aula 1 - Regra de Solubilidade

Prévia do material em texto

 SOLUBILIDADE QUÍMICA 
01. Dissolução de um composto em água 
- Alguns compostos como cloreto de níquel, cloreto 
de sódio e diversos outros sais se dissolvem em 
água. 
NiCl2 (s) + H2O → Ni+ (aq) + 2Cl- (aq) 
 
02. Formação de um precipitado 
- Outros compostos quando misturados produzem 
um precipitado ou sólido 
Pb2+ + 2I- → 2PbI (s) (é um precipitado amarelo)
 
03. Reação de um composto em água 
- Já outros compostos reagem em água, como o 
sólido metálico, reage violentamente com a água 
para formar hidróxido de sódio aquoso e gás 
hidrogênio 
2Na (s) + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2 (g) 
 
→ Na análise qualitativa com muita frequência é 
necessário precipitar um ou mais íons enquanto outros 
permanecem em solução. Assim é útil conhecer a 
solubilidade relativa dos compostos em água, de forma 
que possamos escolher um precipitante adequado 
baseado em previsões de precipitação. 
→ A solubilidade dos compostos pode ser tratada 
quantitativamente quando se conhece a sua constante 
do produto de solubilidade ou KPS. 
Ex: clore de prata (AgCl) é considerado um composto 
insolúvel em água 
 
→ Compostos insolúveis em água são aqueles cuja 
solubilidade molar (s) é menor/igual a 0,01 M 
 
S ≤ 0,01 M → INSOLÚVEL 
0,01 < s < 0,1 M → MODERADAMENTE SOLÚVEL 
S ≥ 0,1 M → SOLÚVEL 
 
→ TABELA DE REGRA DE SOLUBILIDADE PARA 
COMPOSTOS IÔNICOS COMUNS 
 
OBS: cátions de metais alcalinos = lítio (Li+), sódio (Na+), 
potássio (K+), rúbio (Rb+), césio (Cs+) e frâncio (Fr+) 
• 2NaOH (aq) + Mg(No3)2 (aq) → HAVERÁ 
PRECIPITAÇÃO? 
- O hidróxido de sódio (NaOH) e o nitrato de magnésio 
(Mg{No3}2) são solúveis em água e são eletrólitos 
fortes. 
- Ao misturar as duas soluções teremos os seguintes 
íons: 
2Na+ (aq) + Mg2+ (aq) + 2OH- (aq) + 2No3- → ? 
>> O hidróxido de magnésio (Mg{OH2}) é insolúvel, 
porque todos os hidróxidos são insolúveis e o hidróxido 
de magnésio não é uma exceção. Portanto ele ira 
precipitar sobre condições adequadas e como todos os 
nitratos são solúveis, o nitrato de sódio (Na{No3}) não 
precipitará. 
2NaOH (aq) + Mg(No3)2 (aq) → Mg(OH2) (s) + 2Na+ + 
No3- 
- Precipitação branca 
 
>> Ag+, Pb2+, Cu2+, Ba2+, Na+ + reagente precipitante → 
HAVERÁ PRECIPITAÇÃO? 
- PRECIPITAÇÃO DOS CLORETOS 
• Ag+ + Cl- → AgCl (s) precipitado branco 
• Pb2+ + 2Cl- → PbCl2 (s) precipitado branco 
• Cu2+ + 2Cl- + 2H2O → CuCl2.2H2O (aq) solução verde 
• Ba2+ + 2Cl- → não ocorre reação 
• Na+ + Cl- → não ocorre reação 
Cu2+ Ba2+ e Na+ não haverá a formação de precipitado 
 
- Quando se deseja precipitar prata (Ag) e chumbo 2 
(Pb2+) com o cloreto deve se evitar um grande excesso 
de ácido clorídrico diluído e também não se deve usar 
ácido clorídrico concentrado para que não haja 
dissolução dos precipitados devido a formação de cloro 
complexo solúvel incolor fracamente dissociado com o 
excesso de íons cloreto. 
 
