Resumo Equilíbrio Iônico de solubilidade parte 1

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Química Analítica 
- Definição 
Compreende e aborda o equilíbrio iônico de solubilidade de sais pouco solúveis e da precipitação 
de sais. 
- Dissolução de Sais 
I) Processo 1: Consiste na separação de íons que antes eram formados por meio de uma ligação 
iônica, e que formavam uma rede cristalina do sólido, então o cátion se liga ao ânion, formando 
uma rede cristalina. Sua quebra, exige uma certa energia reticular (ER) tendo em vista que, sua 
conformação antiga se caracterizava como estável e por isso, sua quebra acontece mediante 
consumo de energia. 
II) Processo II: O segundo processo chamado de solvatação e em meio aquoso, tem-se como 
denominação hidratação, é o que garante que depois da quebra, as duas espécies de cargas 
opostas não tornem a ligar-se novamente, permanecendo em forma de íon. Para impedir que 
elas não se liguem novamente e estabeleçam a ligação iônica, e faz isso porque a água possui 
duas espécies com cargas opostas (Hidrogênio sendo positivo, oxigênio sendo negativo) que 
integram com as espécies de íons formadas pelo processo I. Por exemplo: o cátion é estabilizado 
pela parte negativa da molécula de água, e o ânion é circundado pela parte positiva da água, e 
assim, ambos são estabilizados. Tal estabilização gera/libera dada energia, chamada energia de 
hidratação. 
Como resultado dos dois processos acima, tem-se que a solubilidade, ou seja, a separação dos 
íons de um sólido em água depende da diferença entre as energias reticular e de hidratação, 
visto que, em uma é necessário o investimento energético e na outra ocorre a liberação de 
energia. 
Se ER > EH : solubilização com processo endotérmico, isto porque como a energia reticular é 
superior a energia de hidratação, é necessário que mais energia seja depositada no sistema para 
que as moléculas a rede cristalina sejam rompidas e assim, forme íons. (T aumenta e gera o 
aumento da solubilidade) 
Se ER < EH : solubilização com processo endotérmico, isto porque no segundo processo tem-se 
a liberação de energia maior do que o que foi gasto inicialmente, assim, se por acaso é 
adicionado ao sistema energia em forma de calor pelo aumento da temperatura, a solubilidade é 
diminuída. (T diminui e gera o aumento da solubilidade) 
SE ER = EH : solubilização não depende da temperatura, porque qualquer tipo de adição ou 
retirada de energia do sistema ocorre proporcionalmente para ambas as energias igualando-as. 
Tais condições são extremamente raras. 
- Coeficiente de solubilidade: 
É a quantidade de soluto suficiente para saturar, ou seja, dissolver determinada quantidade de 
solvente, numa dada temperatura, sendo o conceito de saturação a concentração máxima de 
soluto possível. 
Portanto, quando se agita um eletrólito pouco solúvel como sal, até resultar uma solução saturada, 
se estabelece um equilíbrio (heterogêneo) entre a fase sólida e os respectivos íons em solução. 
Vale salientar que a quantidade de íons é pequena e pode-se compreender que esse equilíbrio 
acontece porque parte da estrutura que estava na fase sólida, originou íons e a porção que se 
encontrava na forma iônica é convertida para a forma sólida. Resultando no estudo dos equilíbrios 
iônicos heterogêneos. 
- Produto de solubilidade: Kps 
Se existe um equilíbrio entre as quantidades de íons e de fase heterogênea, existe também uma 
constante relacionada que afirma: o produto de solubilidade é o produto das concentrações (em 
mol/L) dos íons existentes em uma solução saturada, ou seja, quanto que solubilizou por meio da 
agitação e portanto saiu do sólido e passou para a solução, estando cada concentração elevada 
ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica. 
• Para um sal BA pouco solúvel temos: 
BA (s) ↔ B+ (aq) + A- (aq) Kps: [B+] [A-] 
 
Generalizando: para um sal geral do tipo Bx Ay, temos: 
 BXAY (s) ↔ xB+ (aq) + yA- (aq) Kps = [B+]x [A-]y 
 
 
- Produto de solubilidade e Solubilidade 
Existe uma relação entre a constante e solubilidade que corresponde à concentração que 
relaciona as espécies. 
Considerando S, a solubilidade molar de um composto BxAy, então podemos dizer que: 
[B+] = xS e [A-] = yS 
Substituindo a expressão da constante de equilíbrio: 
Kps = [xS]x [yS]y → Kps = xxSx * yYSY 
 Kps = xXyY SX+Y → SX+Y = Kps 
 xXyY 
 S = √
𝐾𝑝𝑠
𝑥𝑥𝑦𝑦
𝑋+𝑌
 
 
- Precipitação fracionada ou seletiva 
É muito importante nos processos de separação de cátions e ânions, de espécies de interesse, 
quando possuem solubilidades distintas e suficientemente diferentes para promover a separação 
delas em solução pelo uso de um reagente precipitante seletivo. 
Ex: A uma solução contendo [Ba2+] = 10-2 mol/L e [Sr2+] = 10-2 mol/L adicionou-se gota a gota 
uma solução de Na2SO4 (aq) concentrada. Considerando que não há variação do volume final e 
que Kps (BaSO4) = 1,1 * 10-10 e Kps (SrSO4) = 2,8 * 10-7, responda: 
a) Qual sal precipita primeiro? 
 
 
b) A concentração de SO42- na qual BaSO4 (s) começa a precipitar 
 
c) A concentração de SO42- na qual SrSO4 (s) começa a precipitar