Relatorio Quimica Analitica 6

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA-CCSST
CAMPUS II-IMPERATRIZ
DISCENTE: VINICIUS COSTA BARROS
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDADE
Relatório de aula prática do dia 03/05/2017
apresentada a disciplina de 
Química Analítica Qualitativa 
para obtenção 
de nota e aprendizagem 
Coordenador:
PROFESSOR LINDOMAR CORDEIRO ANTUNES DE ARAÚJO		
 IMPERATRIZ, MA
2017
RESUMO
Equilíbrio de solubilidade é um tipo de equilíbrio dinâmico. Existe quando um composto químico no estado sólido está em equilíbrio químico com uma solução desse composto. O sólido pode dissolver-se inalterado, por dissociação ou com reação química com outro constituinte do solvente, como um ácido ou um álcali.
Cada tipo de equilíbrio é caracterizado por uma constante de equilíbrio dependente da temperatura. Os equilíbrios de solubilidade são importantes cenários farmacêuticos, ambientais, entre outros. O equilíbrio de solubilidade é um exemplo de equilíbrio heterogêneo, que está relacionado com a dissolução e precipitação de substâncias pouco solúveis.
Nessa prática foi observado de forma experimental reações com íons Ag+ , com íons Cu2+ e o equilíbrio precipitação/solubilização de cloreto de bário, ou seja, o equilíbrio de precipitação e dissolução de compostos poucos solúveis.
Para as reações de íons Ag++, foi feita de forma experimental uma solução em um tubo de ensaio com nitrato de prata com cloreto de sódio, e logo após visto com se apresentou a solução, acrescentou-se hidróxido de amônio na solução e observado o que aconteceu.
Para as reações de Cu2+, de forma experimental, foi feita duas soluções, uma de sulfato de cobre com hidróxido de amônio e outra de sulfato de cobre com hidróxido de sódio e em ambas após serem visualizadas as reações, observou-se a ocorrência da solução em hidróxido de amônio em excesso.
Para o equilíbrio precipitação/solubilização de cloreto de bário, foi feitas soluções de cloreto de bário com, acido clorídrico, cloreto de sódio, cloreto de cálcio e cloreto de amônio, foi visualizado em quais formaram precipitados e acrescentado agua destilada em todos para teste da reversibilidade.
Logo de forma analítica, verificou-se o funcionamento do equilíbrio químico e solubilidade para sais insolúveis. 
INTRODUÇÃO
O equilíbrio entre um eletrólito pouco solúvel e os íons que este eletrólito libera em solução é chamado equilíbrio de solubilidade que se estabelece ao instante que o momento em que a velocidade de dissolução iguala-se à velocidade de precipitação (SMANIOTTO, 2013).
Equilíbrio de solubilidade: equilíbrio entre um eletrólito pouco solúvel e os íons que este eletrólito libera em solução (SMANIOTTO, 2013).
.
Ex: Na solução de AgCl ocorrem os seguintes equilíbrios:
 AgCl (s) ↔ AgCl (aq) ↔ Ag + (aq) + Cl -(aq)
 Ks Kd
Kps = Ks . Kd = [Ag+][Cl-]
Em que Kps, é a constante do produto de solubilidade. Se o produto das concentrações dos íons for menor que o Kps, a solução não está saturada, se o Kps for maior, a solução está supersaturada e a precipitação deve ocorrer para restabelecer as condições do equilíbrio. Logo, pode se usar a constante do produto de solubilidade como referência para saber se em soluções haverá ou não formação de precipitado (BICHINHO, 2010).
De forma genérica para equilibrio de solubilidade tem-se:
MA(s) ↔ MA(aq) ↔ M+ + A-
S = So + [M+] 
So -> Solubilidade intrínseca ou molecular
No entanto, a maioria dos sais pouco solúveis encontra-se essencial e totalmente dissociado em soluções aquosas saturadas. 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 (BICHINHO, 2010).
Dois tipos importantes de reações químicas em soluções aquosas são a de precipitação e a de complexação. Na reação de precipitação, o produto é geralmente um sal pouco solúvel; em uma reação de complexação, o produto é um íon complexo solúvel (RUSSEL, 1996).