- Com relação ao cobre 2 (Cu2+) a percepção da cor 
AZUL CLARA da solução deve se ao fato dele estar 
complexado com água formando o íon tetraquocuprato 
(II), quando se adiciona ácido clorídrico diluído a solução se 
torna VERDE CLARA porque o íon cloreto é uma base 
de lewis mais forte que a molécula de água e consegue 
deslocar as moléculas de água do complexo 
tetraquocuprato formando no caso cloreto de cobre (II) 
dihidratado que é solúvel em água. Se utilizar ácido 
clorídrico concentrado haverá formação do complexo 
tetraclorocuorato (II) AMARELO 
 
→ Para realizar os experimentos com os ácidos 
nítricos diluídos 6 molar, consultamos primeiro a tabela 
de regras de solubilidade e vemos que todos os nitratos 
são solúveis, portanto esperasse que não ocorra a 
formação de precipitado para os íons a seguinte: 
• Ag+ + No3- → não ocorre reação 
• Pb2+ + 2No3- → não ocorre reação 
• Cu2+ + 2No3- → não ocorre reação 
• Ba2+ + 2No3- → não ocorre reação 
• Na+ + No3- → não ocorre reação 
 
>> M + L → ML (s) 
M = Ag+, Pb2+, Cu2+, Ba2+, Na+ 
L = SO42- (ìon sufato), CH3COO- (ìon acetato), S2- (íon 
sulfeto) CO32- (íon carbonato) I- (íon iodeto) CrO42- (íon 
cromato) OH- (íon hidroxido) 
• Precipitação de sulfatos 
- A prata (Ag2SO4) é moderadamente solúvel pois a 
sua solubilidade em água é 0,025 mol/l. só haverá 
precipitação de sulfato de prata se a amostra e o 
precipitante estiverem com concentrações alta de 
prata e sulfato respectivamente. 
 
 
• Precipitação de acetatos 
- Observamos uma torvação no tubo de ensaio 
contendo prata. O acetato de prata é o sal mais solúvel 
entre os sais de prata, sua solubilidade chega a ser 
maior que a solubilidade do sulfato de prata. 
 
 
• Precipitação de sulfetos 
- Para precipitar sulfetos a tioacetamida é utilizada 
como fonte de ácido sulfídrico. Em temperaturas 
elevadas a tioacetamida se hidrolisa, primeiro formando 
acetamida e ácido sulfídrico e depois suavemente a 
reação procede gerando acetato de amônia > No caso 
do nosso experimento as soluções dos cátions são 
neutras ou suavemente ácidas, portanto, após adicionar 
tioacetamida e levar os tubos de ensaio para 
aquecimento em banho maria as duas primeiras reações 
de hidrólise apresentadas aqui irão ocorrer no meio 
reacional 
 
- Em seguida o ácido sulfídrico irá ionizar formando íons 
sulfeto que irão reagir com os cátions metálicos da 
amostra para formar precipitados. 
 
- Quando se faz experimentos com tioacetamida as 
vezes se observa uma turbação nas soluções das 
amostras logo após a adição da tioacetamida. Isso 
ocorre porque o ácido sulfídrico é um composto redutor 
e poderá reagir com agentes oxidantes presentes na 
solução tais como, nitrato, sulfato e ate mesmo o 
oxigênio dissolvido na amostra. Isso provoca uma 
turvação da solução devido a formação de precipitado 
amarelo pálido de enxofre 
 
- Após a adição de tioacetamida aos tubos de ensaio 
observamos a precipitação imediata do sulfeto de prata 
negro (Ag2S), isso ocorre mesmo que sem aquecimento 
porque a constate do produto de solubilidade do sulfeto 
de prata é muito baixa em relação as constantes dos 
sulfetos dos outros cátions que estamos estudando. 
- A quantidade de sulfeto q se forma na solução logo 
após a adição de tioacetamida é suficiente apenas para 
precipitar o sulfeto de prata onde houve a formação de 
precipitado amarelo isso indica que a espécie oxidante 
no meio reacional é reduzida pelo ácido sulfídrico. Uma 
solução de cobre é preparada com sulfato de cobre, o 
sulfato reage com o ácido sulfídrico formando um 
precipitado amarelo pálido de enxofre > Após o 
aquecimento dos tubos de ensaio em banho maria por 
10 minutos observamos que a formação de precipitação 
de sulfeto de chumbo negro e sulfeto de cobre também 
negro > consultando a tabela de regra de solubilidade 
vemos q o sulfeto de bário e de sódio são solúveis. 
>> ANTES DO AQUECIMENTO 
 
