Aula KPS

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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
Departamento de Química Analítica
Química analítica IQA 123
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE DE SAIS
Prof. Celeste Yara dos Santos Siqueira
OBJETIVOS:
1. REVER OS CONCEITOS DE SOLUÇÃO SATURADA,
INSATURADA E SUPERSATURADA;
2. DEFINIR E CALCULAR A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE
PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS ) E A SOLUBILIDADE;
3. ESTUDAR AS RELAÇÕES ENTRE KPS E QPS;
4. PREVER SE AO MISTURAR SOLUÇÕES AQUOSAS DE
DOIS COMPOSTOS IÔNICOS HAVERÁ PRECIPITAÇÃO;
5. ESTUDAR OS FATORES QUE AFETAM A SOLUBILIDADE.
2
Equilíbrio de solubilidade de Sais
30g KCl – 100g H2O
Agitar com uma 
colher
a) Solução insaturada
34g KCl – 100g H2O
Agitar
com uma colher
b) Solução saturada
40g KCl – 100g H2O
Agitar
com uma colher
c) Solução supersaturada
3
Solubilidade
Solubilidade (S) é a quantidade
máxima de soluto que se dissolve
em uma determinada quantidade de
solvente produzindo uma solução
saturada, a uma dada temperatura
4
I) Saturada
 Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido em um dado
volume de solvente a uma dada temperatura.
I) Insaturada
 Contém uma quantidade de soluto menor que a de uma solução
saturada a uma dada temperatura.
I) Supersaturada
 Contém uma quantidade de soluto maior que a de uma solução
saturada.
Classificação de soluções
Solubilidade e equilíbrio de solubilidade
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
 É O EQUILÍBRIO ENTRE UM ELETRÓLITO POUCO
SOLÚVEL E OS ÍONS QUE ESTE ELETRÓLITO LIBERA EM
SOLUÇÃO.
KCl(s) K
+
(aq) + Cl
-
(aq)
K = [k+] . [Cl-] K . [KCl(s)] = [k
+] . [Cl-]
[KCl(s)]
Kps = [k+] . [Cl-]
5
Não eletrólitos substâncias que não sofrem dissociação em solução aquosa, condutividade =zero
Eletrólitos substâncias que sofrem dissociação em solução aquosa, tem condutividade
Constante do Produto de Solubilidade, Kps
Definição
 É o nome dado à constante de equilíbrio que reflete
a solubilidade de um composto.
Sólido iônico solução saturada (íons) .
BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2-
(aq)
Kps = [Ba
2+] . [SO4
2-] = s . s
Kps = s
2 
Ca3(PO4)2(s) 3Ca
2+
(aq) + 2PO4
3-
(aq)
Kps = [Ca
2+]3 . [PO4
3-]2 = (3s)3 . (2s)2
Kps = 108s
5
6
Princípio do produto de solubilidade
 “Em uma solução saturada de um eletrólito pouco
solúvel, o produto das concentrações molares dos
íons (mol/L), elevadas a potencias apropriadas é
constante, para uma dada temperatura,
independentemente de outros eletrólitos
presentes na solução”. (Nernst, 1889)
7
Produto de solubilidade e solubilidade
)yx(
yx
ps
yx
K
S 
1º Ex.: 1AgCl(s) 1Ag
+
(aq) + 1Cl
-
(aq)
1 mol de Ag+ é formado para cada mol de AgCl, em
solução aquosa. Portanto, a solubilidade (s) do AgCl =
[Ag+]. [Cl-], sendo que a [Ag+] = [Cl-]:
Kps = [Ag
+].[Cl-]  Kps = s . s  Kps = s
2
KpsS 
)11(
11 1.1

psK
S
1AgCl(s)  1Ag
+
(aq) + 1Cl
-
(aq)
X Y
8
Kps = [Ca
2+] . [F-]2
Kps = 1S
1 . (2S)2  1S1 . 4s2
Kps = 4S
3
S =Kps / 4
CaF2(s) Ca
2+
(aq) + 2F
-
(aq)
  
1 mol 1 mol 2 moles
A solubilidade do CaF2 [Ca
2+]=S e [F-]=2s
Exemplo
)yx(
yx
ps
yx
K
S 
3
9
Exercício 1. A solubilidade molar do Ag2SO4 é de
1,5.10-2 mol.L-1. Calcular seu Kps.
