibilidade das reações.
Este processo é representado graficamente pela seta dupla na equação química como mostra a equação abaixo
para uma reação genérica.
A + B « C + D          (Equação 1)
A extensão de uma reação: O significado da Constante de Equilíbrio
Já discutimos no capítulo sobre cinética a ação das concentrações na velocidade das reações. Como foi observado,
a velocidade de uma reação varia ao longo tempo e isto pode ser atribuído à própria variação nas concentrações
dos reagentes à medida em que a reação se desenvolve.
Uma das coisas que aprendemos com a cinética química é que quanto maior a concentração dos reagentes maior a
velocidade de uma reação. Veremos neste tópico que as condições de equilíbrio de uma reação química também
dependem  das  concentrações  de  reagentes  e  produtos.  Esta  dependência  é  conhecida  como  Lei  de  ação  das
massas e foi descoberta em 1866 por Guldberg e Waage. 
Lei de ação das massas: se voltarmos um pouco às leis de velocidade vistas no capitulo de cinética veremos que
as concentrações dos reagentes determinam o quão rápido uma reação se propaga.
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Avanço de uma reação química
A figura acima mostra a variação das concentrações de produtos e reagentes ao  longo do tempo. É óbvio que à
medida que os produtos vão sendo gerados, a concentração dos reagentes diminui, até que a aproximadamente 10
min depois do início da reação o sistema atinge o estado estacionário e concentrações permanecem constantes.
Tanto o comportamento dos reagentes quanto o dos produtos pode ser descrito por uma lei de velocidade, como
aquelas apresentadas no capítulo sobre cinética. Se imaginarmos que os produtos de uma reação qualquer podem
reagir entre si  formando novamente os  reagentes originais esta  lei de velocidade pode ser aplicada para os dois
sentidos do processo (explicitados pela seta dupla na equação abaixo).
Podemos,  portanto  escrever  duas  equações  de  velocidade  para  a  mesma  reação,  uma  para  o  sentido  direto
(Reagentes –Produtos), outra para o sentido inverso (Produtos­Reagentes). 
Para a reação genérica:
aA + bB  ⇔  cC + dD           (Equação 2)
As leis de velocidade serão:
A lei de ação das massas pode ser representada matematicamente como sendo a razão entre estas duas equações
como mostra equação:
Onde Q é a expressão da lei de ação das massas, também chamado quociente de reação.
Basicamente Q  representa o grau de avanço da  reação, ou seja, quanto de  reagentefoi convertido em produto.
Quanto maior  o  valor  de Q maior  a  concentração  de  produtos  gerados  em  relação  à  concentração  restante  de
reagentes.
Já falamos que o equilíbrio dinâmico é o estado em que as duas reações se anulam mutuamente. Se encaramos
este fato sob o ponto de vista da cinética vamos entender que neste ponto as velocidades das duas reações são
idênticas, por isso não há modificação na concentração das espécies. 
Para atingir o equilíbrio → vdireta = vinversa
Igualando  as  equações  3  e  4  verificamos,  à  partir  do  gráfico  mostrado  na  figura  acima  que  a  razão  entre  as
concentrações de regentes e produtos no equilíbrio tem valor constante e depende das respectivas constantes de
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velocidade.
Sendo KC chamada de constante de equilíbrio (o índice C corresponde o fato desta constante ser uma função das
concentrações em mol/L).
A Constante de Equilíbrio
A  constante  de  equilíbrio  é  a  representação  da  lei  de  ação  das  massas  quando  a  reação  alcança  o  equilíbrio
químico.
A  exemplo  das  constantes  de  velocidades  K  corresponde  a  um  valor  determinado  experimentalmente,  todavia,
como o estado de equilíbrio não depende do mecanismo de reação, mas do resultado final, a expressão de K pode
ser deduzida usando os coeficientes estequimétricos da equação química que representa a reação, como mostram
as equações 5 e 6.
Uma  interpretação  mais  criteriosa  da  constante  de  equilíbrio  pode  nos  dar  informações  importantes  sobre  a
natureza da reação em estudo, por exemplo, valores altos de K significam  que até atingir o equilíbrio a maior parte
dos reagentes deve ser convertida em produto, ou seja, a reação tem alto rendimento. Valores muitos baixos de K,
por  outro  lado,  indicam  que  no  equilíbrio  pouco  reagente  foi  formado,  indicando  que  a  reação  direta  é  menos
favorecida que a reação inversa.
