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Equilíbrio de solubilidade de Sais 1. Objetivos1. Objetivos � Definir e calcular solubilidade. � Rever os conceitos de solução saturada, insaturada e supersaturada. � Definir e calcular a constante de equilíbrio de� Definir e calcular a constante de equilíbrio de produto de solubilidade (KPs ). � Estudar as relações entre Kps e Qps. � Prever se ao misturar soluções aquosas de dois compostos iônicos haverá precipitação. � Estudar os fatores que afetam a solubilidade. 2. Solubilidade2. Solubilidade 2.1. Definições � É a propriedade de uma substância se dissolver em outra. � A solubilidade (s) é medida pela quantidade máxima de soluto que se dissolve em uma determinada quantidade de solvente produzindo 30g KCl – 100g H2O Agitar com uma colher a) Solução insaturada quantidade de solvente produzindo uma solução saturada, a uma dada temperatura. 50g KCl– 100g H2O KCl não dissolvido 16 g Agitar com uma colher c) Solução supersaturada 40g KCl – 100g H2O KCl não dissolvido 6 g Agitar com uma colher b) Solução saturada 2.2. Classificação de soluções2.2. Classificação de soluções I) Saturada � Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido em um dado volume de solvente a uma dada temperatura. I) Insaturada Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido� Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido inferior a solubilidade possível a uma dada temperatura. I) Supersaturada � Contém mais soluto dissolvido e tende a precipitar parte do soluto, formando uma solução saturada. 2.3. Solubilidade e equilíbrio de solubilidade2.3. Solubilidade e equilíbrio de solubilidade KCl 34 g 2.3.1. Equilíbrio de solubilidade � É o equilíbrio entre um eletrólito pouco solúvel e os íons que este eletrólito libera em solução. Solução saturada Corpo de fundo KCl(s) K+(aq) + Cl- (aq) 3. Constante do Produto de Solubilidade, 3. Constante do Produto de Solubilidade, KKpsps 3.1. Definição � É o nome dado à constante de equilíbrio que reflete a solubilidade de um composto. Sólido iônico solução saturada. BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kps = [Ba2+] . [SO42-] = s . s Kps = s2 Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(aq) + 2PO43-(aq) Kps = [Ca2+]3 . [PO43-]2 = (3s)3 . (2s)2 Kps = 108s5 o equilíbrio independe da quantidade de sólido em contato com a solução. 3.2. Principio do produto de solubilidade3.2. Principio do produto de solubilidade � “Em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, o produto das concentrações molares dos íons (mol/L), elevadas a potencias apropriadas é constante, para uma dada temperatura, independentemente de outros eletrólitos presentes na solução”. (Nernst, 1889) 4. Produto de solubilidade e solubilidade4. Produto de solubilidade e solubilidade 1º Exemplo: 1AgCl(s)↔↔↔↔ 1Ag+(aq) + 1Cl- (aq) ⇒ ⇒ ⇒ (1) mol de Ag+ é formado para cada mol de AgCl. Portanto, a solubilidade (s) do AgCl = [Ag+]. Sendo que a da [Ag+] = [Cl-]: )yx( yx ps yx K S += Sendo que a da [Ag+] = [Cl-]: Kps = [Ag+].[Cl-] ⇒ Kps = s . s⇒ Kps = s2 KpsS = CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F- (aq) ⇓ ⇓ ⇓ 1 mol 1 mol 2 moles A solubilidade do CaF2 = [Ca2+] e [F-]=2s 2º Exemplo2º Exemplo Kps = [Ca2+]2 . [F-] Kps = 1S1 . (2S)2⇒ 1S1 . 4s2 Kps = 4S3 S =√√√√Kps / 4 2 )yx( yx ps yx K S += 3 Exercício 1. A solubilidade molar do Ag2SO4 é de 1,5.10-2 mol.L-1. Calcular seu Kps. Ag2SO4(s) 2Ag+(aq) + SO42- (aq) ⇓ ⇓ ⇓ 4.1. Exercícios: Cálculos de 4.1. Exercícios: Cálculos de KKpsps a partir da a partir da SolubilidadeSolubilidade Kps = [Ag]2 . [SO42-] [Ag+] = 2 . (1,5.10-2) = 3,0.10-2M [SO42-] = 1 . 1,5.10-2M Kps = [Ag+]2 . [SO4-2]⇒ Kps = [3,0.10-2]2 . [1,5.10-2] Kps = (9,0.10-4 ) . (1,5.10-2 ) = 13,5 x 10-6 ou Kps = 1,35 . 10-5 1 mol 2 mols Ag+ + 1 mol SO42- Exercício 2. Determinou-se experimentalmente que a solubilidade do AgCl a 25oC é de 1,9.10-4 g por 100mL. Calcule o seu Kps? PM = 143,32g.mol-1 4.1. Exercícios: Cálculos de 4.1. Exercícios: Cálculos de KKpsps a partir da a partir da SolubilidadeSolubilidade AgCl(s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) ⇓ ⇓ ⇓ 1 mol 1mol 1mol Kps = [Ag+] . [Cl-] a) Calcular a molaridade da solução de AgCl s = 1,9.10-4g em 100mL, ou seja, s= 1,9.10-3g.L-1 M = massa em gramas / (PM . V) M = 1,9.10-3 / (143,32 . 1) = 1,32.10-5mol.L-1 4.1. Exercícios: Cálculos de 4.1. Exercícios: Cálculos de KKpsps a partir da a partir da SolubilidadeSolubilidade M = 1,9.10-3 / (143,32 . 