Equilíbrio de Solubilidade

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Prof. Marcio Pozzobon Pedroso – DQI / UFLA - 2013 
Equilíbrio de 
solubilidade 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE LAVRAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
Prof. Marcio Pozzobon Pedroso 
1 
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Equilíbrio iônico heterogêneo entre uma fase sólida e os respectivos íons em uma 
solução saturada de um sólido pouco solúvel, ao qual pode ser aplicado a lei da 
ação das massas. Na QA, o equilíbrio para sais pouco solúveis merece maior 
atenção. 
A constante de equilíbrio para equilíbrios 
de solubilidade é denominada de produto 
de solubilidade, Ks (ou Kps). 
Ks = [M
y+]x [Ax-]y Fase 
sólida 
MxAy 
Íons em 
solução 
My+ e Ax- 
MxAy (s) xM
y+ + yAx- 
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
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Qual a importância do equilíbrio de solubilidade? 
Medicamentos 
Tratamento de resíduos de metais: 
Baia de Sepetiba – Projeto Ingá 
Química Analítica: 
gravimetria, volumetria 
de precipitação, 
eletrodos de referência 
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Regras de solubilidade 
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- Observe que, pela estequiometria, quando 1 unidade do sal MxAy dissolve, há a 
formação de “x” íons My+ e “y” íons Ax-. Assim, a concentração do cátion será x 
vezes maior que a solubilidade molar do sal ([My+] = x S) e a concentração do 
ânion será y vezes maior ([Ax-] = y S) 
[Ag+] = S 
[Cl-] = S 
AgCl Ag+ + Cl- 
Ag2CrO4 2Ag
+ + CrO4
2- 
[Ag+] = 2 S 
[CrO4
2-] = S 
Solubilidade molar (S): é a quantidade dissolvida de sal, expressa em mol, por 
litro de água; 
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Qual a informação obtida pelo valor do Ks? 
-Para sais com mesma estequiometria, quanto maior o valor de Ks maior será a 
solubilidade molar do sal em água; Ks AgCl = 1,8x10
-10; Ks AgBr = 5,0x10
-13; 
Ks = [Ag
+] [Cl-] = SxS Ks = [Ag
+] [Br-] = SxS 
S = (Ks)
1/2 S = (Ks)
1/2 
S = 1,35x10-5 S = 7,07x10-7 
AgCl é mais solúvel 
(maior Ks)
 
Ks = [Ag
+]2[CrO4
2-] 
-para sais com estequiometria diferente, não basta apenas comparar o Ks 
S = (Ks / 4)
1/3 = 
S = 1,3x10-4 Ks Ag2CrO4 = 8,8x10
-12 
Mesmo que o Ks do AgCl seja maior 
que o do Ag2CrO4 , a solubilidade 
molar do Ag2CrO4 é maior. 
3
12
4
108,8 x
Ks = [2S]
2[S] = 4S3 
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Relação entre Ks e solubilidade molar para diferentes fórmulas 
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Cálculos envolvendo Ks e solubilidade 
Ex.: A solubilidade do AgCl (143,32 g mol-1) a 25 ºC é 0,000194 g por 100 mL. 
Qual a solubilildade molar e o ks ? (R. S=1,34x10
-5; ks=1,8x10
-10) 
Ex.: Qual a solubilidade molar e em g L-1 para o Ba(IO3)2 (487,1 g mol
-1; Ks = 
1,25x10-9)? (R. 6,8x10-4; 0,331 g L-1) 
Ex.: Qual espécie mais solúvel: Ag2S (Ks=6,3x10
-58) ou Bi2S3 (Ks=1,0x10
-97)? (R. 
Ag2S = 5,4x10
-20 ; 1,6x10-20 = Bi2S3) 
Ex.: Qual a concentração de Ba2+, em mg L-1, em uma solução saturada de 
Ba3(PO4)2 (Ks=3,4x10
-23 / Ba = 137,33 g mol-1)? (R. 5,14 mg L-1) 
Ex.: Os resíduos de As2S3 de uma indústria foram despejados em uma lagoa. 
Sabendo que o limite permitido para As para a criação de peixes é de 0,17 mg L-1 , 
pode-se criar peixes nessa lagoa? (Ks=1,0x10
-16 / As = 74,92 g mol-1) (R. Não, 
[As3+] = 37 mg L-1) 
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- O Ks permite prever se ocorrerá a precipitação quando soluções contendo o 
cátion e o ânion forem misturadas; 
 