Reação pouco favorecida no sentido direto. No equilíbrio a concentração de reagentes é maior que a de produtos.
Para reações no estado gasoso a constante de equilíbrio é mais adequadamente representada como uma função
das  pressões  parciais  dos  gases  participantes  da  reação.  Isto  é  possível  porque  esta  grandeza  é  diretamente
proporcional à quantidade de matéria presente num sistema gasoso. 
Para a reação:
A constante de equilíbrio seria:
 
O Princípio de Le Chatelier
A constante de equilíbrio, como o nome sugere, não pode ter seu valor alterado a não ser pela temperatura (Por
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isso as tabelas de dados termodinâmicos precisam especificar a temperatura na qual o valor daquela constante foi
estabelecido, normalmente a 25°C). Isto implica que qualquer tentativa de modificar a concentração de um reagente
ou  produto  vai  provocar  uma  reação  do  sistema  no  sentido  contrário,  para  que  o  quociente  produtos/reagentes
apresente sempre o mesmo valor. A constatação deste fenômeno foi sistematizada por Henry Louis Le Chatelier,
em 1888, e é um dos mais importantes conceitos químicos.
Quando um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca­se no sentido
 contrário a fim de minimizar esta perturbação.
Influência da concentração no deslocamento do equilíbrio Vejamos a equação de equilíbrio para a seguinte reação.
Se não houver modificação na temperatura o valor de K é constante. Isto implica que se a concentração de N2 for
aumentada  o  valor  das  outras  concentrações  devem  ser  alterados  até  que  K  volte  ao  seu  valor  inicial.
Matematicamente  isto  pode  ser  alcançado  diminuindo  o  valor  do  denominador  (produto  das  concentrações  dos
reagentes) e aumentando o valor do numerador.
Na prática isto significa que um aumento na concentração de componente da mistura reacional forçará o sistema a
deslocar o equilíbrio da reação no sentido de consumir o excesso deste componente. A expressão deslocamento do
equilíbrio sugere que o sistema químico vai se “movimentar” no sentido oposto ao da perturbação até que uma nova
posição de equilíbrio seja estabelecida, ou seja, até que o quociente reacional atinja novamente o valor de K.
Efeito da pressão e do volume sobre o equilíbrio
O efeito da pressão, em reações envolvendo gases, é semelhante ao efeito da concentração em soluções líquidas.
Como já vimos nestes casos o equilíbrio pode ser expressado como Kp, no qual as pressões parciais substituem as
concentrações em mol/L.
À temperatura constante uma variação na pressão num sistema gasoso implica numa variação do volume (Lei de
Boyle) (Em sistemas condensados como sólidos e líquidos a variação de pressão não modifica significativamente o
volume e  portanto  não  influencia  o  equilíbrio). No módulo  (Forças  Intermoleculares  e Estados  de Agregação  da
Matéria)  já  definimos  a  pressão  de  um  gás  como  sendo  proporcional  ao  nº  de  choques  das moléculas  com  as
paredes  do  recipiente.  Ao  aumentarmos  a  pressão  do  sistema  o  princípio  de  Le  Chatelier  prevê  que  o mesmo
tentará deslocar o equilíbrio com o objetivo de minimizar esta perturbação, ou seja, baixar novamente a pressão,
isto pode ser alcançado deslocando o sistema no sentido da reação que gera um menor número de partículas. A
diminuição  da  quantidade  de  partículas  no  meio  reacional  provoca  redução  no  número  de  colisões  e
consequentemente a pressão tende a voltar aos valores originais.
Considere o seguinte exemplo:
Considerando que cada mol de N2O4 produz dois mols de NO2, o volume ocupado pelo  reagente é duas vezes
menor que o ocupado pelos produtos. Se a pressão sobre o sistema  for aumentada o equilíbrio  será deslocado
para a direita, uma vez que diminuindo o número de moléculas diminui­se  também o número de choques com a
parede do recipiente e consequentemente das pressões parciais dos gases reagentes.
Quando a pressão é aumentada ou o volume é diminuído o equilíbrio desloca­se para a  reação que produz um
número menor de partículas, quando a pressão é diminuída ou o volume é aumentado o equilíbrio se desloca para
a reação que produz um número maior de partículas. 