Kps = [Ag]
2 . [SO4
2-]
[Ag+] = 2 . (1,5.10-2) = 3,0.10-2M
[SO4
2-] = 1,5.10-2M
Kps = [Ag
+]2 . [SO4
-2]  Kps = [3,0.10
-2]2 . [1,5.10-2]
Kps = (9,0.10
-4 ) . (1,5.10-2 ) = 13,5 . 10-6 ou
Kps = 1,35 . 10
-5
Ag2SO4(s) 2Ag
+
(aq) + SO4
-2 
(aq)
  
1 mol 2 mol Ag+ + 1 mol SO4
2-
Exercícios: Cálculos de Kps a partir da Solubilidade
10
Exercício 2. Determinou-se experimentalmente que
a solubilidade do cloreto de AgCl a 25oC é de
1,9.10-4 g por 100mL. Calcule o seu Kps.
PM = 143,32g.mol-1
AgCl(s) Ag
+ 
(aq) + Cl
-
(aq)
  
1 mol 1mol 1mol
Kps = [Ag+] . [Cl
-]
11
Exercícios: Cálculos de Kps a partir da Solubilidade
a) Calcular a molaridade da solução de AgCl
1,9.10-4g em 100mL
M = m
PM . V
M = 1,9.10-4 / (143,32 . 0,1) = 1,33.10-5mol.L-1
b) Calcular Kps
[Ag+] = [Cl-] = 1,33.10-5mol/L
Kps = [Ag
+] . [Cl-]
Kps = (1,32.10
-5mol/L) . (1,32.10-5mol/L) = 1,74 . 10-10
Exercícios: Cálculos de Kps a partir da Solubilidade
12
Produtos de solubilidade, solução aquosa, 25ºC
Nome do composto
Fórmula do 
sal
Kps
Cloreto de chumbo PbCl2 1,7. 10
-5
Carbonato de bário BaCO3 8,1.10
-9
Carbonato de cálcio CaCO3 4,8.10
-9
Cloreto de prata AgCl 1,8.10-10
Cloreto de mercúrio I Hg2Cl2 3,5.10
-18
Hidróxido de alumínio Al(OH)3 8,5.10
-23
Hidróxido de ferro Fe(OH)3 3,8.10
-38
Sulfeto de cobre (II) CuS 1,0.10-44
Sulfeto de mercúrio HgS 4,0.10-54
Sulfeto de zinco ZnS 1,0.10-23
Valores de Kps de alguns sais
13
Quanto maior o valor do Kps mais solúvel é o sal
Substâncias e íons
Fórmula 
geral
Solubilidade
Exceção 
(insolúveis)
Ácidos orgânicos R-COOH solúveis --------
Metais alcalinos solúveis Li+
Nitratos Mn+NO3
- solúveis ---------
Acetatos R-COO-Mn+ solúveis R-COO-Ag+
Sulfetos Mn+S2- Insolúveis
Hidróxido de 
metais alcalinos 
e NH4
Cloreto, Brometo e 
Iodeto
Mn+X- solúveis
Iodetos e 
cloretos de Pb2+, 
Ag2
2+, Hg2
2+
Carbonatos e sulfitos
Mn+CO3
Mn+SO3
2- Insolúveis
Carbonatos e 
sulfitos de 
metais alcalinos 
e NH4
Hidróxidos Mn+(OH)n- Insolúveis 
Hidróxido de 
metais alcalinos 
e NH4
Regras de solubilidade
14
Se:
[Ba2+] . [SO4
2-] < Kps  solução insaturada
[Ba2+] . [SO4
2-] = Kps  solução saturada
[Ba2+] . [SO4
2-] > Kps  solução supersaturada
Kps e formação de precipitado
BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
-2 
(aq)
[Ba2+] . [SO4
-2] = Kps
15
Exercício 3: 10 mL de NaCl 0,010 M é adicionado a
10 mL de AgNO3 0,2 M. Ocorrerá formação de
precipitado? (Kps AgCl= 1,7 .10
-10) .