- A precipitação só ocorrerá se Q (quociente da reação) for maior que Ks 
Prevendo a precipitação 
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Ex.: 1x10-4 mols de KCl são dissolvidos em 100 mL de uma solução de AgNO3 
1x10-7 mol L-1.Ocorrerá a precipitação do AgCl? (kps = 1,8 x 10
-10) 
R: primeiro deve-se calcular a 
concentração de Cl-. Pela 
estequiometria do KCl verifica-se que 
1 mol de KCl origina 1 mol de Cl-. Como Q < K, a concentração 
das espécies não excede o 
limite imposto por Ks e, 
portanto, não haverá 
precipitação. 
1x10-4 mol -------- 100 mL 
 x ----- 1000 mL 
 x =1x10-3 mol Cl-; [Cl-] = 1x10-3 
Q = [Ag
+][Cl-] 
Q = (1x10
-7)x(1x10-3) = 1x10-10 
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Ex.: 50 mL de solução de KCl 2x10-3 mol L-1 são misturados a 50 mL de uma 
solução de AgNO3 5x10
-6 mol L-1. Ocorrerá a precipitação? (kps = 1,8 x 10
-10) 
5x10-6 mol Ag+ ----1000 mL 
 x ----- 50 mL 
 x =2,5x10-7 mol Ag+ 
Ao misturar as soluções, ocorrerá uma diluição de uma na outra. 1º) calcula-se 
as novas concentrações de Ag+ e de Cl-. 2º) calcula-se Q . 3º) comparar Q e K. 
[AgNO3] = [Ag
+] 
2,5x10-7 mol Ag+ ----100 mL 
 x ----- 1000 mL 
 x = 2,5x10-6 mol Ag+; 
[Ag+] = 2,5x10-6 
Após mistura, V = 100 mL 
2x10-3 mol Cl- ----1000 mL 
 x ----- 50 mL 
 x =1x10-4 mol Cl- 
[KCl] = [Cl-] 
1x10-4 mol Cl- ----100 mL 
 x ----- 1000 mL 
 x = 1x10-3 mol Cl-; 
[Cl-] = 1x10-3 
Após mistura, V = 100 mL 
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Q = [Ag
+][Cl-] 
Q = (2,5x10
-6)x(1x10-3) 
Como Q > K, a concentração das 
espécies excede o limite imposto por Ks 
e, portanto, parte desses íons irá 
precipitar até que a [Ag+] e de [Cl-] 
satisfaçam Ks. Q = 2,5x10
-9 
Ex.: 50 mL de solução de BaCl2 4x10
-4 mol L-1 são misturados a 200 mL de uma 
solução de Na2SO4 1x10
-5 mol L-1. Ocorrerá a precipitação? (kps = 1,1 x 10
-10). (R. 
Sim, Q = 6,4x10-10) 
Ex.: Na análise de um resíduo, um aluno goteja 1 mL de HCl 3 mol L-1 sobre 10 
mL de uma solução que supostamente contém íons Pb2+. Qual a concentração 
mínima de Pb2+ na solução para que algum precipitado seja observado? (kps = 
1,75 x 10-5). (R. 2,35x10-4 mol L-1. Perceba que é possível que tenha Pb na 
solução em concentrações menores que o calculado) 
Ex.: EXERCÍCIO 7.8 Hage e Carr. 
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- A solubilidade da espécie é influenciada, principalmente, por: 
- temperatura: em geral, 
solubilidade aumenta com o 
aumento da temperatura 
(quando a dissolução for um 
processo endotérmico); 
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- Força iônica (eletrólito inerte): em geral, a solubilidade de um sal aumenta 
na presença de um eletrólito distinto aos íons do sal pouco solúvel. A 
presença de um eletrólito inerte aumenta a força iônica da solução, 
diminuindo o coeficiente de atividade dos íons (f ), o que levará a um 
aumento de [My+] e [Ax-] para manter Ks constante. 
- Íon comum: a adição de um íon comum ao equilíbrio de solubilidade 
reprime a dissolução do sal e, por consequência, a solubilidade será menor 
que em água pura. 
- solvente: a separação dos íons é favorecida em solventes com elevada 
constante dielétrica; assim, a solubilidade é reduzida em solventes mais 
apolares que a água; 
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EFEITO DO ÍON COMUM NA PRECIPITAÇÃO 
O que ocorre quando BaSO4 é dissolvido em uma solução de BaCl2 0,01 mol L
-1? 
BaSO4 Ba
2+ + SO4
2- 
Quando dissolvido em água pura, a solubilidade molar do BaSO4 é 1,0x10
-5 mol L-
1, uma vez que [Ba2+] = [SO4
2-] = S 
BaCl2 Ba
2+ + 2Cl- 
Ks = [Ba
2+] [SO4
2-] 
Em uma solução de BaCl2, a concentração de Ba
2+ depende de duas fontes 
distintas: a dissolução do BaCl2 (solúvel) e a dissoluçãodo BaSO4 (pouco solúvel). 
Através do balanço de massa para Ba2+ temos: 
[Ba2+] = 0,01 + S 
[SO4
2-] = S 
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Como a [Ba2+] nessa solução é maior que em água pura, para não violar o Ks, o a 
[SO4
2-] deve ser menor nessa solução que em água! Como [SO4
2-] = S, logo a 
solubilidade molar também será menor na presença de um íon comum. 
Análise qualitativa: a solubilidade do sal será menor na presença de um íon comum 
Quão menor é a solubilidade do BaSO4 na solução de BaCl2 0,01 mol L
-1? 
[Ba2+] = 0,01 + S 
[SO4
2-] = S 
[0,01] [S] = 1,1x10-10 
Em água pura, S=1x10-5 ; na presença do íon 
comum, S deve ser menor que isso. Como 0,01 
é muito maior que S, podemos desprezar S no 
BM e dizer que [Ba2+] ≈ 0,0,1 
[S] = 1,1x10-8 
Ks = [Ba
2+] [SO4
2-] = 1,1x10-10 
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Análise quantitativa: a solubilidade do sal será 1000 vezes menor na presença de 
BaCl2 0,01 mol L
-1 que em água. Observe que a aproximação no BM foi válida, pois 
0,01 » 1,1x10-8 
CUIDADO: quando a concentração do íon comum for próxima da solubilidade 
para a água, a aproximação pode não ser aplicável. 
Ex.: Qual a solubilidade do PbSO4 (Ks=2,2x10
-8) em uma solução de Pb(NO3)2 
0,05 mol L-1 (R. = 4,4x10-7) 
Ex.: Qual a solubilidade do MgF2 (Ks=7,0x10
-9) em uma solução de KF 0,1 mol L-1 
(R. = 7x10-7) 
Ex.: Qual a solubilidade do Ba(IO3)2 (Ks=1,25x10
-9) em uma solução de KIO3 
a) 0,1 mol L-1 (R. = 1,25x10-5) 
b) 0,001 mol L-1 (EQ. KUBICA) 
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PRECIPITAÇÃO QUANTITATIVA DE UM ÍON 
Em uma análise quantitativa, considera-se que um íon foi precipitado por 
completo quando 99,9% da quantidade original do íon estiver na forma 
precipitada. Ou seja, a concentração final do íon deve ser 1000 vezes menor que 
a concentração original. 
Ex.: AgNO3 sólido é adicionado em uma solução de HCl 1x10
-4 mol L-1 até que a 
concentração de AgNO3 seja 0,01 mol L
-1. Nessa situação, haverá a precipitação 
de AgCl (kps = 1,8 x 10
-10) ? Em caso positivo, verifique se a precipitação é 
quantitativa. 
Q = [Ag
+][Cl-] 
Q = 0,01 x (1x10-4) 
Q = 1x10-6 
Como Q > K: haverá ppt 
Para [Ag+] = 0,01, a [Cl-] que 
permanece em solução será: 
Ks = 0,01 x [Cl-]
 