Adição de gás inerte
Poderíamos  imaginar  que  o  aumento  de  pressão  proporcionado  pela  adição  de  um  gás  inerte  iria  deslocar  o
equilíbrio na direção da reação que produza um menor número de moléculas. No entanto nada acontece quando
um gás inerte é adicionado a um sistema gasoso. De fato a pressão aumenta, mas mantido o volume constante, as
concentrações de reagentes e produtos permanecem as mesmas e conseqüentemente suas pressões parciais. Em
outras palavras o valor de Kp permanece constante e o sistema não é perturbado.
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Efeito da temperatura sobre o equilíbrio 
Como foi discutido em cinética as constantes de velocidade variam com a temperatura. Sendo KC uma razão entre
estas  grandezas  o  seu  valor  também  varia  com  a  temperatura.  A  conseqüência  imediata  é  que  mudanças  de
temperatura deslocam o equilíbrio até que este alcance o novo valor de K.
Podemos observar este  fenômeno quando escrevemos as  reações  incluindo o  seu balanço energético  (equação
termoquímica ).
Consideremos, portanto o que aconteceria com a reação proposta abaixo nestas condições.
Como mostra a equação termoquímica a reação entre N2 e H2 é exotérmica (libera calor para o ambiente), tendo
como produtos o NH3 mais 92,0 kJ de energia.
De acordo com o princípio de Le Chatelier se aumentarmos a  temperatura o sistema reagirá a esta  interferência
numa tentativa de minimizá­la.Isto pode ser feito consumindo o excesso de calor, ou seja, deslocando o equilíbrio
da reação no sentido endotérmico (esquerda).
Quando a  temperatura é aumentada o equilíbrio desloca­se para a reação endotérmica, quando a  temperatura é
diminuída o equilíbrio desloca­se para a reação exotérmica.
Efeito de um catalisador sobre o equilíbrio
O catalisador  não  altera  o  equilíbrio  de  reação,  uma  vez  que  ele  não modifica  os  estados  inicial  e  final  de  uma
reação. O catalisador age diminuindo a energia de ativação da reação sem alterar as características de reagentes e
produtos (Ver Capítulo de cinética química). Como a energia de ativação diminui tanto para a reação direta quanto
para a reação inversa a velocidade diminui de igual modo para ambas. Em função disto a única conseqüência da
adição de um catalisador num sistema é que o equilíbrio será alcançado mais rapidamente, uma vez que a reação
global será acelerada.
  FIQUE ATENTO
De acordo com o Principio de Le Chatelier, podemos afirmar que para um sistema em equilíbrio:
⇒ Um aumento de temperatura favorece o sentido da reação endotérmica;
⇒ Um abaixamento de temperatura favorece o sentido da reação exotérmica;
⇒  Um  aumento  de  concentração  de  uma  substância  favorece  o  sentido  da  reação  em  que  tal  substância  é
consumida;
⇒ A retirada de alguma substância favorece o sentido da reação em que tal substância é produzida;
⇒ Um aumento de pressão favorece o sentido da reação no qual há menor quantidade de matéria de substâncias
gasosas;
⇒  Uma  diminuição  de  pressão  favorece  o  sentido  da  reação  no  qual  há  maior  quantidade  de  matéria  de
substâncias gasosas.
Equilíbrio Ácido­Base
Já discutimos no módulo II os principais conceitos ácido­base atualmente utilizados pela química para explicar uma
série fenômenos. Neste tópico vamos voltar a esta discussão, agora sob o ponto de vista do equilíbrio químico.
Constante de dissociação (ionização)
Considere  o  Ácido  Acético,  CH3COOH.  Como  qualquer  ácido  de  Arrhenius  em  solução  aquosa  esta  espécie
química  se  dissocia  (ou  ioniza)  em  contato  com  a  água  gerando  como  único  cátion  o  íon  hidrônio  (H3O+  ou
simplesmente H+).
Se  considerarmos  que  se  trata  de  um  ácido  fraco,  então  podemos  supor  que  o  ácido  acético  não  chega  a  se
dissociar  completamente,  ou  seja,  quando  o  estado  de  equilíbrio  é  alcançado  a  maior  parte  do  composto  se
encontra na forma de moléculas, não dissociada. Podemos descrever este fenômeno quantitativamente por meio da
constante de equilíbrio desta reação:
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Ka é constante de dissociação ácida e o seu valor pode ser determinado para definir a força de um ácido, no caso
do  acético  o  valor  tabelado  é  de  1,8x10­5,  ou  0,000018.  Este  valor  muito  pequeno  indica  que  no  equilíbrio  a
quantidade de CH3COOH ionizado é muito pequena de modo que este composto pode ser considerado um ácido
fraco. Ácidos como Clorídrico e Nítrico são tão fortes que o valor de suas constantes pode atingir valores da ordem
de dezenas ou centenas, o que significa que praticamente todo o composto está dissociado.