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(aq?) ou (s?) + NaNO3(aq)
AgCl Ag+ + Cl-
Kps = [Ag
+] . [Cl-]
Produto de solubilidade e o Quociente da reação
Lembrete:
Molaridade (M) = mol.L-1 ou mol/L
1Litro -10000mL
16
NaCl e AgNO3 são sais solúveis. Em solução
aquosa:
NaCl  Na+ + Cl- e AgNO3  Ag
+ + NO3
-
NaCl  Na+ + Cl-
Antes: 0,01 M - -
Depois: - 0,01M 0,01M
AgNO3  Ag
+ + NO3
-
Antes: 0,2 M - -
Depois: - 0,2M 0,2M V final = 20 mL
Produto de solubilidade e o Quociente da reação
17
a) Calcular a molaridade (M) da solução diluída
Mi .Vi = Mf . Vf
[Ag+]  0,20 . 0,010 = Mf. 0,020 Mf = 0,1 M
[Cl-]  0,010 . 0,010 = Mf. 0,020 Mf. = 5.10
-3M
b) Calcular o quociente da reação (Q)
Qps = [Ag
+] . [Cl-]
Qps = [0,1] . [5,0x10
-3]
Qps = 5,0x10
-4
Qps (5,0x10-4) > Kps (1,7x10
-10)
18
 Se Qps = Kps  a solução é saturada.
 Se Qps < Kps  solução é insaturada.
 Se Qps > Kps  a solução é supersaturada.
Considerações sobre as relações entre 
Kps e Qps
19
Exercício 4. Misturam-se 200 mL de BaCl2 0,004M
com 600mL de K2SO4 0,0080M. Haverá formação de
precipitado? Kps BaSO4 = 1,1 x 10
-10 .
BaCl2 + K2SO4 BaSO4 + 2KCl 
BaSO4 Ba
2+ + SO4
2-
Kps = [Ba
2+] . [SO4
2-]
Produto de solubilidade e o Quociente da reação:
20
BaCl2 e K2SO4 são sais solúveis. Em solução
aquosa:
BaCl2  Ba
+2 + 2Cl- e K2SO4  2K
+ + SO4
-2
BaCl2  Ba
+2 + 2Cl-
Antes: 0,004 M - -
Depois: - 0,004M 0,008M
K2SO4  2K
+ + SO4
-2
Antes: 0,008 M - - V final =
Depois: - 0,016M 0,008M 800mL
Produto de solubilidade e o Quociente da reação
21
Ba2+ SO4
2-
Mi .Vi = Mf . Vf
0,004 . 200 = Mf . 800
Mf = 0,001 M
Mi .Vi = Mf . Vf
0,008 . 600 = Mf . 800
Mf = 0,006 M
Qps = [Ba
2+] . [SO4
2-]
Qps = (0,001) . (0,006)
Qps = 6,0.10
-6
Qps (6,0.10
-6) > Kps (1,1 x 10
-10)

Ocorrerá precipitação
Produto de solubilidade e o Quociente da reação:
Exercício 4
22
Fatores que afetam a solubilidade
23
I) Pressão: Não exerce efeito significativo.
II) Temperatura: solubilidade aumenta com o
aumento da temperatura se a dissolução for
endotérmica (Princípio de Le Chatelier). Se a
dissolução for exotérmica, ocorre o contrário.
 na temperatura de 50°C, a quantidade máxima de KNO3
que se dissolve em 100 g de água são 80 g. A soluçãoem
questão é saturada.
para obtermos uma solução saturada KNO3 a 80 °C,
teria que dissolver 160 g de KNO3 em 100 g de água.
24
25Analisando 
gráfico
26EFEITO DA TEMPERATURA
Durante a dissolução e a dissociação de um sólido ocorrem
dois processos que envolvem a absorção e desprendimento de
calor.
a) Separação de íons ou moléculas do soluto  para isso é
necessário absorção de calor
b) Solvatação (hidratação dos íons)  envolve o
desprendimento de calor (íon hidratado é mais estável)
27
Quando a quantidade de calor absorvida em (a) é maior que a
despendida em (b), o processo de dissolução é
ENDOTERMICA  Solubilidade aumenta com a temperatura
AB (s) +  H = A + + B-
Quando a quantidade de calor liberado em (b) é maior que a
despendida em (a), o processo de dissolução e dissociação é
EXOTERMICO  Solubilidade diminui com a temperatura
AB (s) = A + + B- +  H 
EFEITO DA TEMPERATURA
28
Constante Dielétrica () é a medida do efeito de um meio
sobre a interação entre cargas opostas
Em meios com alta , a atração entre íons de carga opostas
diminui e fica mais fácil separa-los, favorecendo o processo de
dissolução/ dissociação
Lei de Coulomb : F= q1 . q2 / r2 . 
