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TÓPICO 4 - Equilíbrio de Solubilidade e Titulação de Precipitação

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1 
Curso: Engenharia Ambiental 
 
Disciplina: Química Analítica 
 
 
TÓPICO 4 – EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE E 
TITULAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
 
 
 
Profª. Drª. Elisandra Scapin 
2 
Equilíbrio de Solubilidade e Constantes do Produto de 
Solubilidade 
 
Quase todos os sais pouco solúveis encontram-se essencial e 
totalmente dissociados em soluções aquosas saturadas. 
 
Ex.: quando um excesso de Ba(IO3)2 está em equilíbrio com a H2O, 
o processo de dissociação é : 
 é a fase que está separada mas 
em contato com a solução saturada. 
3 
 A concentração de um composto em seu estado sólido é 
constante. 
 
Em outras palavras, o número de mols de Ba(IO3)2 dividido pelo 
volume do Ba(IO3)2 sólido é constante, independentemente do 
excesso de sólido presente. 
Portanto, a equação 
 
 pode ser reescrita: 
constante do produto de solubilidade ou 
produto de solubilidade. 
4 
A Equação mostra que: 
 
- a posição do equilíbrio é independente da quantidade de 
Ba(IO3)2 enquanto o sólido estiver presente; isto é: 
 
- não importa se a quantidade for alguns miligramas ou vários 
gramas. 
Hg2Cl2(s) Hg2
2+ + 2Cl- 
 
Kps = [Hg2
2+][Cl-]2 = 1,2  10-18 
5 
Na análise química a questão da solubilidade é encontrada em 
titulações de precipitação, células eletroquímicas de referência e 
análise gravimétrica. 
 
O produto de solubilidade é a cte de equilíbrio para a reação 
na qual um sal sólido se dissolve, liberando seus íons 
constituintes em solução. 
 
Nesta constante de equilíbrio Kps, a concentração do sólido é 
omitida, pois este está em seu estado padrão. 
 
Ex.: 
6 
Significado físico do Kps: se uma solução aquosa é deixada em 
contato com Hg2Cl2(s), o sólido irá se dissolver até que a 
condição Kps = [Hg2
2+][Cl-]2 seja satisfeita. 
 
A partir deste momento a quantidade de sólido não-dissolvido 
permanece constante. 
 
Se Hg2
2+ e Cl- são misturados, (com contra-íons apropriados), de 
modo que o produto [Hg2
2+][Cl-]2 exceda o valor de Kps, teremos 
então a precipitação de Hg2Cl2. 
7 
Ex.: Qual é a concentração de Hg2
2+ em equilíbrio com Cl- 
0,10M em uma solução de KCl contendo excesso de Hg2Cl2(s) 
não dissolvido? 
Hg2Cl2(s) Hg2
2+ + 2Cl- 
 
Kps = [Hg2
2+][Cl-]2 Kps = 1,2  10
-18 
 
[Hg2
2+] = Kps 
 [Cl-]2 
 
[Hg2
2+] = = 1,2  10-18/(0,10)2 = 1,2  10-16 M 
 
8 
A Kps para o Ba(IO3)2 é 1,57 x 10
-9. 
 
O equilíbrio entre o sólido e seus íons presentes na solução é 
 
 
e assim 
 
Quantos gramas de Ba(IO3)2 (487 g/mol) podem ser dissolvidos em 
500 mL de água a 25°C? 
Portanto, solubilidade molar do Ba(IO3)2 = [Ba
2+] 
1 mol de Ba2+ é formado  cada mol do Ba(IO3)2 que se dissolve 
2 mols de IO3
- são produzidos para cada mol de Ba2+ → a concentração 
de IO3
- é o dobro da concentração Ba2+: 
Substituindo-se na equação da constante de equilíbrio: 
Como 1 mol de Ba2+ é produzido para cada mol do Ba(IO3)2: 
9 
Logo o número de mols de Ba(IO3)2 dissolvidos em 500 mL: 
10 
O Efeito de um Íon Comum na Solubilidade de um precipitado 
 
O efeito do íon comum é um efeito da ação das massas previsto a 
partir do princípio de Le Châtelier. 
Ex.: Calcule a solubilidade molar do Ba(IO3)2 em uma solução de 
Ba(NO3)2 0,0200 molL
-1. 
Existem duas fontes de íons bário: Ba(NO3)2 e Ba(IO3)2. 
 
- Contribuição do Ba(NO3)2 é 0,0200 molL
-1 
- Contribuição do Ba(IO3)2 é igual à solubilidade molar: 1/2[IO3
-]. 
- A solubilidade não é mais igual a [Ba2+], visto que o Ba(NO3)2 
também é uma fonte de íons bário. 
- Sabemos que a solubilidade está relacionada com [IO3
-]. 
11 
Substituindo na expressão do produto de solubilidade: 
E considerando que 0,0200 é grande em relação a 1/2 [IO3
-]: 
12 
Se a formação do Ba(IO3)2 for completa, a [IO3
-] em excesso será: 
Ex.: Calcule a solubilidade do Ba(IO3)2 em uma solução preparada 
pela mistura de 20 mL de Ba(NO3)2 0,0100 molL
-1 com 10 mL de 
NaIO3 0,100 molL
-1. 
[IO3
-] = (0,02 L x 0,0100 molL-1)–(0,01L x 0,100 molL-1 ) = 0,02 mol/L 
( 0,02 L + 0,01L) 
solubilidade molar do 
 
Aqui, entretanto, 
Para obter uma resposta ~ considerarmos que: [IO3
-] ~ 0,0200 
Logo: 
13 
PRECIPITAÇÃO 
 
Reação de Precipitação → o produto é uma fase condensada (sólida 
ou líquida) pouco solúvel em água. 
 
