Equilíbrio de Solubilidade

Prévia do material em texto

Equilíbrio de Solubilidade 
 
❖ Formação de precipitados dos sais ou da 
solubilização de sais pouco solúveis 
❖ Dissolução de um sal: 
1. Separação de íons da rede cristalina do 
sólido a partir do consumo de energia 
(energia reticular – ER) 
2. Solvatação: dispersão dos íons no meio 
aquoso, havendo a liberação de energia 
(energia de hidratação – EH) 
▪ A água estabiliza os íons por ter uma 
parte positiva e outra negativa, fazendo 
com que permaneçam dissolvidos no 
meio 
▪ A solubilidade de um sólido em água 
depende da diferença entre as energias 
reticular e de hidratação 
▪ Se ER > EH, a solubilização é feita com 
processo endotérmico 
▪ Se ER = EH, a solubilização independe da 
temperatura 
▪ Se ER < EH, a solubilização é feita com 
processo exotérmico 
❖ Coeficiente de Solubilidade: 
▪ É a quantidade de soluto suficiente para 
saturar (dissolver totalmente) o solvente 
em uma determinada temperatura 
▪ Quando se agita um eletrólito (se é sal, é 
um eletrólito forte) pouco solúvel (uma 
parte continua sólida e a outra fica na 
forma de íons), até resultar em uma 
solução saturada, se estabelece um 
equilíbrio (heterogêneo) entre a fase 
sólida e os respectivos íons em solução 
▪ Equilíbrio de solubilidade: a parte sólida 
está em equilíbrio com a solução, onde 
parte do sólido fica em solução e parte 
dos íons voltam para o sólido 
 
❖ Produto de Solubilidade (KPS): 
▪ É o produto das concentrações em 
mol/L dos íons existentes em uma 
solução saturada, estando cada 
concentração elevada ao coeficiente do 
íon na equação de dissociação iônica 
❖ Solubilidade Molar (S): 
▪ Medida em mol/L 
▪ Exemplo: composto BxAy 
▪ [B+] = x x S; [A-] = y x S 
❖ S = x+yKPS / xx x yy 
❖ Solubilidade normal (s) é medida em g/L 
❖ Precipitação Fracionada ou seletiva: 
▪ Importante nos processos de separação 
de cátions e ânions de espécies de 
interesse quando possuem solubilidades 
distintas e suficientemente diferentes para 
promover a separação em solução pelo 
uso de um reagente precipitante seletivo 
▪ KPSX / KPSy = A 
▪ 1 / [Y] = A, para descobrir qual solubilidade 
é maior e confirmar a relação entre os 
KPS 
▪ KPSX < KPSy, então o X precipita primeiro, 
por ser o menos solúvel 
❖ Efeito da Temperatura: 
▪ Afeta as velocidades de reação direta e 
inversa de uma reação química, alterando 
a posição do equilíbrio ou o valor de Kps 
▪ Como a dissociação da maioria dos sólidos 
ocorre com absorção de calor, então o 
grau de dissociação de um sal solúvel 
aumentará com o aumento da 
temperatura (assim, a solubilidade molar 
aumentará) 
▪ Exceções: Ce2(SO4)3, CaSO4, Li2SO4, 
FePO4, Ca3(PO4)2 
 