Solvente 
H20 80
Metanol 32,3
Etanol 25
Acetona 21,3
Efeito da natureza do solvente
Exemplo da prática: teste do sódio com uranil e álcool etílico diminui a 
solubilidade
Efeito do íon comum
 Lei das Ação das Massas descrita no princípio de
Le Chatelier.
O efeito do íon comum é
responsável pela redução da
solubilidade. A solubilidade
diminui devido a presença de um
segundo soluto que contenha um
íon igual a um de seus próprios
íons (Princípio de Le Chatelier,
V1<V2).
NaF Na+ + F-
CaF2(s) Ca
2+ + 2F-
29
Efeito do pH
CaF2(s) Ca
2+
(aq) + 2F
-
(aq)
(adição de H
+
(aq))
F
-
(aq) + H
+
(aq) HF(aq)
consome produto
Desloca o equilíbrio (V1>V2)
CaF2(s) Ca
+
(aq) + 2F
-
(aq)
Aumenta a solubilidade 30
A solubilidade de precipitados contendo um ânion com 
propriedades básicas (CO3
-2, SO4
2-, PO4
3-) ou um cátion com 
propriedades ácidas ou ambos depende do pH.
31
As precipitações com sulfetos são altamente influenciadas pelo pH
Efeito do pH
H2S = H 
+ + HS -
HS- = H + + S -2
1. Quanto mais acida for a solução, mais os equilíbrios se deslocaram 
para a esquerda, ou seja, [H+] , [S-2] ;
2. Em soluções alcalinas , o consumo de H + deslocara os equilíbrios 
para a direita, ou seja, [H+]  , [S-2] 
Consequentemente em pH ácido a concentração de [S-2] é pequena e
precipitam somente os sulfetos menos solúveis (aqueles que precipitam
com apenas uma pequena quantidade de S-2] para que PI  Kps. Os
sulfetos mais solúveis só vão precipitar em meio alcalino, onde a
concentração de sulfetos é maior. Essa é a base da divisão do grupos II e
III de cations .
pH [H+] [S-2] Precipita
ácido alta baixa Só grupo II
Neutro ou alcalino baixa alta GII e GIII
3232Calcule a [S
-2] necessária para precipitar :
CuS  Grupo II  kps= 8 x 10 -37
Kps = [Cu+2] [S-2]  [S-2] = Kps/ [Cu+2] 
para soluções [Cu+2] = 10-3M
MnS  Grupo III  kps= 2,5 x 10 -13
Kps = [Mn+2] [S-2]  [S-2] = Kps/ [Mn+2]
para soluções [Mn+2] = 10-3M
33
CuS  Grupo II  kps= 8 x 10 -37
Kps = [Cu+2] [S-2]  [S-2] = Kps/ [Cu+2] 
para soluções [Cu+2] = 10-3M
[S-2] = 8 x 10 -37/ [10-3]= 8 x 10 -34
MnS  Grupo III  kps= 2,5 x 10 -13
Kps = [Mn+2] [S-2]  [S-2] = Kps/ [Mn+2]
para soluções [Mn+2] = 10-3M
[S-2] = 2,5 x 10 -13/ [10-3]= 2,5 x 10 -10
Ou seja, a quantidade de S-2 necessária para precipitar CuS é
muito menor que a necessária para precipitar MnS, logo CuS
precipita e meio ácido ou alcalino, enquanto que o MnS so
precipita em meio alcalino.
34TAMANHO DA PARTICULA
A SOLUBILIDADE DE UM SOLIDO FORMADO POR PARTICULAS
PEQUENAS É MAIOR DO QUE SE AS PARTICILAS FOREM GRANDES.
Uma mesma massa de um solido formado por partículas pequenas tem
área superficial maior do que se as partícula fossem grandes.
EFEITO DA FORÇA IONICA (EFEITO SALINO)
A SOLUBILIDADE de um precipitado aumenta na presença de sais
solúveis na solução (sem íon comum). O efeito salino tem origem na
atração eletrostática entre os íons de interesse (do precipitado) e os íons
de carga oposta do eletrólito. Quanto maior a concentração do eletrólito e
maior a carga do ion, maior o EFEITO SALINO.