Em relação à precipitação, quando um produto começa a exceder a solubilidade daquela substância, então qualquer quantidade a mais deste produto precipita na solução, desde que esta não fique supersaturada em condições para isto. Aqui, relembra-se do produto de solubilidade Kps o qual define esta “limitação” de solubilidade de uma substância e pelo qual pode-se inferir sobre precipitação antes mesmo de se experimentar uma reação. (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005)
Já ao tratar de complexação, refere-se à reação a qual ocorre dupla troca de íons, gerando um íon complexo como produto, este que significa um complexo agregado formado quando um íon metálico ou um átomo se liga a vários outros íons ou moléculas ao seu redor. (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005)
Os fatores que podem afetar a solubilidade são:
1. Efeito da Pressão
A pressão sobre o equilíbrio de soluções não exerce efeito significativo e prático, pois os líquidos sofrem menos o efeito da pressão do que gases. Além disso, em geral as soluções são trabalhadas sob pressão atmosférica (NETA, 2017).
2. Efeito da Temperatura
	O grau de dissociação de um sal solúvel aumentará com o aumento da temperatura, em geral. Assim, a solubilidade molar aumentará (NETA, 2017).
3. 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 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 (NETA, 2017).
4. Efeito do pH
	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 (NETA,2017).
5. Efeito do íon comum
	O efeito do íon 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 (NETA,2017).
6. 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 (NETA,2017).
Logo, pode-se observar de forma prática onde haverá formação de precipitados e solubilização de substâncias , sabendo que as propriedades de um precipitado não são iguais as substancias que reagiram em meio aquoso formando tal precipitado e deduzir qual dos fatores que afetaram a solubilidade dessas substancias, pondo em evidencia o equilíbrio químico e o equilíbrio de solubilidade.
OBJETIVOS
Estudar o equilíbrio químico precipitação/solubilização de algumas substancias de forma experimental e observar onde haveria precipitação e analisando para que o cooperem para o mesmo.
 
METODOLOGIA
-Materiais
	-Vidrarias
Tubos de ensaio
Beckers
Pipeta Graduada
Pipeta de Pasteur
Pisseta com Água Destilada
Pipetador de Volume Manual
-Reagentes
Água Destilada
Nitrato de Prata 0,1 mol/L
Cloreto de Sódio 0,1 mol/L
Hidróxido de Amônio 0,1 mol/L
Sulfato de Cobre 0,1 mol/L
Solução Saturada de Cloreto de Bário (33g de BaCl2 em)
Solução Saturada de Cloreto de Amônio (26 g de NH4Cl em 100 mL)
Solução Saturada de Cloreto de Sódio (31 g de NaCl em 100 mL)
Solução Saturada de Cloreto de Cálcio (40 g de CaCl2, anidro em 100 mL)
Acido Clorídrico Concentrado 
Carbonato de Cálcio
-Equipamentos
EPI (Jaleco)
-Procedimentos
1.Conheceu-se os volumes, quantidade de gotas, concentrações de cada reagente através do guia prático do experimento, bem como os própriosreagentes usados na prática, ou seja, os valores utilizados na prática foram obtidos através da leitura do guia prático.
Para a primeira parte do experimento, voltado para as reações com íons Ag+, colocou-se 0,5 mL de água destilada através de uma pipeta de Pasteur em um tubo de ensaio.
2.Adicionou-se duas gotas de nitrato de prata 0,10 mol/L, proveniente de uma amostra contida em um becker, ao tubo de ensaio do item 1.
3. Com outra pipeta de Pasteur acrescentou-se duas gotas de solução de cloreto de sódio 0,10 mol/L, proveniente de uma amostra contida em um becker, ao tubo do item 2. Logo após agitou-se o tubo e observou-se o que ocorreu no interior do tubo de ensaio.
4. Adicionou-se ao tubo da solução do item 3, gotas excessivas de hidróxido de amônio com um pipeta de Pasteur, observou-se o que ocorreu no interior do tubo de ensaio, analisou-se e discutiu-se a reação que foi demonstrada dentro do tubo, finalizando a primeira parte da prática.
5.Para a segunda parte da prática, voltada para as reações com íons Cu2+, colocou-se 0,5 mL de água destilada com uma pipeta de Pasteur em um tubo de ensaio.
