Equilíbrio de Precipitação

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Profa Alessandra Smaniotto
QMC 5325 - Química Analítica
Curso de Graduação em Farmácia
Turmas 02102A e 02102B
Capítulo 4
Equilíbrio de 
Precipitação
Introdução
� Os equilíbrios ácido - base são 
exemplos de equilíbrio homogêneo
(ocorrem numa única fase). 
� O equilíbrio de solubilidade é um 
exemplo de equilíbrio heterogêneo, 
que envolve a dissolução e 
precipitação de sais pouco solúveis.
� A uma dada temperatura, existe uma quantidade 
limite de uma dada substância que se consegue 
dissolver em um determinado volume de solvente: 
solubilidade dessa substância nesse solvente;
� A solubilidade é representada por S; 
� Por exemplo, à temperatura de 25 °C, é possível 
dissolver cerca de 36 gramas de cloreto de sódio em 
100 mL de água, sendo, portanto é 36 g/100 mL a 
solubilidade do cloreto de sódio em água.
Solubilidade
� Saturada: contém a máxima quantidade de soluto 
dissolvido em um dado volume de solvente a uma dada 
temperatura.
Ex: açúcar possui solubilidade de 200g /100 mL ( 20°C ).
CaSO4 possui solubilidade de 0,2 g /100 mL ( 20°C ).
� Insaturada: contém uma quantidade de soluto dissolvido 
inferior à solubilidade possível a uma dada temperatura.
Classificação de soluções quanto à
solubilidade do soluto no solvente
Supersaturada: contém mais soluto dissolvido e tende a 
precipitar parte do soluto, formando uma solução 
saturada com corpo de fundo.
Exemplo:
� Considerando uma solução saturada de cloreto de prata, AgCl, 
se continuarmos a adicionar AgCl verificamos que há formação 
de precipitado, e passamos a ter uma solução heterogênea 
com uma fase líquida e uma fase sólida. 
� Nestas condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases, 
designado por equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que, 
neste caso, pode ser representado por:
AgCl (s) ↔↔↔↔ AgCl (aq)
�
Equilíbrio de solubilidade
AgCl(s) ⇔ Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ex: na solução de AgCl ocorrem os seguintes equilíbrios:
AgCl (s)↔↔↔↔ AgCl (aq) ↔↔↔↔ Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Ks Kd
� O momento em que a velocidade de dissolução iguala-se à
velocidade de precipitação, corresponde ao instante em 
que se estabelece o equilíbrio de solubilidade;
�Equilíbrio de solubilidade: equilíbrio entre um 
eletrólito pouco solúvel e os íons que este eletrólito libera 
em solução. 
MA(s)
MA(aq)
MA(aq)M+
M+M
+
M+
M+
A-
A-
A-A-
A-
MA(s) ↔ MA(aq) ↔ M+ + A-
S0S = + [M+]
S0 = solubilidade intrínseca 
ou molecular: corresponde à
dissolução da forma neutra do sal
Obs: os haletos de prata agem como 
eletrólitos fracos, dissociando-se apenas 
parcialmente em água.
Solubilidade molar (mol/L): é o número de moles de soluto 
dissolvidos em 1 L de uma solução saturada.
Solubilidade (g/L): é o número de gramas de soluto dissolvidos 
em 1 L de uma solução saturada
� No entanto, a maioria dos sais pouco solúveis encontra-se 
totalmente dissociado em soluções aquosas saturadas;
� Exemplo: 
Ba(IO3)2(s) = Ba
2+
(aq) + 2IO3
-
[ ] 2 23 2 3Ba(IO ) ( ) [Ba ][IO ]psK s K + −= =
[ ]
2 2
3
3 2
[Ba ][IO ]
Ba(IO ) ( )K s
+ −
=
� Quando dizemos que um sal pouco solúvel está
completamente dissociado, não significa que todo o sal 
se dissolve;
� Ao contrário, a pequena quantidade que realmente 
solubiliza dissocia-se totalmente.
MA(s)
MA(aq)
MA(aq)M+
M+M
+
M+
M+
A-
A-
A-A-
A-
MAMA(s)(s) ↔↔ MM++(aq)(aq) + A+ A--(aq)(aq)
)(sMA
AM
a
aa
Keq −+
×
=
][
]][[
sMA
AMKeq
−+
=
Constante do produto de solubilidade 
Kps
Exemplo:
Obs: Ba(IO3)2(s) → estado padrão → a=1
�O equilíbrio independe da quantidade de sólido em contato 
com a solução.