[Cl-] = 1,8x10-8 
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Ex.: Uma solução apresenta [F-] de 2,6x10-2 mol L-1. Qual a concentração mínima 
de Ca2+ necessária para iniciar a precipitação do fluoreto de cálcio? (ks = 3,9 x 
10-11) (R. A [Ca2+] deve ser 5,76x10-8) 
1x10-4 mol L-1 -------- 100% 
x = 0,018% 
1,8x10-8 -------- x 
99,982% ppt e 0,018% do 
Cl- continua solúvel 
Ex.: Uma solução apresenta [F-] de 2,6x10-2 mol L-1. Se Ca(NO3)2 for adicionado 
até atingir a [Ca2+] = 0,01 mol L-1 , pode-se afirmar que a precipitação é 
quantitativa? (R. Não, restará 0,76% de F- solúvel) 
Observe que a precipitação do fluoreto de cálcio inicia apenas quando [Ca2+] > 
5,76x10-8 e finaliza (quantitativa) quando [Ca2+] > 0,0576. 
Ex.: Para a solução de F- do exercício anterior, qual a concentração de [Ca2+] 
necessária para a precipitação quantitativa do fluoreto de cálcio? Lembrar que a 
[F-] deve ser 0,1% da concentração inicial para que a precipitação seja 
quantitativa (R. [Ca2+] = 0,0577) 
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SEPARAÇÃO DE ÍONS POR PRECIPITAÇÃO 
Para que dois íons em solução sejam separados, um dos íons deve precipitar 
quantitativamente antes que se inicie a precipitação do outro íon. 
 