6.No tubo do item 5, acrescentou-se duas gotas de solução de sulfato de cobre 0,10 mol/L com uma pipeta de Pasteur de uma amostra contida em um becker.
7. Ao tubo do item 6, acrescentou-se com uma pipeta de Pasteur, duas gotas de solução de hidróxido de amônio 0,1 mol/L proveniente de uma amostra contida em um becker e logo em seguida agitou-se e observou-se o tubo de ensaio.
8. Em seguida, acrescentou-se sucessivas gotas de hidróxido de amônio 1,0 mol/L até ficar em excesso dentro do tubo do item 7 com uma pipeta de Pasteur e logo após agitado, observou-se o que ocorreu no interior do tubo de ensaio.
9.Em outro tubo de ensaio, foi colocado 0,5 mL de água, e com uma pipeta de Pasteur foi adicionado a esse tubo duas gotas de sulfato de cobre 0,1 mol/L e duas gotas de hidróxido de sódio 0,10 mol/L, ambos reagentes provieram de uma amostra contida em beckers distintos.
10.Foi adicionado ao tubo do item 9, gotas em excesso de hidróxido de amônio, agitou-se o tubo e observou-se o ocorrido no interior do tubo de ensaio, finalizado a parte de reações com íons Cu2+.
11.A ultima parte, foi destinada ao equilíbrio/solubilização de cloreto de bário, foi preparado quatro tubos de ensaio, enumerados de 1 a 4, em cada tubo , colocou-se 1 mL de solução saturada de cloreto de bário.
12. No tubo 1, adicionou-se 10 gotas de ácido clorídrico com agitação manual e observado se havia a formação de precipitado na solução.
13. No tubo 2 , adicionou-se 10 gotas de solução saturada de cloreto de sódio com agitação manual e observado se havia a formação de precipitado na solução.
14. No tubo 3, adicionou-se 10 gotas de solução saturada de cloreto de cálcio com agitação manual e observado se havia a formação de precipitado na solução.
15. No tubo 4, adicionou-se 10 gotas de solução saturada de cloreto de amônio com agitação manual e observado se havia a formação de precipitado na solução.
16. Para verificar a reversibilidade do equilíbrio, colocou-se pequenas porções de água destilada de água destilada com agitação manual nos tubos que apresentavam precipitados até a dissolução completa do precipitado, finalizando a ultima parte do experimento.
RESULTADOS
Reações com íons Ag+
Em um tubo, foi colocado 0,5 mL de agua destilada, 2 gotas de nitrato de prata e 2 gotas de solução de cloreto de sódio.
Nitrato de prata reage com cloreto de sódio, em meio aquoso, dando origem a um precipitado, que é o cloreto de prata sólido.
Descrita por essa equação: AgNO3 + NaCl <-> NaNO3 + AgCl
Em solução saturada o cloreto de prata estabelece o seguinte equilíbrio: 
Calculando obteve-se para AgCl, os valores de:
Kps a 25ºC -> 1,77 x 10-10
Solubilidade: 1,3 x 10-5
Já que Kps < S. Para restabelecer o equilíbrio químico houve a precipitação forma seletiva como na imagem a seguir:
Imagem 1 – Tubo de ensaio com nitrato de prata e cloreto de sódio.
Nesse tubo foi acrescentado gotas de hidróxido de amônio em excesso. E o tubo ficou como na imagem a seguir:
Imagem 2 – Reversibilidade do equilíbrio (Hidróxido de Amônio em excesso).
Assim, percebeu-se a reversibilidade do equilíbrio, pois houve a dissolução completa do precipitado, deixando a solução sem nenhum corpo de fundo. Formando um complexo solúvel, incolor de Ag+: Descrito por essa equação
AgCl(s) + 2 NH4OH(aq) [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq) + 2 H2O
Para descrever a simultaneidade da precipitação e complexação, pode-se utilizar a equação
Ag NO3(aq) + 2 NH4OH(q]aq) + NaCl(aq) [Ag(NH3)2](aq) + Cl-(aq) + NaNO3(aq) + 2 H2O
Segundo Atkins, com a adição de base o equilíbrio se desloca no sentido da formação de complexo e com a adição de ácido o equilíbrio se desloca no sentido da dissociação do complexo.