Ácidos com mais de um hidrogênio ionizável terá um Ka para cada H+ liberado em solução, veja o exemplo:
Pode­se  expressar  também  uma  constante  de  dissociação  para  uma  base  (Kb),  no  entanto,  apenas  bases
moleculares  como  amônia  e  outras  bases  orgânicas  terão  seus  equilíbrios  adequadamente  quantificados  desta
forma. O motivo é que a maioria das bases de Arrhenius  são compostos  iônicos e,  portanto  têm seus graus de
dissociação associados com a solubilidade.
Produto iônico da água ­ pH e pOH
O  que  chamamos  de  água  pura  é  na  verdade  uma mistura  de  H2O, H+  e  OH­.  Isto  por  que  a  água  sofre  um
processo  chamado  autoprotólise,  ou  seja,  a  água  espontaneamente  se  dissocia  em  seus  íons  fundamentais.  A
equação química que representa esta reação é a seguinte:
Podemos expressar a constante de equilíbrio da água da seguinte forma:
Como a água é o próprio solvente da reação e considerando que as concentrações dos íons são muito menores
que  da  própria  água  (solvente)  podemos  admitir  que  a  concentração  do  solvente  permanece  praticamente
constante,  ou  seja,  a  produção  de  H+  e  OH­  não  altera  significativamente  a  concentração  de  H2O.  Esta
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consideração  nos  permite  introduzir  [H2O]  no  valor  de  K  gerando  outra  constante:  Kw,  ou  constante  de
autoprotólise da água.
A 25°C Kw é 1,0x10­14. Isto quer dizer que as concentrações de H+ e OH­ na água pura a 25°C são iguais a 1,0x10­
7  mol/L.  Se  calcularmos  o  logaritmo  negativo  da  concentração  de  H+  (–log[H+]),  ou  o  logaritmo  negativo  da
concentração OH­ (­log[OH­]) o resultado será 7,0 para ambos.
Como sabemos (ver capítulo sobre ácidos e bases) –log[H+] é o pH, enquanto que ­log[OH­] é o pOH. É por causa
do valor de Kw que consideramos neutro um ambiente químico que, a 25°C, apresenta pH ou pOH igual a 7,0, isto
significa que as concentrações dos íons hidrônio e hidroxila são exatamente iguais.
Hidrólise
Algumas bases e  sais  têm uma constante de dissociação  tão baixa que os  seus  sais podem  reagir  com a água
recompondo­os.
Veja o exemplo:
Como  todos  os  compostos  estão  em  solução  é  mais  apropriado  escrevemos  a  equação  apenas  com  os  íons
dissolvidos:
Como podemos perceber os  íons bicarbonato (HCO3­), derivado do ácido carbônico, quebra a molécula de água
reconstituindo o seu ácido (o ácido carbônico é pouco estável e posteriormente se decompõe em água e CO2). Isto
não aconteceria com um ânion derivado de ácido  forte, porque a constante de dissociação seria alta o suficiente
para manter todo o ácido na forma ionizada.
Este fenômeno é chamado de hidrólise, por que um íon (cátion derivado de base fraca ou ânion derivado de ácido
fraco) quebra as moléculas de água. Como resultado o pH do meio é alterado pela liberação de OH­ (sal de ácido
fraco) ou H+ (sal de base fraca).
Veja abaixo a hidrólise do cloreto de amônio (NH4Cl).
Ou usando a equação iônica,
Teoria ácido­base de Brönsted­Lowry
Outra  constatação  importante  que  podemos  fazer  destas  reações  é  que  o  bicarbonato  de  sódio  e  o  cloreto  de
amônio, apesar poderem ser classificados como sais, alteram o pH do meio. Ou seja, estes compostos apresentam
comportamento de base e ácido respectivamente.
Este tipo de fenômeno estimulou o desenvolvimento de novas teorias para definir o que é de fato um ácido ou uma
base.