1) = 1,32.10-5mol.L-1 b) Calcular Kps [Ag+] =[Cl-] = 1,32.10-5mol.L-1 Kps = [Ag+] . [Cl-] Kps = (1,32.10-5mol.L-5) . (1,32.10-5mol.L) = 1,74 . 10-10 Produtos de solubilidade, solução aquosa, 25ºC Nome do composto Fórmula do composto Kps Cloreto de chumbo PbCl2 2,4.10-4 Carbonato de bário BaCO3 8,1.10-9 4.2. Valores de 4.2. Valores de KKpsps de alguns saisde alguns sais Carbonato de cálcio CaCO3 4,8.10-9 Cloreto de prata AgCl 1,7.10-10 Cloreto de mercúrio I Hg2Cl2 3,5.10-18 Hidróxido de alumínio Al(OH)3 8,5.10-23 Hidróxido de ferro Fe(OH)3 3,8.10-38 Sulfeto de cobre (II) CuS 1,0.10-44 Sulfeto de mercúrio HgS 4,0.10-54 � Kps de um eletrólito pouco solúvel estabelece o critério para a formação de um precipitado. Se: 5. 5. KKpsps e formação de precipitadoe formação de precipitado Se: [Ba2+] . [SO42-] < Kps ⇒ solução insaturada [Ba2+] . [SO42-] = Kps ⇒ solução saturada [Ba2+] . [SO42-] > Kps⇒ solução supersaturada Exercício 3. 10mL de AgNO3 0,2M é adicionado a 10mL de NaCl 0,010M. Ocorrerá formação de precipitado? (Kps = 1,7 .10-10) . 6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 AgCl Ag+ + Cl- Kps = [Ag+] . [Cl-] a) Calcular a molaridade (M) da solução diluída VM = V´M´⇒ M = V´M´/ V [Ag+] = 0,010 . 0,2 / 0,020 = 0,1 M [Cl-] = 0,010 . 0,010 / 0,020 = 5.10-3M 6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação:6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação: Exercício 3Exercício 3 [Cl ] = 0,010 . 0,010 / 0,020 = 5.10 M b) Calcular o quociente da reação (Q) Qps = [Ag+] . [Cl-] Qps = [0,1] . [5.10-3] Qps = 5,0 10-4 Qps (5.10-4) > Kps (1,8.10-10) � Se Qps = Kps⇒ a solução é saturada. � Se Qps < Kps ⇒ solução é insaturada. 6. 1. Considerações sobre as relações entre 6. 1. Considerações sobre as relações entre KKpsps e e QQpsps � Se Qps > Kps⇒ a solução é supersaturada. Exercício 4. Misturam-se 200 mL de BaCl2 0,004M com 600mL de K2SO4 0,0080M. Haverá formação de precipitado? Kps BaSO4 = 1,1 x 10-10 . 6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação:6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação: BaCl2 + K2SO4 BaSO4 + 2KCl BaSO4 Ba2+ + SO42- Kps = [Ba2+] . [SO42-] Ba2+ SO42- VM = V’M’ 200 . 0,004 = 800 x M’ 200 . 0,004 / 800 = M’ VM = V’M’ 600 . 0,008 = 800 x M’ 600 . 0,008 / 800 = M’ 6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação:6. Produto de solubilidade e o Quociente da reação: Exercício 4Exercício 4 M’ = 0,001 M M’ = 0,006 M Qps = [Ba2+] . [SO42-] Qps = (0,001) . (0,006) Qps = (6,0.10-6) Qps (6,0.10-6) > Kps (1,1 x 10-10) ⇓ Ocorrerá precipitação 7. Reações de precipitação � 7.1. Reações de precipitação São reações de troca em que um dos produtos formado é um composto insolúvel em água, como por exemplo o CaCO3. � É uma substância (sal) que se separa da solução na forma de uma fase sólida, o precipitado pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou centrifugação. 7.2. Definição de Precipitado7.2. Definição de Precipitado solução por filtração ou centrifugação. I)I) PressãoPressão:: NãoNão exerceexerce efeitoefeito significativosignificativo..II) Temperatura: O grau de dissociação de um sal solúvel aumenta com o aumento da temperatura, em geral. Assim, a solubilidade molar aumentará. 8. Fatores que afetam a solubilidade8. Fatores que afetam a solubilidade em geral. Assim, a solubilidade molar aumentará. II.1. Variação do coeficiente de solubilidade II.1. Variação do coeficiente de solubilidade com a variação de temperaturacom a variação de temperatura � na temperatura de 50 °C, a quantidade máxima de KNO3 que se dissolve em 100 g de água são 80 g. A solução em questão é saturada. �para obtermos uma solução saturada KNO3 a 40 °C, basta dissolver 60 g de KNO3 em 100 g de água. II) Efeito da natureza do solventeII) Efeito da 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 eatração 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. IV) Efeito do pHIV) Efeito do pH �A solubilidade de precipitados contendo um ânion com propriedades básicas ou um cátion com propriedades ácidas ou ambos depende do pH. CaF2(s) ↔↔↔↔ Ca2+(aq)↔↔↔↔ + 2F-(aq) F-(aq) + H + (aq)↔↔↔↔ HF(aq) CaF2(aq) + 2 H+(aq)↔↔↔↔ Ca+(aq) + 2 HF(aq) V) Efeito do íon comumV) Efeito do íon comum � 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 compostoiônico quando um composto solúvel contendo um dos íons do precipitado é adicionada à solução que está em equilíbrio com o precipitado. NaF ↔↔↔↔ Na+ + F- CaF2 ↔↔↔↔ Ca2+ + 2F-
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