Um exemplo é a separação de íons Mn2+ e Zn2+ pela precipitação na forma de 
sulfetos (S2-): kps ZnS= 1,0 x 10
-23 , Kps MnS= 2,5 x 10
-13 
 
- adiciona-se o reagente até iniciar a precipitação do sulfeto mais insolúvel (ZnS); 
 
- continua-se adicionando S2- até a precipitação quantitativa do ZnS; 
 
- é necessário que todo o íon Mn2+ permaneça em solução para que ocorra a 
separação (isso é possível porque a concentração de S2- na qual ocorre a 
precipitação quantitativa do ZnS ainda não é suficiente para iniciar a precipitação 
do MnS); 
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ZnS Zn2+ + S2- 
Kps = [Zn
2+][S2-] 
1 x 10-23 = 0,01 x [S
2-] 
[S2-] = 1 x10-21 
para o cálculo completo deve-se calcular a concentração de S2- necessária para 
iniciar e para finalizar a precipitação dos dois sulfetos 
Exercício: É possível separar quantitativamente íons Mn2+ de Zn2+ através 
de precipitação com S2-, ambos em concentração 0,01 mol L-1? (kps MnS= 
2,5 x 10-13 ; kps ZnS= 1 x 10-23) 
1º) calcula-se a concentração de S2- para iniciar a precipitação dos sulfetos 
MnS Mn2+ + S2- 
Kps = [Mn
2+][S2-] 
2,5 x 10-13 = 0,01 x [S
2-] 
[S2-] = 2,5 x10-11 
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ZnS Zn2+ + S2- 
Kps = [Zn
2+][S2-] 
1 x 10-23 = 1x10
-5 x [S2-] 
[S2-] = 1 x10-18 
2º) calcula-se a concentração de S2- para finalizar a precipitação dos sulfetos, 
lembrando que 99,9% do íon deve estar precipitado e apenas 0,1% deve 
permanecer em solução 
MnS Mn2+ + S2- 
Kps = [Mn
2+][S2-] 
2,5 x 10-13 = 1x10
-5 x [S2-] 
[S2-] = 2,5 x10-8 
0,01 mol L-1 -------- 100% 
x = 1x10-5 mol L-1 
 x -------- 0,1% 
A precipitação dos íons Mn2+ e Zn2+ só finaliza 
quando a concentração desses íons for menor 
que 1x10-5 mol L-1 (0,1% do valor inicial) 
A separação dos íons é possível? 
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23 
1x10-18 < [S2-] < 2,5x10-11 
Abaixo a ppt do ZnS não é completa 
Acima o MnS inicia a ppt e há mistura de ppt 
[S2-] = 1 x10-21 Inicia a ppt do ZnS (Mn2+ em solução) 
[S2-] = 1 x10-18 Finaliza a ppt do ZnS (Mn2+ em solução) 
[S2-] = 2,5 x10-11 
Inicia a ppt do MnS (Zn2+ já foi ppt e 
removido por filtração) 
[S2-] = 2,5 x10-8 
Finaliza a ppt do MnS (Zn2+ já foi ppt e 
removido por filtração) 
A separação dos íons é possível? 
Qual a faixa de concentração de S2- em que a separação dos íons é possível? 
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24 
Ex.: Uma solução contém os íon Cl-, Br- e I-, todos na concentração de 0,001 mol 
L-1. (ks AgCl= 1,8 x 10
-10, ks AgBr= 3,9 x 10
-13; ks AgI= 8,3 x 10
-17) 
a) Calcule a [Ag+] para iniciar a ppt de cada haleto. Qual a ordem de ppt? (R. 1º 
I 8,5x10-14; 2º Br 5x10-10; 3º Cl 1,6x10-7) 
b) Calcule se I- foi precipitado quantitativamente quando iniciar a ppt de Br-? (R. 
Sim, restará 0,017% de I-) 
c) Calcule a % de I- que permanece em solução quando iniciar a ppt de Cl-? (R. 
Sim, restará 0,000053% de I-) 
d) Calcule se Br- foi precipitado quantitativamente quando iniciar a ppt de Cl-? (R. 
Não, restará 0,31% de Br-) 
Observe que para verificar se a separação é possível basta calcular duas 
concentrações: 
1) concentração de S2- para finalizar a precipitação da espécie mais insolúvel 
2) concentração de S2- para iniciar a precipitação da espécie mais solúvel 
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EFEITO DO pH DA SOLUÇÃO NA PRECIPITAÇÃO 
CASO 1: HIDRÓXIDOS METÁLICOS - A precipitação só iniciará se a [OH-] 
for um pouco maior do que o necessário para iniciar a precipitação; ou 
seja, a precipitação depende do pH da solução. 
Ex.: Qual o pH para início da precipitação para o Mg(OH)2 em uma 
solução com [Mg2+] = 0,01 mol L-1? (kps = 6,0 x 10
-10) 
Mg(OH)2 Mg
2+ + 2OH- 
H2O H
+ + OH- 
Kps = [Mg
2+][OH-]2 
6 x 10-10 = 0,01 x [OH
-]2 
[OH-] = 2,5x10-4 
pOH = 3,6 
pH = 10,4 
(pH mínimo para início da ppt)Prof. Marcio Pozzobon Pedroso – DQI / UFLA - 2013 
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Ex.: Qual o pH para precipitação completa (99,9%) do Mg(OH)2 em uma 
solução com [Mg2+] = 0,01 mol L-1? (kps = 6,0 x 10
-10) 
[Mg2+] quando 99,9% ppt como Mg(OH)2
 
