Geral 2 - Aula 11 e 12

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EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE
Equilíbrios Homogêneos x Equilíbrios Heterogêneos
1 – Dissolução compostos iônicos – reações 
heterogêneas!
BaSO
4
 (s) Ba2+ (aq) + SO
4
2-(aq)
2 – Precipitação - Reação Heterogênea!
Mg(NO
3
)
2
(aq) + 2NaOH (aq) Mg(OH)
2
(s) + 2NaNO
3 
(aq)
Mg(OH)
2
 (s) + 2HCl (aq) MgCl
2
 + 2H
2
O
 
Podemos prever? Qualitativa!
Força atração dos átomos na matriz cristalina menor que a 
soma das forças de atração dos íons com a água - SOLÚVEL
COMPOSTOS SOLÚVEIS EXCEÇÕES IMPORTANTES
 NO
3
- Não há 
 C
2
H
3
O
2
- Não há
 Cl- Sais de Ag+, Hg
2
2+, e Pb2+
 Br- Sais de Ag+, Hg
2
2+, e Pb2+ 
 I- Sais de Ag+ , Hg
2
2+, e Pb2+
 SO
4
2- Sais de Ca2+ , Sr2+, Ba2+, Hg
2
2+, e Pb2+
COMPOSTOS INSOLÚVEIS EXCEÇÕES IMPORTANTES
 S2- Sais de NH
4
+, metais alcalinos e Ca2+, Sr+2, Ba2+ 
 CO
3
2- Sais de NH
4
+ e cátions de metais alcalinos
 PO
4
3- Sais de NH
4
+ e cátions de metais alcalinos
 OH- Cátions de metais alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 
 
Metais alcalinos e NH
4
+ - solúveis!
 
 
Análise dos Equilíbrios de Solubilidade
 Quantitativa!
Solubilidade química – a forma química da substância que se
 dissolve é alterada
Ex. Ni(s) + 2 HCl NiCl
2
 (aq) + H
2
 (g)
Se evaporarmos a solução obtemos: NiCl
2
.6H
2
O
NaCl?
Soluto + solvente solução
Dissolve (v1)
Cristaliza (v2)
Se v1 = v2 – quantidade de soluto na solução = constante!
 
Solução saturada
É uma solucão em equilíbrio com o soluto não dissolvido
Solubilidade
É a quantidade de soluto em uma solução saturada
Ex. NaCl em água a 0 0C = 35,7 g/100 mL
Supersaturada – satura a uma temperatura e resfria com cuidado para não precipitar
 instável
Solubilidade do
Composto
(g/L)
Solubilidade molar
do Composto
(mol/L)
Concentração Molar
dos íons Kps ouKs???
Ex. NaCl - PM = 58,4 Animação solubilização
 
Acetato de sódio
Candle
cristalização
 
 
 H
2
O 
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
Solubilidade AgCl em água = 0.00192 g/L
Qual a concentração em mol/L de uma solução saturada
de AgCl em água? (PM = 143,32) 1,34 x 10-5 mol/L
 
Porque [AgCl (s)] = constante?
Lembre-se: equilíbrio heterogêneo – a concentração de uma substância
líquida ou sólida pura é igual ao quociente entre a densidade e a massa
molecular!!!
d/M = (g/cm3) = mol
 g/mol cm3
Para um líquido ou sólido puro, à temperatura constante, temos d = constante
Logo, concentração = constante!
Independe da quantidade de sólido ou líquido presente no sistema heterogêneo!
[AgCl] sólido = 0,03879 mol/cm3 = 38,79 mol/L
d
AgCl
 = 5,56 g/cm3 PM = 143,34 g/mol
 
K
ps
 = [Ag+] [Cl-]
[AgCl] saturada = 1,34 x 10-5 mol/L
K
ps
 AgCl = ?
K
ps
 = Constante do produto de solubilidade – é a constante de
 equilíbrio entre o soluto iônico sólido e os respectivos íons na solução
aquosa saturada. De certa forma exprime o grau em que o sólido é
solúvel na água.
No equílibrio, uma solução saturada de AgCl possui:
[Ag+] = [Cl-] = 1,34 x 10-5 mol/l = (K
ps
 AgCl)1/2
 ou
Kps = (1,34 x 10-5) (1,34 x 10-5) = 1,79 x 10-10 (mol/L)2
 
 
- Mesmas regras que controlam as outras expressões de equilíbrio!
- Existem tabelas do K
ps
 a 25 0C de muitos sólidos iônicos
- O produto de solubilidade é igual ao produtos das concentrações
molares dos íons envolvidos no equilíbrio, cada qual elevada a uma
potência igual ao respectivo coeficiente na equação do equilíbrio
químico.
Al(OH)
3
 Al3+ + 3OH-
K
ps
 = [Al3+] [OH-]3
Solubilidade Al(OH)
3
 em água = 6,69 x 10-9 mol/L
Kps = ? 2 x 10-33 5,40 x 10-32
 
Relação entre Kps e a solubilidade de um sal
Lembre-se:
Solubilidade – é a quantidade de uma substância que se dissolve para a
formação de uma solução saturada (g/L)
Solubilidade Molar – é o número de moles do soluto presente em uma
solução saturada (mol/L)
Produto de Solubilidade – é a constante de equilíbrio do equilíbrio entre um
sólido iônico e a sua solução saturada
Obs 
– A solubilidade de uma substância se altera quando há alteração das concentrações
de outros solutos presentes na solução (ex. Mg(OH)
2
 x pH
- O Produto de Solubilidade é uma constante para um dado soluto a uma dada tempe-
ratura.
 