 
>> DEPOIS DO AQUECIMENTO 
 
 
• Precipitação de carbonatos 
- Nos experimentos com carbonato de sódio como 
precipitante pode ocorrer a formação de hidróxido de 
chumbo branco que se mistura ao carbonato de chumbo 
também branco. 
- No caso de cobre (II) pode haver a formação de 
hidróxido de cobre (II) que é um gel azul, devido a 
hidrolise do carbonato de sódio que libera hidroxilas no 
meio reacional 
 
- Só o sódio não precipita 
 
 
• Precipitação de iodeto 
- Os ensaios com iodeto de potássio temos duas 
importantes considerações a fazer: 
>> 1ª OBS: o cobre (II) é um agente oxidante brando 
capaz de oxidar o iodeto até triiodeto. No caso quando 
se mistura iodeto de potássio a amostra contendo 
cobre (II) há a formação de precipitado de iodeto cobre 
(I) branco que é mascarado pela solução marrom 
contendo triiodeto, é necessário centrifugar e lavar o 
precipitado com água destilada para observar a cor 
branca do precipitado 
 
 
>> 2ª OBS: não devemos adicionar excesso de iodeto de 
potássio ao precipitado de iodeto de chumbo (II) pois, o 
iodeto de chumbo forma complexo solúvel de iodo com 
iodeto em excesso chamado de tetraiodoplumbato (II)• Precipitação de cromato 
- quanto aos experimentos com cromato de potássio 
uma observação importante a fazer é que em solução 
aquosa o íon cromato se encontra em equilíbrio com o 
íon dicromato, esse equilíbrio se chama: equilíbrio 
cromato-dicromato > quando dizemos que uma solução é 
de cromato de potássio estamos dizendo que naquela 
solução a excesso do íon cromato onde o meio esta com 
o pH básico favorecendo o deslocamento do equilíbrio 
cromato-dicromato no sentido de formar íon cromato 
cuja a cor característica é o amarelo > já o meio com o 
pH ácido favorece o deslocamento do equilíbrio no 
sentido de formação do íon dicromato de cor laranja. 
 
- No experimento que vamos ver utilizamos cromato de 
potássio, ou seja, existe excesso do íon cromato na 
solução precipitante 
 
• Precipitação dos hidróxidos 
- No caso dos experimentos para formação dos 
hidróxidos insolúveis duas observações são importantes: 
>> 1ª OBS: o hidróxido de sódio é uma base forte 
completamente dissociada em água portanto, a 
concentração de hidroxilas no meio reacional é maior do 
que quando se utiliza hidróxido de amônia que é uma 
base fraca ou por dissociada em solução 
 
- Os experimentos com hidróxido de sódio, o precipitado 
de hidróxido de chumbo (II) branco poderá se dissolver 
caso haja excesso de hidróxido de sódio no meio 
reacional formando tetrahidroxiplumbato (II) que é 
incolor 
 
 
 
- Nos experimentos feitos com hidróxido de amônio a 
reação com íon prata fornece um precipitado marrom 
dióxido de prata que solubiliza em excesso de reagente 
formando o complexo diaminoargentato > A reação com 
íon cobre (II) fornece um precipitado azul de sulfato 
básico de cobre (II) quando se adiciona pouco reagente 
de hidróxido de amônio pois, a solução de trabalho é 
sulfato de cobre. O excesso de hidróxido de amônio 
solubiliza o sulfato básico de cobre devido a formação 
do íon complexo azul anil de tetraminocuprato (II)