0,01 mol L-1 -------- 100% 
x = 1,0 x10-5 mol L-1 
(99,9% ppt e 0,1% continua solúvel) x ---------------- 0,1% 
Kps = [Mg
2+][OH-]2 
6 x 10-10 = 1x10
-5 x [OH-]2 
[OH-] = 7,75 x 10-3 
pOH = 2,11 
pH = 11,9 
(pH mínimo para ppt 99,9% do Mg2+) 
10,4 < pH < 11,9 
abaixo de pH 10,4 não há ppt 
acima de pH 11,9 “todo” Mg2+ está na forma de ppt 
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Exercício: Qual o pH para início e fim (99,9%) da precipitação do Fe(OH)3 
em uma solução de FeCl3 0,01 mol L
-1? (kps = 3,8 x 10
-38) (R: 2,19; 3,19) 
Exercício: O Fe3+ e o Mg2+ podem ser separados quantitativamente como 
hidróxidos a partir de uma solução 0,10 mol L–1 de cada cátion? Se a 
separação for possível, que faixa de concentração de OH– seria permitida? 
As constantes do produto de solubilidade para os dois precipitados são: 
Falar do caso da UFRJ – Rejeitos Baia de Ingá 
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CASO 2: SAIS POUCO SOLÚVEIS DERIVADOS DE ÁCIDOS FRACOS – A 
precipitação desse tipo de sal (CuS, AgAc, CaOx, BaCO3...) depende da 
concentração do ânion em questão, que depende diretamente do pH 
CaOx (s) Ca2+ + Ox2- 
Ox2- + H+ HOx- 
HOx- + H+ H2Ox 
- Antes de qualquer cálculo, é possível prever como o pH influencia na 
precipitação dessas espécies. Tomemos o oxalato de cálcio como 
exemplo: 
Para menores valores de pH, os íons H+ se associam com Ox2- livre (do 
ppt), diminuindo ainda mais a concentração de Ox2- em solução e, por 
consequência, aumentando a solubilidade do ppt 
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Ex.: Qual o menor pH para iniciar a precipitação do ZnS em uma solução 
com [Zn2+] = 0,01 mol L-1 e em uma solução saturada de H2S (0,1 mol L
-
1)? (kps = 1,0 x 10
-23) 
ZnS Zn2+ + S2- 
Kps = [Zn
2+][S2-] 
1 x 10-23 = 0,01 x [S
2-] 
[S2-] = 1 x10-21 
H2S 
 HS- + H+ 
HS- S2- + H+ 
Qual o valor de pH em que a [S2-] seja 1x10-21? 
Considerando que o ácido é fraco, pode-se aproximar que ele está todo 
associado e que [H2S] = 0,1 (para H2S, isso não é válido acima de pH 8) 
Observe que S2- depende do pH 
Ka1
 = 9,1 x10-8 
Ka2 = 1,2 x10
-15 
H2S 
 S2- + 2H+ K = Ka1xKa2 = 1,1 x10
-22 
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30 
K = [H
+]2[S2-] 
1,1 x 10-22 = [H
+]2 1x10-21 
[H+] = 0,104 
Da reação global para H2S 
 
