equilíbrio de solubilidade

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA 
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA - CCSST 
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
DOCENTE: PAULO ROBERTO DA SILVA RIBEIRO 
DATA DA PRÁTICA: 10/10/19 
 
 
 
AMANDA ANIELLE REIS SILVA 
MATHEUS DOS REIS BRITO 
JULIANA DA SILVA BARROSO 
YASMIM MENEZES DO NASCIMENTO 
 
 
 
PRÁTICA 6: EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPERATRIZ-MA 
2019 
RESUMO 
A prática consiste no propósito de descrever os testes de solubilidade do Nitrato de prata, 
Sulfato de cobre e do Cloreto de bário, com o objetivo de analisar o equilíbrio de solubilidade, 
observando as reações, ou seja, o equilíbrio de precipitação e dissolução de compostos poucos 
solúveis, a causa da mesma e os fatores de solubilização, ou seja, variáveis que afetam a 
solubilização. Realizou-se a adição de diversas soluções em solução de cloreto de bário 
verificando a formação ou não de precipitado e testando a reversibilidade destas soluções. 
 
1. INTRODUÇÃO 
 A solubilidade depende de várias circunstâncias, tais como: temperatura, pressão, 
concentração de outros materiais na solução e composição do solvente. De maior importância 
é a variação da solubilidade de acordo com a temperatura. De modo geral, pode-se dizer que a 
solubilidade dos precipitados aumenta com a temperatura, a não ser em casos especiais (como 
o sulfato de cálcio), onde ocorre o oposto (VOGEL; AFONSO, 2000). 
 Muitas reações são reversíveis, ou seja, os produtos podem reagir entre si para formar 
novamente os reagentes. Nesses casos, temos a reação direta (reagente virando produto) e a 
reação inversa (produto virando reagente). À medida que a reação direta começa a ocorrer, a 
concentração dos produtos começa a aumentar. Portanto, a velocidade da reação inversa 
também aumenta (de acordo com a Lei de Ação das Massas. Mais explicações no resumo de 
cinética). O equilíbrio é o momento no qual a velocidade da reação inversa iguala-se à 
velocidade da reação direta. Quando a reação alcança o equilíbrio ela parece parar, pois não se 
observa mais alterações no sistema. É importante compreender que na verdade a reação não 
parou: a falta de alterações no sistema deve-se ao fato de a velocidade da reação inversa ser 
igual à da direta, ou seja, logo que se formam novos produtos eles são consumidos para formar 
os reagentes, de modo que as concentrações de produtos e reagentes permanecem constantes. 
Em outras palavras, o equilíbrio químico é dinâmico quando está constantemente ocorrendo 
reações (ATKINS, 2003). 
 A constante de equilíbrio é uma grandeza que relaciona as quantidades de produtos e 
reagentes no equilíbrio segundo o Princípio de Le Chatelier, quando ocorre alguma perturbação 
em um sistema em equilíbrio, o sistema tende a formar produtos ou reagentes de modo a 
minimizar a perturbação. (MOORE, 1976). 
 
2. OBJETIVO 
Estudar o equilíbrio químico precipitação/solubilização de algumas substâncias e observar onde 
haveria a precipitação e analisando os fatores para que cooperem para o mesmo. 
 
3. MATERIAIS 
3.1 Vidrarias: 
▪ Tubos de ensaios 
▪ Béquer de 50 mL 
▪ Pipeta graduada 5 mL – (Incerteza: ± 0,1) 
 
3.2 Utensílios: 
▪ Papel Toalha 
▪ Pisseta com água destilada 
▪ Pipeta de Pasteur ou conta-gotas 
 
3.3 Reagentes: 
▪ Nitrato de Prata (AgNO3) 0,1 mol/L-1; 
▪ Cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L-1; 
▪ Hidróxido de amônio (NH4OH) 0,1 mol/L-1; 
▪ Sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L-1; 
▪ Solução saturada de Cloreto de bário (33 g de BaCl2.2H2O em 100 mL); 
▪ Solução de saturada de Cloreto de Amônio (26 g de NH4Cl em 100 mL); 
▪ Solução saturada de cloreto de sódio (31g de NaCl em 100 mL); 
▪ Solução saturada de cloreto de cálcio (40g de CaCl2, anidro em 100mL); 
▪ Ácido clorídrico concentrado (HCl) – ANIDROL 37,5% 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Equilíbrio de precipitação e dissolução de compostos pouco solúveis 
4.1.1 Reações com íons Ag+: Em um tubo de ensaio adicionou-se 0,5 mL de água destilada e 
acrescentou-se 2 gotas de solução de nitrato de prata 0,1 mol/L-1 e 2 gotas de solução de cloreto 
de sódio 0,1 mol/L-1. Subsequentemente agitou-se e observou-se se houve reações, em seguida 
adicionou-se gotas em excesso de hidróxido de amônio 1,0 mol/L-1 e observou-se o que ocorreu. 
4.1.2 Reações com íons Cu2+: Em um tubo de ensaio adicionou-se 0,5 mL de água destilada e 
acrescentou-se 2 gotas de solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L-1 e 2 gotas de solução de 
hidróxido de amônio 0,1 mol/L-1. Subsequentemente agitou-se e observou-se se houve reações, 
em seguida adicionou-se gotas em excesso de hidróxido de amônio 1,0 mol/L-1 e observou-se o 
que ocorreu. 
Em outro tubo de ensaio adicionou-se 0,5 mL de água destilada e acrescentou-se 2 gotas de 
solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L-1 e 2 gotas de solução de hidróxido de sódio0,1 mol/L-1 
Posteriormente agitou-se e observou-se se houve reações, em seguida adicionou-se gotas em 
excesso de hidróxido de amônio 1,0 mol/L-1 e observou-se o que ocorreu. 
 