 Ou seja, ao adicionar no nitrato de prata, cloreto de sódio, NaCl age como um acido, formando precipitado, dissociando o complexo, ao adicionar hidróxido de amônio, NH4OH desempenha função de base, formando o complexo, dissolvendo precipitado
Reações com íons de Cu2+
Preparou-se um tubo com 0,5 mL de água destilada, acrescentou-se 2 gotas de sulfato de cobre e 2 gotas de hidróxido de amônio , e depois acrescentou-se hidróxido de amônia em excesso.
Observou-se que ao inicio houve uma leve mudança no azul, porém não significativa, com pouco precipitado. Porém, ao adicionar-se hidróxido de amônio em excesso, percebeu-se que a solução adquiriu coloração azul anil, sem precipitação. Tendo as seguintes reações no tubo
Início:
CuSO4 + NH4OH Cu(OH)2 + NH3SO4
Depois:
Cu(OH)2 + 4NH4OH [Cu(NH3)4]+2
As reações podem ser descritas nas imagens a seguir
Imagem 3 : Reação com íons Cu2+, sulfato de cobre com hidróxido de amônio.
Percebe-se a coloração azul claro e pouco precipitado.
Imagem 4: sulfato de cobre com excesso de hidróxido de amônio.
Percebe-se a intensificação do azul (azul-anil) e sem formação de precipitados
Preparou-se outro tubo com 0,5 mL de água destilada e acrescentou-se 2 gotas de sulfato de cobre e 2 gotas hidróxido de sódio, depois acrescentou-se hidróxido de amônio em excesso.
Observou-se que ao inicio houve uma leve mudança no azul, porém não significativa, com pouco precipitado novamente. Porém, ao adicionar-se hidróxido de amônio em excesso, percebeu-se que a solução adquiriu coloração azul anil, sem precipitação novamente. Tendo as seguintes reações no tubo
Início:
CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
Depois:
Cu(OH)2 + 4NH4OH [Cu(NH3)4]+2
As reações são descritas nas imagens a seguir:
Imagem 5: Tubo com água destilada + sulfato de hidrogênio + hidróxido de sódio.
Imagem 6 : Tubo da imagem 5 com hidróxido de amônio em excesso.
Nos dois tubos dessa parte houve inicialmente a coloração azul clara, pois com as reações entre as substancias obteve-se um produto em comum, o íon complexo de cobre que tem como ligante a água. Depois, nos tubos obteve-se como produto o íon complexo de cobre que tem como ligante a amônia, que apresenta uma coloração azul claro.
Equilíbrio precipitação/solubilização de cloreto de bário
Preparou-se quatro tubos e foram enumerados, e em cada tubo foi colocado 1 mL de solução de cloreto de bário. Em seguida, foi adicionado 10 gotas com agitação manual de ácido clorídrico, solução saturada de cloreto de sódio, solução de cloreto de cálcio e solução de cloreto de amônio. Foi observada a formação de precipitados ou não e verificado a reversibilidade do equilíbrio e obtidos os seguintes dados organizados no quadro a seguir:
	Tubo
	Solução
	Precipitado
	Reversibilidade
	1
	Acido clorídrico concentrado
	Formou precipitado
	Reversível
	2
	Solução saturada de cloreto de sódio
	Não formou precipitado, solubilização total.
	Não aplicado
	3
	Solução de cloreto de cálcio
	Não formou precipitado
	Não aplicado
	4
	Solução de cloreto de amônio
	Não formou precipitado, solubilização total
	Não aplicado
Quadro 1 – Equilíbrio precipitação/solubilização decloreto de bário 
Observa-se formação de precipitado no tubo 1 (cloreto de bário e ácido clorídrico).
	Tubo
	Reação
	1
	BaCl2 (s) Ba2+ (aq)+ 2Cl- (aq)
E ao adicionarmos água destilada no tubo 1 com o precipitado se dissolve, ou seja ,ela é reversível por hidrólise.
Imagem 7: Equilíbrio precipitação/solubilização de cloreto de bário
Nota-se precipitado apenas no tubo 1 como discutido.
CONCLUSÃO
Os resultados experimentais coincidiram com os dados matemáticos, onde para que ocorresse a formação do precipitado o valor do Kps teria que ser menor que o produto da concentração de íons cátions por íons ânions, chegando a conclusão que a solução obtida era supersaturada.