�Quando o eletrólito é pouco solúvel e a força iônica é baixa: 
Kps = [Ba
2+][IO3
-]2
)()( 23
3
2
sIOBa
IOBa
a
aa
Keq
−+ ×
= Kps= aBa2+ aIO3-
Ba(IO3)2(s) = Ba
2+
(aq) + 2IO3
-
Princípio do produto de solubilidade
“Em uma solução saturada de um eletrólito pouco 
solúvel, o produto das concentrações molares dos íons 
(mol L-1), elevadas a potências apropriadas é constante,
para uma dada temperatura, independentemente de 
outros eletrólitos presentes na solução”. (Nernst 1889)
Ex.: AgCl
� S representa a solubilidade (em molL-1) do AgCl em água;
1AgCl(s) ↔ 1Ag+ + 1Cl-
� Como um mol de Ag+ é formado para cada mol de AgCl, a S
do AgCl = [Ag+] e sei que [Ag+] = [Cl-]:
Kps = [Ag+][Cl-] 
Kps = S S
Kps = S2 
KpsS =
�Em geral, para sais moderadamente solúveis:
)yx(
yx
ps
yx
K
S +=
Ex: CaF2↔ Ca2+ + 2F-
Como um mol de Ca2+ é formado para cada mol de CaF2, 
a S do CaF2 = [Ca
2+] e [F-] = 2S.
Kps = [Ca2+]1 [F-]2
Kps = S1 (2S)2 = 4S3
Kps = 4S3
3
4
KpsS =
Relação entre Kps e solubilidade molar
� Define-se produto iônico a partir das concentrações iniciais:
Q= Ag+ 0 Cl
− 0
Produto iônico
�O Kps de um eletrólito pouco solúvel estabelece o critério para 
a formação de um precipitado;
�Se o produto das concentrações molares dos íons, com seus 
expoentes correspondentes (Q), é menor que Kps a solução não 
está saturada, ou seja, não haverá formação de precipitado. 
Q < Kps Solução insaturada Não precipita
Q = Kps Solução saturada Não precipita
Q > Kps Solução supersaturada Formação de precipitado
Kps e formação de precipitado
Há precipitação do soluto quando o valor de Kps é ultrapassado.
Fatores que afetam a solubilidade
Temperatura
O grau de dissociação de um sal solúvel aumentará com o 
aumento da temperatura, em geral, e a solubilidade molar 
aumentará.
Natureza do solvente
� A natureza polar da molécula de água exerce efeitos de 
solvatação sobre ânions e cátions do soluto, formando íons 
hidratados;
� Esta força de atração supera as forças que mantêm cátions e 
ânions na estrutura cristalina do sal;
� Solventes orgânicos não apresentam estas forças de atração 
iônicas da mesma forma que a água, então muitos sais 
inorgânicos são pouco solúveis nesses solventes.
pH
� A solubilidade de quase qualquer composto iônico é
alterada, se a solução for suficientemente ácida ou alcalina;
� A solubilidade de precipitados contendo um ânion com 
propriedades básicas ou um cátion com propriedades ácidas ou 
ambos depende do pH;
� Os precipitados que contêm ânions do tipo base conjugada 
de um ácido fraco são mais solúveis em pH mais baixo;
� A solubilidade dos sais de metais também é afetada pela 
presença de certas bases de Lewis que reagem com os íons 
metálicos e formam íons complexos estáveis.
Íon comum
�O efeito do íon comum é uma consequência da Lei das 
Ação das Massas descrita no princípio de Le Chatelier;
�O efeito do íon comum é responsável pela redução da 
solubilidade de um precipitado iônico quando um composto 
solúvel contendo um dos íons do precipitado é adicionada à
solução que está em equilíbrio com o precipitado.
AgCl (s)NaCl (aq) NaCl (aq) + AgCl (s)
=+
Exemplo: a solubilidade do AgCl em solução 1,0 10-3 mol L-1
em Cl- é cerca de 100 vezes menor que em H2O.
Efeito do íon estranho
�Medidas de solubilidade de diferentes eletrólitos 
pouco solúveis indicam que a solubilidade em solução 
salina é maior do que em água.
Exemplo:
AgCl e BaSO4 são mais solúveis em solução de KNO3 do 
que em água.
Separação de íons