Equilibrio de Solubilidade (1)

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Equilibrio de Solubilidade
Solubilidade:
	Define-se solubilidade como a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, e é representada por S. Na ausência de indicações contrárias, admite-se que o solvente é a água e a temperatura é de 25°C.
Com base nesta definição, para um determinado solvente e temperatura, podemos classificar as soluções em:
Solução Saturada: é aquela que contém a quantidade máxima de soluto que é capaz de dissolver;
Solução Insaturada: é aquela que contém menos soluto do que aquele que é capaz de dissolver;
Solução Supersaturada: é aquela que contêm uma quantidade maior de soluto do que aquela que consegue dissolver.
	Obviamente, a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida depende, também, do tipo de sal em questão, o que é o mesmo que dizer que a solubilidade difere de composto para composto.
	Ex: NaCl, à temperatura ambiente, em 1 litro de água, é de 250g.
HgS, nas mesmas condições, é de 3×10–24g. 
Pode, então, dizer-se que a solubilidade do NaCl é muito maior do que a do HgS.
	Consideremos agora uma solução saturada de cloreto de sódio, NaCl. Apesar de se tratar de um sal muito solúvel, se continuarmos a adicionar NaCl a uma solução saturada, verificamos que há formação de um depósito (sólido) a que se dá o nome de precipitado, e passamos a ter uma mistura heterogênea com uma fase líquida e uma fase sólida. Nestas condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases, designado por equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que, neste caso, pode ser representado por:
NaCl (s) (NaCl (aq)
	O momento em que a velocidade de dissolução iguala a velocidade de precipitação corresponde ao instante em que se estabelece o equilíbrio de solubilidade do sal em estudo.
Tal como se verifica para o cálculo da concentração, a solubilidade pode ser expressa em gramas/litro de solução ou em número de mols/litro de solução, também designada por solubilidade molar.
Assim, conhecendo o valor da solubilidade de um sal, podemos facilmente calcular o seu produto de solubilidade.
Produto de Solubilidade, Kps
	Consideremos, agora, uma solução saturada de sulfeto de mercúrio, HgS, que, como já foi referido, é um sal pouco solúvel. O equilíbrio de solubilidade é representado por:
HgS(s) (Hg2+ (aq) + S2– (aq)
Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogêneo, a uma temperatura constante, há uma constante de equilíbrio que é definida como:
Kps = [Hg2+]n × [S2–]m
Sendo Kps designado por produto de solubilidade do composto, neste caso, sulfeto de mercúrio.
	Note que, tal como foi anteriormente referido, a concentração de um sólido ou líquido puro é constante, não sendo, portanto, considerada na expressão da constante de equilíbrio.
	Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogêneo, o produto de solubilidade de um composto, Kps, é definido como o produto das concentrações dos íons constituintes, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos da equação de equilíbrio. Esta constante, Kps, traduz a maior ou menor solubilidade de um composto em água e, tal como seria de esperar, quanto mais insolúvel é o sal mais baixa é a concentração dos seus íons em solução e, consequentemente, menor é o valor da constante, produto de solubilidade.
Considere, por exemplo, a dissolução do iodeto de chumbo, PbI2, representada por:
PbI2(s) ( Pb2+(aq) + 2I– (aq)
e cujo produto de solubilidade à temperatura de 25ºC é Kps = 8,49×10–9.
De acordo com a definição de constante de produto de solubilidade, para esta reação de dissolução podemos escrever:
Kps = [Pb2+] × [I–]2
Se representarmos por S a solubilidade molar, ou seja, o número de moles de PbI2 que se dissolvem por litro de solução, então:
Kps = [S] × [2S]2
e por substituição na expressão do produto de solubilidade:
Kps = S x4S2
Kps = 4S3
O que nos permite concluir que num litro de solução saturada de PbI2, à temperatura de 25ºC, estão dissolvidas 1,3×10–3 mol.dm-3. 