Ag+Br- (cristal) + hv (radiação) Ag+ + Br + e-
Ag+ + e- Ag0
 
Após o processo de revelação, os cristais de AgBr não sensibilizados são removidos
do filme por lavagem!
Calcule a solubilidade do AgBr em água em g/L e analise se o AgBr
poderá ser removido pela simples lavagem do filme com água!
 
 H
2
O 
AgBr(s) Ag+(aq) + Br-(aq)
K
ps
 = [Ag+][Br-] = 5.0 x 10-13 (25 0C)
[Ag+] = [Br-]
[Ag+]2 = 5.0 x 10-13 
[Ag+] = [Br-] = 7.1 x 10-7 mol/L = AgBr (solubilizada) 
PM AgBr – 187,8 g/mol
Solubilidade = ( 7,1 x 10-7) (187,8) = 1,3 x 10-4 g/L 
0,00013 g/L – logo, não é prático tentar fazer a lavagem do filme apenas com água! 
 
Ex. estudo do CaF
2
 como possível agente de fluoração
CaF
2 
(s) Ca2+(aq) + 2F- (aq)
- Dado Kps CaF
2
 igual a 4,0 x 10-11 calcule a solubilidade
 em g/L (PM = 59,07 g/mol)
- Comente a possibilidade de uso do CaF
2
 como agente de
fluoração (fonte de íon fluoreto na água)
K
ps 
= [Ca2+] [F-]2 temos que [F-] = 2[Ca2+]
se chamamos [Ca2+] de x então [F-] = 2x
e Kps = x.(2x)2 = 4x3
Observe que: 
[Ca2+] = solubilidade molar (S) do CaF
2
[F-] = 2 x solubilidade molar (S) do CaF
2
K
ps
 = [S] [2S]2 = 4S3
 
Determine qual dos sais: CaCO
3
 ou Ag
2
CO
3
 é mais 
solúvel em água 
 
AgNO
3
AgNO
3
 (s) Ag+ (aq) + NO
3
- (aq)
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)
K
ps
 AgCl = [Ag+] [Cl-]
K
ps 
AgNO
3
 = [Ag+] [NO
3
-]
Ao adicionarmos o AgNO
3
, teremos uma segunda fonte de Ag na 
solução!
O produto das concentrações dos íons (Ag+) x (Cl-) ou (Ag+) x (NO
3
-) > Kps
Como os valores de Kps são constantes, os equilíbrios serão afetados.
 O que Ocorre?
 
Os íons em excesso irão precipitar como AgCl retirando
Cl- do meio até que o produto (Ag+) x (Cl-) volte a ser igual
ao K
ps
 do AgCl
Ao atingir novamente o equilíbrio: [Ag+] > [Cl-]
Analise a situação: Adicão de NaCl em uma solução saturada de AgCl
EFEITO DO ÍON COMUM
A presença de um íon comum reduz a solubilidade do sal
e desloca o equilíbrio de solubilização para a esquerda
CaF
2
 (s) Ca2+ (aq) + 2F- (aq)
Adição de Ca2+ ou de F- desloca o equilíbrio
e reduz a solubilidade
 
 
Calcular a solubilidade molar do CaF
2
, a 25 0C nas seguintes soluções:
Dado: (CaF2
: Kps = 4.0 x 10-11)
a) Ca(NO
3
)
2
 0,010 mol/L
b) NaF 0,010 mol/L
Kps = [Ca2+] [F-]2 = (x) (2x)2 = 4x3 = 4,0 x 10-11
X = 2,15 x 10-4
X = S = Solubilidade molar pois [CaF
2
] = Ca2+
S = 2,15 x 10-4 mol/L
 
a) Ca(NO
3
)
2
 = 0,010 mol/L
 concentração variação concentração
 inicial no equilíbrio 
 
Ca2+ 0,010 +x 0,010 + x
F- 0 +2x 2x
Obs: x = número de moles/L de CaF
2
 que se dissolvem!
K
ps
 = [Ca2+] [F-]2 = (x + 0,010) (2x)2 = 4x3 + 0,040x2 - 4,0 x 10-11 = 0
Quando podemos dizer que 0,010 + x ≈ 0,010 ???
 