Uma  das  mais  utilizadas  pela  química,  além  da  teoria  de  Arrhenius,  é  a  teoria  ácido­base  de  Brönsted­Lowry,
segundo a qual um ácido é qualquer espécie química capaz de doar prótons (doar cargas positivas) enquanto base
seria a espécie capaz de receber próton.
Nos exemplos dados acima podemos constar que (1) o bicarbonato aceita o próton hidrogênio da água e (2) o íon
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amônio doa um próton (carga positiva) à água à água quando esta  libera o  íon OH­. Segundo Brönsted­Lowry o
bicarbonato seria uma base enquanto o íon amônio teria comportamento ácido. Uma peculiaridade desta teoria é
que ácidos e bases formam sempre pares conjugados, neste caso, ácido conjugado do bicarbonato seria o próprio
ácido carbônico enquanto que a base conjugada do íon amônio seria o hidróxido de amônio.
Como você deve ter percebido a água, que para Arrhenius é uma substância neutra, para Bronsted e Lowry tem
comportamento anfótero,isto é, a depender da situação pode ter propriedades ácidas ou alcalinas. 
Produto de Solubilidade
Estalactites em caverna
A  figura  acima mostra  uma  formação muito  comum em  cavernas.  As  estalactites  são  formadas  de  calcário,  um
mineral composto principalmente por carbonato de cálcio (CaCO3). Este sal é praticamente insolúvel em água, mas
isto não significa que a água não possa dissolver uma pequena quantidade.
Quando a água da chuva permeia o teto das cavernas ela arrasta uma quantidade ínfima de calcário. No teto dos
grandes salões subterrâneos a água goteja  lentamente, de modo que enquanto a gota está pendurada, parte da
água evapora. Pois bem, durante a evaporação a concentração de calcário aumenta (pela diminuição do volume do
solvente) a ponto de supersaturar a solução e provocar a precipitação deste excesso de soluto.
Todo este processo demora muito tempo, mas pode ser quantificado pelas equações do equilíbrio químico.
Representação da dissolução do NaCl em água
A figura acima mostra uma solução saturada de sal de cozinha em água, fato evidenciado pela pequena quantidade
de NaCl presente no fundo do recipiente (corpo de fundo). Aplicando os conceitos de equilíbrio podemos interpretar
uma solução saturada como sendo o estado no qual cada partícula solubilizada provoca a precipitação de outra que
estava em solução, isto é, o NaCl continua a ser dissolvido pela água, mas por causa desta ter chegado ao limite de
sua capacidade de solubilização, o excesso de sal em solução deve precipitar.
Podemos descrever este processo da seguinte forma:
A expressão do equilíbrio, portanto, seria:
Acontece  que  a  concentração  de NaCl  sólido  (representado  por  [NaCl])  permanece  constante,  uma  vez  que  no
estado sólido só alteramos a massa, mantendo as proporções constantes.
Assim, do mesmo modo que fizemos com a água, podemos introduzir [NaCl] no valor de K e gerar outra constante,
a constante do produto de solubilidade, Kps.
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Quanto maior o Kps maior a solubilidade do sal. No caso do CaCO3 o Kps é igual a 4,5x10­9, um valor tão pequeno
que propicia a formação de estalactites e estalagmites em grutas e cavernas.
Efeito do íon comum
Observe a equação que descreve a dissolução do NaCl em água.  Imagine que após dissolver este sal em água
você acrescente um pouco de HCl. Como um bom ácido forte o HCl libera uma grande quantidade de H+ e também
de Cl­ na solução. Pelo Princípio de Le Chatelier podemos prever que  o equilíbrio desta reação será alterado, uma
vez  que  estamos  aumentando  a  concentração  de  um  dos  produtos  da  dissolução  do  cloreto  de  sódio.  Como
consequência  o  equilíbrio  deve  ser  deslocado  para  a  esquerda  e,  se  a  solução  já  estiver  saturada  de  NaCl
poderemos  observar  a  precipitação  de  um  pouco  do  sal.  O  deslocamento  da  reação  para  a  direita  (sentido  da
inverso  da  reação)  foi  motivado  pela  adição  de  um  íon  que  já  estava  em  solução,  por  isto  este  fenômeno  é
conhecido como efeito do íon comum.
É claro que o NaCl é muito solúvel e seria necessário uma grande adição de Cl­ para precipitá­lo, mas de  forma
geral a adição de um íon comum diminui a solubilidade de um sal.