Formação de Precipitados
	As reações de precipitação são caracterizadas pela formação de um composto insolúvel, que se separa da solução, e a que se dá o nome de precipitado.
	Com base nos conceitos de produto de solubilidade e de solubilidade, podemos agora prever se a mistura de duas soluções vai ou não dar origem à formação de um precipitado.
	Em equilíbrios heterogêneos deste tipo (sólidos iônicos em solução aquosa), podemos ter uma de três situações: solução insaturada, solução saturada e solução supersaturada. Tal como foi anteriormente definido o quociente de reação, podemos, de modo análogo, definir uma grandeza Q como o produto das concentrações molares dos íons, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos. Este produto é designado por produto iônico.
	Consideremos, por exemplo, uma solução aquosa de cloreto de prata, cujo equilíbrio de solubilidade é representado por:
AgCl (s) (Ag+ (aq) + Cl– (aq)
Neste caso, o produto iônico, Q, é definido como:
Qo = [Ag+]o × [Cl–]o
Enquanto o produto de solubilidade é:
Kps = [Ag+] × [Cl–]
Note que a definição de produto iônico, Q, diz respeito às concentrações iniciais (índice 0) e não às concentrações de equilíbrio.
	Deste modo é possível avaliar se um determinado sistema se encontra, ou não, numa situação de equilíbrio e prever a sua evolução. Podemos ter três situações distintas:
• Q < Kps, o que significa que estamos em presença de uma solução não saturada ou insaturada, isto é, não houve ainda formação de precipitado;
• Q = Kps, o que significa que estamos em presença de uma solução saturada, ou seja, atingiu-se o limite máximo de dissolução;
• Q > Kps, o que significa que estamos em presença de uma solução supersaturada, ou seja, não é possível dissolver mais soluto e há formação de precipitado.
Fatores que afetam o equilíbrio
De modo análogo ao observado para o equilíbrio em soluções homogêneas, o equilíbrio heterogêneo em soluções também pode ser afetado por ação de agentes externos.
A solubilidade e, consequentemente, o produto de solubilidade pode ser afetado por vários fatores como:
• Temperatura – se a dissolução for um processo endotérmico então a solubilidade vai aumentar e, consequentemente, o produto de solubilidade também aumenta;
• Efeito do íon comum – a presença de um íon comum (por exemplo uma solução de dois sais contendo o mesmo ânion ou cátion) diminui, em geral, a solubilidade de um sal. 
Por exemplo: a adição do sal AgNO3 a uma solução saturada de AgCl vai diminuir a solubilidade deste último, pois a dissociação de AgNO3 produz, também, o íon Ag+.
• pH – a solubilidade de sais pouco solúveis que contenham ânions básicos, aumenta com a concentração de H+; a solubilidade de sais que contenham anions derivados de ácidos fortes não depende do pH.
Exercícios:
1) Calcule qual o valor da solubilidade do carbonato de magnésio, MgCO3, à temperatura de 25°C Kps = 6,82x10-6.
2) Calcule o produto de solubilidade do fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2 em água, sabendo que a solubilidade do mesmo, à temperatura de 25ºC, é de 7,14×10–7 mol/dm3.
3) Uma solução apresenta as seguintes concentrações iniciais: [Ag+] =5×10–9 M e [Cl–] = 7×10–6 M. Sabendo que o produto de solubilidade deste sal, à temperatura de 25°C, é igual a 1,77×10–10, preveja se ocorre a precipitação do sal cloreto de prata.
4) A solubilidade molar do cromato de prata Ag2CrO4 é 6,5x10-5 mol.L-1. Determine o valor do Kps.
5) A solubilidade molar do iodato de chumbo II Pb(IO3)2 em 25 é 4,0x10-5. Qual é o valor do Kps do iodato de chumbo II?
6) O produto de solubilidade do sulfato de prata, Ag2SO4 é 1,4x10-5. Estime a solubilidade molar do sal.
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