❖ Efeito do pH: 
▪ A solubilidade de precipitados contendo 
um ânion com propriedades básicas (base 
conjugada forte) ou um cátion com 
propriedades ácidas (ácido conjugado 
forte), ambos dependem do pH 
❖ Efeito da constante dielétrica do solvente: 
▪ A natureza polar da molécula de água 
exerce efeitos de solvatação sobre 
ânions e cátions do soluto, formando íons 
hidratados, e essa força de atração 
supera as forças que mantêm cátions e 
ânions na estrutura cristalina do sal 
▪ Solventes orgânicos não apresentam 
estas forças de atração iônicas da mesma 
forma que a água 
▪ Muitos sais inorgânicos são pouco 
solúveis nesses solventes, de modo que, 
em geral, a solubilidade de um sal pouco 
solúvel em água pode ser ainda mais 
reduzida mediante a adição de um 
solvente orgânico 
▪ Quanto menos polar é o solvente, menor 
será a solubilidade 
❖ Efeito do tamanho das partículas: 
▪ Devido à alta superfície específica, os 
cristais menores são mais solúveis do que 
os maiores, assim como os cristais 
imperfeitos são mais solúveis do que os 
perfeitos 
▪ Um íon submetido a um menor número 
de forças de atração (como numa 
superfície convexa ou numa imperfeição 
do cristal) pode mover mais facilmente 
para a solução 
▪ O sistema de cristalização afeta a solubili-
dade, uma vez que altera a distância entre 
os íons na rede 
▪ Quando o tamanho da partícula é suficien-
temente pequeno, a área superficial por 
mol se torna grande, aumentando assim 
seu contato com o solvente, de modo 
que, quanto menor o cristal formado, 
maior será a sua solubilidade 
❖ Efeito de íons distintos ou Força iônica: 
▪ À medida que aumenta a força iônica, 
diminuem os coeficientes de atividade, de 
modo que há um aumento da solubilidade 
do eletrólito, por efeito da presença de 
eletrólitos inertes (distintos) 
▪ Atividade: ax = [x] x x 
▪ A solubilidade dos compostos pouco 
solúveis é, em geral, maior em soluções 
que contêm eletrólitos (cátions ou ânions) 
inertes (diferentes dos que compõem o 
sal pouco solúvel) do que em água 
▪ A presença desses eletrólitos inertes 
influencia a força iônica do meio, levando 
à variação dos coeficientes de atividade 
dos íons 
▪ KPST = [A+] x [B-] 
A x B 
▪ À medida que aumenta a força iônica da 
solução, os coeficientes de atividade 
diminuem e o produto [A+] x [B-] aumente 
para manter o KPS constante 
❖ Efeito do íon comum: 
▪ Esse íon está em solução igual aos que 
fazem parte do sal pouco solúvel 
▪ É uma consequência da Lei das Ações 
das Massas descritas no princípio de Le 
Chatelier 
▪ É responsável pela redução da solubili-
dade de um precipitado iônico quando um 
composto solúvel contendo um dos íons 
do precipitado é adicionada à solução que 
está em equilíbrio com o precipitado 
❖ Efeito da hidrólise do ânion sobre a 
solubilidade: 
▪ Quando o ânion A- de um sal de baixa 
solubilidade, MA(s), sofre hidrólise, há um 
aumento da solubilidade do sal MA(s), 
sendo a extensão do aumento da 
solubilidade dependente da basicidade do 
ânion A- ou do valor de Ka do ácido fraco 
❖ Efeito da hidrólise do cátion sobre a 
solubilidade: 
▪ O efeito da hidrólise dos cátions metálicos 
tem como consequência o aumento da 
solubilidade dos compostos de baixa 
solubilidade contendo esses mesmos 
cátions, em especial os cátions trivalentes 
e os tetravalentes do bloco d da tabela 
periódica 
❖ Efeito da hidrólise do ânion e do cátion sobre 
a solubilidade: 
▪ A solubilidade também pode ser aumen-
tada pelo efeito da hidrólise simultânea do 
cátion e do ânion 
▪ Ocorre devido à reação dos íons hidroxila 
e hidrônio produzidos em cada reação de 
hidrólise 
❖ Efeito da formação de complexos: 
▪ No caso das reações paralelas do cátion 
com espécies presentes no sistema que 
resulta na formação de complexos 
solúveis, haverá um aumento na 
solubilidade do precipitado, de acordo 
com o princípio de Le Chatelier 
▪ Quanto mais estáveis forem os comple-
xos, mais provável será a dissolução dos 
precipitados 
▪ Quanto menor a solubilidade dos 
precipitados, mais difícil será conseguir 
um agente complexante apropriado para 
dissolvê-los 
▪ Dois tipos diferentes de reações 
envolvendo a formação de complexos a 
partir da dissolução de um precipitado são 
de importância na química analítica 
▪ Apesar do efeito do íon comum, muitos 
precipitados são solúveis no excesso do 
reagente, devido à reação entre o cátion 
do precipitado e o ânion do reagente 
precipitante, levando à formação de 
complexos solúveis 
▪ Inicialmente, a solubilidade do precipitado 
diminui pelo efeito do íon comum e à 
medida que a concentração do ânion 
precipitante aumenta, a solubilidade 
aumenta, devido ao efeito da formação 
de complexos solúveis 
▪ É importante o cálculo da concentração 
do ligante em que é mínima a solubilidade 
do precipitado, sabendo-se em que 
concentração do ligante teremos o sal 
pouco solúvel ou os seus íons em solução