E mesmo com a formação de um sólido na reação está era reversível por meio de hidrólise.
Ainda convêm lembrar que o equilíbrio de uma reação pode ser deslocado de várias formas com adição de ácidos e bases, formando mais reagentes ou mais produtos, consequentemente, conclui-se que a constante de equilíbrio de dissociação é dada pela fração entre concentração dos produtos pela concentração dos reagentes. 
APÊNDICE A
Exercícios
Qual a condição necessária para a precipitação do cloreto de prata? Apresente a equação de equilíbrio e a expressão de solubilidade (Kps)
Respostas- Se o Kps for maior que o produto das concentrações dos íons, a solução está supersaturada e a precipitação deve ocorrer para restabelecer as condições do equilíbrio.
	
Equação de equilíbrio e expressão de Kps
Kps a 25ºC -> 1,77 x 10-10
Solubilidade: 1,3 x 10-5
 Discuta a dissolução do precipitado de AgCl em função da adição de hidróxido de amônio. Apresente as equações de equilíbrio de precipitação e de complexação, e determine a constante de equilíbrio simultâneo. 
Respostas – 
A formação do precipitado cloreto de cloreto de prata vem de uma reação que é reversível, com a adição do hidróxido de amônio, essa reversibilidade é confirmada, permitindo a dissolução do precipitado. Segundo Atkins, com a adição de base o equilíbrio se desloca no sentido da formação de complexo e com a adição de ácido o equilíbrio se desloca no sentido da dissociação do complexo. Ou seja, ao adicionar no nitrato de prata, cloreto de sódio, NaCl age como um acido, formando precipitado, dissociando o complexo, ao adicionar hidróxido de amônio, NH4OH desempenha função de base, formando o complexo, dissolvendo precipitado
AgNO3(aq)+ NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) -> Precipitação
AgCl(s) + 2 NH4OH(aq) [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq) + 2 H2O(l) -> Complexação
Ag NO3(aq) + 2 NH4OH(q]aq) + NaCl(aq) [Ag(NH3)2](aq) + Cl-(aq) + NaNO3(aq) + 2 H2O - > Equilíbrio simultâneo 
Keqsimultâneo = [Ag(NH3)2] [Cl-][ NaNO3][ H2O]²
		 	 [Ag NO3][ NH4OH]²[ NaCl]
Apresente a equação iônica dos equilíbrios estudados no desenvolvimento da aula prática
Respostas - 
1) AgCl(s) Ag+ (aq) + Cl-(aq) 
2) CuSO4 Cu2+ (aq)+ SO42-(aq)
3) BaCl2 (s) Ba2+ (aq)+ 2Cl- (aq)
Qual(is) equações estudada(s) é(são) reversível(is)?
Respostas- 
Todas, o cloreto de prata é reversível, pois quando o nitrato reage com cloreto de sódio formando o precipitado, ao adicionar hidróxido de amônio o precipitado é dissolvido completamente. Com os íons de cobre a reversibilidade era notada pelo final a ausência do precipitado e a coloração azul dos produtos contido nos tubos, que eram devido aos íons de cobre com a amônia como ligante. O acido clorídrico não tem solubilidade no cloreto de bário, mas quando acrescentado agua destilada vê-se a reversibilidade e a dissolução do precipitado.
Explique por que somente em alguns dos casos estudados observou-se precipitação de cloreto de bário
Respostas – 
O Kps de um metal varia de acordo com o pH, tendo assim um pH "ideal" para sua precipitação, onde o Kps é menor. O que acontece neste exemplo é que o Kps do Cloreto de bário em meio ácido é menor do que em meio básico, havendo assim sua precipitação quando adicionamos HCl ( por tornar o pH mais ácido).
Kps > [Ba2+]2 x [Cl-] = Solução super saturada
REFERÊNCIAS
BICHINHO, KASSIA M. Química Analítica Clássica, Equilíbrio Químico, UFPB, CCEN, 2010
SMANIOTTO, A. Química Analítica – Curso de Graduação em Farmácia, Equilíbrio de Precipitação Cap. 4, 2013.
RUSSEL, JOHN B. Química Geral. 2ª Edição, São Paulo: Makron Books, 1994. Volume I.
BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química, A Ciência Central. 9ª Edição, São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006