Geralmente, como a precipitação de sais pouco solúveis derivados de 
ácidos fracos alteram o pH da solução, é comum tamponar o meio no pH 
desejado 
[H2S]
 
Calculamos que deve ser 1 x 10-21 
Solução saturada + aproximação = 0,1 
K global = 1,1 x 10-22 
0,1 
pH = 0,98 
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Qual o pH para ppt completa do ZnS? (pH = 2,47) 
Qual o pH para início e ppt completa do MnS, kps=2,5x10
-13? (5,7 e 7,2) 
- Observando o pH, percebe-se que é possível separar quantitativamente 
o Zn2+ do Mn2+ através da precipitação dos mesmos na forma de sulfetos 
apenas pelo controle do pH da solução. Isso ocorre em função da grande 
diferença nos valores de Kps (2,5x10
-13 e 1x10-23). 
- Ao estabelecer cálculos semelhantes para outros sulfetos metálicos, 
podemos classificá-los em 2 grupos: 
Ag+, Pb2+, Hg2
2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+, Sn2+, As3+ e Sb3+ 
- Aqueles que ppt como sulfeto em qualquer valor de pH (pH < 1 ou até 
negativo) 
Fe3+, Fe2+, Ni2+,
 Co2+, Mn2+ e Zn2+ 
- Aqueles que ppt como sulfeto apenas em pH > 1 
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- Dentre esses metais, apenas Ag+, Pb2+ e Hg2
2+ ppt com íon Cl-. Assim, 
temos a separação em grupos da analítica qualitativa 
Ag+, Pb2+, Hg2
2+ 
- Grupo 1 ppt com Cl- (e ppt com S2- ou CO3
2-) 
Fe3+, Fe2+, Ni2+,
 Co2+, Mn2+ e Zn2+ 
Bi3+, Cu2+, Cd2+, Sn2+, As3+ e Sb3+ 
- Grupo 2 ppt com S2- em meio ácido (não ppt com Cl-, mas 
tambem ppt S2- em pH básico e ppt com CO3
2-) 
- Grupo 3 ppt com S2- em meio básico (não ppt com Cl- nem com 
S2- em pH ácido, mas ppt com CO3
2-) 
Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
- Grupo 4 ppt com CO3
2- (não ppt com Cl- nem com S2-) 
Na+, K+, Mg2+, Li+, H+ e NH4
+ 
- Grupo 5 (não ppt com Cl-, S2- nem com CO3
2-) 
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Exercício: É possível separar quantitativamente íons Mn2+ de Ni2+ com 
solução saturada de H2S, ambos em concentração 0,01 mol L
-1? (kps 
MnS= 2,5 x 10-13 ; kps NiS= 4 x 10-20) 
Exercício: Para uma solução contendo Ag+ 0,001 mol L-1; Ba2+ 10-5 mol L-1 
e Sr2+ 3,5x10-2 mol L-1. 
a) Qual a concentração de CO3
2- quando cada íon começa a ppt? 
b) Qual a concentração de CO3
2- quando finaliza cada ppt? 
c) É possível separar os 3 cátions?