Neste caso: 0,040x2 = 4,0 x 10-11 X = 3,16 x 10-5
X = S = Solubilidade molar pois [CaF
2
] = Ca2+ que se consegue 
dissolver em Ca(NO
3
)
2
 0,010 mol/L
S = 3,16 x 10-5 mol/L (em Ca(NO
3
)
2
) Qual a diferença
compare com S = 2,15 x 10-4 mol/L em mol/L, gramas e %? 
 
a) NaF = 0,010 mol/L
 concentração variação concentração
 inicial no equilíbrio 
 
Ca2+ 0 +x x
F- 0,010 +2x 0,010 + 2x
Obs: x = número de moles/L de CaF
2
 que se dissolvem!
K
ps
 = [Ca2+] [F-]2 = (x) (0,010 + 2x)2 = 4,0 x 10-11
4x3 + 0,040x2 + 1x10-4x - 4,0 x 10-11 = 0
Quando podemos dizer que 0,010 + 2x ≈ 0,010 ???
 
Neste caso: 1 x 10-4x = 4,0 x 10-11 X = 4,0 x 10-7
X = S = Solubilidade molar pois [CaF
2
] = Ca2+ que se consegue 
dissolver em NaF 0,010 mol/L
S = 4,0 x 10-7 mol/L (em Ca(NO
3
)
2
) Qual a diferença em
compare com S = 2,15 x 10-4 mol/L mol/L, gramas e %? 
 
Formação de precipitado
Se produto iônico < ou = Kps – não forma precipitado
Se produto iônico > Kps – forma precipitado
Ex. A 500 mL de uma solução 0,020 mol/L de Pb(NO
3
)
2
 foi 
adicionado 500 mL de uma solução 0,02 mol/L de HCl. Ao 
juntarmos estas soluções será observada a precipitação de 
PbCl
2
? Dado Kps PbCl
2
 = 1,6 x 10-5
 
 concentração Concentração 
 inicial após adição 
Pb2+ 0,020 0,010 
Cl- 0 0,010 
[Pb2+] [Cl-]2 = (0,010) (0,010)2 = 1,0 x 10-6 < Kps PbCl
2
 (1,6 x 10-5)
Não haverá formação de precipitado
 
Formação de precipitado
Ex. Haverá formação de precipitado de PbSO
4
 quando exatamente 100 
mL de solução 0,0030 mol/L de Pb(NO
3
)
2
 são misturados com exatamente 
400 mL de solução 0,040 mol/L de Na
2
SO
4
? Dado Kps PbSO
4
 = 2 x 10-8
 Produto iônico de interesse = [Pb2+][SO
4
2-] 
 concentração Concentração 
 inicial após adição 
Pb2+ 0,0030 0,0003 mol em 500 mL = 6 x 10-4 mol/L 
SO
4
2- 0,040 0,016 mol em 500 mL = 3,2 x 10-2 mol/L 
 
K
ps
 = [Pb2+] [SO
4
2-] = (6 x 10-4) (3,2 x 10-2) = 1,92 x 10-5 > Kps PbCl
2
 
Haverá formação de precipitado! 
 
Exemplo Prático: Recuperação de Prata
Ex. Uma indústria fotográfica, após lavagem dos filmes, produzia água 
residual de lavagem saturada em AgBr. Para recuperação da prata foi 
sugerida a adição de brometo de potássio visando a precipitação da prata 
como AgBr. Para cada litro de água residual foi adicionado brometo de 
potássio de forma que a concentração de brometo em solução após a 
precipitação fosse 0,0001 mol/L. Dado Kps AgBr = 7,7 x 10-13. 
a) Qual a concentração de Ag+ residual na solução após a 
precipitação do AgBr?
[Ag+] [Br-] = Kps = 7,7 x 10-13 logo: Ag+ = Kps/[Br-] = 7,7 x 10-13/0,0001
[Ag+] = 7,7 x 10-9 mol/L
b) Qual a quantidade de Ag recuperada por litro de água residual? 
Peso atômico Ag = 107,86
Solução saturada inicial – [Ag+][Br-] = 7,7 x 10-13
[Ag+]inicial = (7,7 x 10-13)1/2 = 8,77 x 10-7 mol/L
[Ag+] recuperada = [Ag+] inicial – [Ag+] residual
= 8,77 x 10-7 – 7,7 x 10-9 = 8,69 x 10-7 mol/L = 9,37 x 10-5 g/L
 
Solubilidade e pH
A solubilidade de qualquer substância que tenha ânion básico será afetada 
pelo pH da solução!
Qual o pH de uma solução saturada de Mg(OH)
2
 sabendo-se que a Kps = 
1,8 x 10-11?
Mg(OH)
2
 Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)
Kps = [Mg2+] [OH-]2 1,8 x 10-11 = [x] [2x]2 logo x = 1,65 x 10-4
[OH-] = 2 x [Mg2+] = 2 x 1,65 x 10-4 = 3,30 x 10-4
pOH = 3,48 logo pH = 10,52
O que acontece com a solubilidade do Mg(OH)
2
 se adicionarmos 
ácido? Analise o CaF
2
 quanto ao efeito da acidez
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