Quando a [ ] de um produto começa a exceder a solubilidade daquela 
substância, qualquer quantidade a mais deste produto precipita na 
solução, desde que esta não fique supersaturada. 
 
Ex.: O sulfato de bário, BaSO4, tem baixa solubilidade em água: 4 x 
10-5mol/L a 25º 
BaSO4(S) Ba
2+ SO4
2-
4 x 10-5 mol/L 4 x 10-5 mol/L 4 x 10-5 mol/L
Neste caso a solução foi preparada por simples adição de sulfato de 
bário à água, 
14 
A solução de BaSO4 pode ser preparada também a partir de BaCl2 e Na2SO4. 
BaCl2(S) Ba
2+
SO4
2-
2Cl-(aq)
Na2SO4(S)
2Na+(aq)
1 mol 
2 mol
1 mol 
1 mol 1 mol 
2 mol
Por litro 
Por litro 
A solução preparada pela mistura de igual quantidades de BaCl2 1mol/L e 
Na2SO4 1 mol/L é supersaturada com relação ao BaSO4. 
 
Os íons Ba2+ e SO4
2- combinam-se para formar BaSO4, que precipita: 
Ba2+(aq) SO4
2-(aq) BaSO4(S)
A precipitação do BaSO4 ocorre até que as concentrações de Ba
2+ e SO4
2- 
sejam reduzidas a 4 x 10-5mol/L. 
15 
Equações Para Reações de Precipitação 
Compostos Solúveis e Insolúveis ( Soluções Aquosas) 
 
1. Todos os compostos de amônio comuns (NH4
+) e compostos de 
metais alcalinos são solúveis. 
Exceções: alguns compostos de lítio. 
 
2. Todos os nitratos NO3
- são solúveis 
 
3. A maioria dos haletos são solúveis 
Exceções: 
 a) Cloretos, brometos e iodetos de Ag(I), Pb(II) e Hg(I), HgI2 
são insolúveis 
 b) Fluoretos de Mg, Ca, Sr, Ba e Pb(II) são insolúveis. 
 
4. Todos os ácidos inorgânicos são insolúveis 
16 
5. A maioria dos acetatos (C2H3O
2-) são solúveis 
Exceções:AgC2H3O2 e Hg2(C2H3O2)2 são insolúveis 
 
6. A maioria dos sulfatos (SO4
2-) são solúveis 
Exceções: CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4 e HgSO4 são 
insolúveis 
 
7. A maioria dos carbonatos (CO3
2-), cromatos (CrO4
2-), oxalatos 
(C2O4
2-), Fosfatos (PO4
2-), sulfetos (S2-) e sulfitos (SO3
2-) são 
Insolúveis. 
 
8. A maioria dos hidróxidos são insolúveis 
 
Exceções: a) ver item 1 
 b) Os hidróxidos de Sr e Ba são moderadamente solúveis. 
 
17 
18 
19 
19 
Cálculos de Concentração Molar de solução Padrão 
 
Descrever a preparação de 2,00L de AgNO3 0,050mol/L 
(169,87 g/mol) a partir de um sólido de grau padrão primário: 
 
- quantidade de AgNO3 (mol) = Vsolução(L) x MAgNO3 (mol/L) 
 
 = 2,00L x 0,050mol/L = 0,10 mol de AgNO3 
 
 
- Massa de AgNO3 (gramas) = 
 = 0,10 mol x (169,87 g AgNO3/mol AgNO3) = 16,98g AgNO3 
 
 
- Então, a solução é preparada pela dissolução de 16,98g de 
AgNO3 em água e diluição até exatamente 2,00L. 
20 
20 
Uma porção de 50mL de solução de HCl necessitou de 29,71 
mL de Ba(OH)2 0,01963 mol/L para alcançar o ponto final 
usando verde de bromocresol, como indicador. Calcular a 
molaridade de HCl. 
 
Na titulação : Ba(OH)2 + 2HCl  BaCl2 + 2H2O 
 
Pela estequiometria: 2mol de HCl – 1 mol de Ba(OH)2 
 
- Nº mols Ba(OH)2 = (0,02971L) x 0,01963 mol/L Ba(OH)2 
 = 5,832  10
−4 mol mols Ba(OH)2 
 
 
 
 
 
- MHCl= 1,1664x10
−3 mol HCl / 0,050L HCl = 0,02338 mol/L HCl 
1 mol de Ba(OH)2 2mol de HCl 
5,832  10−4 mol Ba(OH)2 X 
X = 1,1664x10−3 mol HCl 
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Titulometria Gravimétrica 
 
A Titulometria Gravimétrica ou por peso difere da Titulometria 
Volumétrica pelo fato de que uma massa de um titulante é medida 
em vez de volume. 
 
Ou seja: a bureta e sua marcações são substituídas por uma balança 
e dosador de massa. 
 
Surgiu 50 anos antes que a Titulometria Volumétrica mas é menos 
usada que esta. 
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Vantagens da titulação Gravimétrica 
 
Maior rapidez e conveniência; 
 
São eliminadas