Solubilidade íon comum

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Equilíbrio em Sistemas Heterogêneos
(sólido-líquido)
Efeito do íon comum e Acidez
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Calcule a solubilidade do AgCl nas seguintes
condições:
Dados: pKpsAgCl = 9,75
a) Em água pura
2
b) Em solução aquosa de NaCl 10-2 mol/L
Calcule a solubilidade do AgCl nas seguintes
condições:
Dados: pKpsAgCl = 9,75
a) Em água pura
3
b) Em solução aquosa de NaCl 10-2 mol/L
Resp.: S = 1,33 x 10–5 mol/L
Resp.: S = 1,78 x 10–8 mol/L
Calcule a solubilidade do AgCl nas seguintes
condições:
Dados: pKpsAgCl = 9,75
a) Em água pura
4
b) Em solução aquosa de NaCl 10-2 mol/L
Resp.: S = 1,33 x 10–5 mol/L
Resp.: S = 1,78 x 10–8 mol/L
A adição de um íon comum diminui a solubilidade
Resolução da letra (b)
5
AgCl (s) ↔ Ag+ + Cl– pKps = 9,75
][Cl ][Ag Kps - [Ag
+ ] = SAgCl
[Cl- ] ≠ SAgCl
)S (10 . S Kps -2 
2-10
Kps S 
→[Cl- ] = 10-2 + SAgCl
→ Equação de 2° grau
L / mol 1,78.10 
10
10 S 8-2-
-9,75

→ SAgCl é < 10-2
(aproximação 
válida!)
Efeito do íon comum
6
c) Calcule a solubilidade molar do AgCl em 0,100 
mol/L AgNO3.
7
AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl–
Kps = [Ag+] . [Cl–] 
Adição de AgNO3 s + 0,100 s
Início s s
Kps = (s + 0,1) . s Consideração: s << 0,100 
2 x 10–10 = (0,100) . s
Como S é pequeno, a aproximação é válida.
s + 0,100  0,100 mol/L
s = 1,8 x 10–9 mol/L
Efeito do íon comum
8
Determine a solubilidade do TlCl.
Kps TlCl = 2 x 10–4
a) Em água pura é 0,014 mol/L. 
b) Em 0,0500 mol/L de NaCl.
Efeito do íon comum
9
Determine a solubilidade do TlCl.
Kps TlCl = 2 x 10–4
a) Em água pura é 0,014 mol/L. 
b) Em 0,0500 mol/L de NaCl.
0,014 mol/L. 
Kps = s . (s + 0,0500)
10
TlCl ↔ Tl+ + Cl–
2 x 10–4 = s . 0,0500
s = 0,00400 mol/L
Kps = [Tl+] . [Cl–]
Kps = s . (s + 0,0500)
11
TlCl ↔ Tl+ + Cl–
Verificando a 
aproximação:
2 x 10–4 = s . 0,0500
s = 0,00400 mol/L
s + 0,0500 = 0,0500 ?
0,0540  0,0500
Kps = [Tl+] . [Cl–]
Resp.: 0,0037 mol/L
12
Equação quadrática
Kps = [Tl+] . [Cl–]
s2 + 0,05s - 2 x 10–4 = 0
2 x 10–4 = s . (s + 0,0500) Eq. Geral
s = 0,00372 mol/L