4.2 Equilíbrio precipitação/Solubilidade BaCl2 
Pegou-se quatro tubos de ensaio, numerados de 1 a 4, e adicionou-se em cada tubo 1 mL de 
solução saturada de cloreto de bário, em seguida, adicionou-se gota a gota das seguintes soluções: 
TUBO SOLUÇÃO 
1 Ácido clorídrico concentrado 
2 Solução saturada de cloreto de sódio 
3 Solução de cloreto de cálcio 
4 Solução saturada de cloreto de amônio 
 
Com um total de 10 gotas agitou-se e observou-se o início da formação de um precipitado de 
cloreto de bário, verificou-se a reversibilidade do equilíbrio, adicionando água destilada em 
pequenas porções e com agitação nos tubos que apresentaram o precipitado, até a dissolução 
completa do mesmo. 
 
 
 
5. RESULTADOS E DISCURSSÕES 
5.1 Equilíbrio de precipitação e dissolução de compostos pouco solúveis 
5.1.1 Reações com íons Ag+: No tubo com H2O destilada + 2 gotas de AgNO3 houve formação 
de um precipitado ao adicionar mais 2 gotas de NaCl o precipitado dissolveu formando um 
corpo de fundo. Em seguida adicionou-se hidróxido de amônio em excesso observou-se a 
reversibilidade da solução. A reação é dada por: 
AgNO3(aq) + NaCl(s) →AgCl(s) + NaNO3(aq) 
5.1.2 Reações com íons Cu2+: No tubo com H2O destilada + 2 gotas de CuSO4 não houve 
alteração ao adicionar mais 2 gotas de NH4OH houve a formação de um precipitado e alteração 
na coloração de incolor para azul. Em seguida adicionou-se hidróxido de amônio em excesso 
observou-se a reversibilidade da solução. A reação é dada por: 
CuSO4(aq)+ NH4OH(aq) → Cu(OH)2(s) + NH3SO4(aq) 
Já no tubo com H2O destilada + 2 gotas de CuSO4 não houve alteração ao adicionar mais 2 
gotas de NaOH houve a formação de um precipitado. Em seguida adicionou-se hidróxido de 
amônio em excesso observou-se a reversibilidade da solução. A reação é dada por: 
CuSO4(aq)+ NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) 
5.3 Equilíbrio precipitação/solubilidade bacl2 
Ao adicionar 10 gotas das seguintes soluções obteve os seguintes resultados: 
TUBO SOLUÇÃO REAÇÃO 
1 Ácido clorídrico concentrado Formação de um precipitado branco turvo com 
duas fases, corpo de fundo solido e 
sobrenadante incolor. Solução supersaturada. 
2 Solução saturada de cloreto de 
sódio 
Solução saturada sem alterações/reações. 
3 Solução de cloreto de cálcio Solução saturada precipitado tamanho 
coloidal. 
4 Solução saturada de cloreto de 
amônio 
Solução saturada sem alterações/reações. 
 
Logo após adicionou-se água destilada nas soluções anteriores e obtendo: 
 
 
TUBO SOLUÇÃO REAÇÃO 
1 Ácido clorídrico concentrado + 
H2O destilada 
O precipitado dissolveu, tornando visível a 
solubilidade e reversibilidade da reação. 
2 Solução saturada de cloreto de 
sódio + H2O destilada 
Continuou no equilíbrio de saturação, não 
ocorre solidificação. 
3 Solução de cloreto de cálcio + 
H2O destilada 
Continuou no equilíbrio desaturação, não 
ocorre solidificação. 
4 Solução saturada de cloreto de 
amônio + H2O destilada 
Continuou no equilíbrio de saturação e 
houve uma pequena formação de 
precipitado. 
 
Nas soluções que não houve alterações e não ocorreram reações se deu por conta que as 
soluções usadas eram saturadas, com exceção da solução de HCl que era concentrada, ou seja, 
não ocorre reação com duas soluções saturadas. 
 
6. CONCLUSÃO 
Com está prática observou-se, que são diversos os fatores que influenciam na solubilidade de 
um composto, principalmente a polaridade e a adição de outros compostos, entretanto, as 
soluções com solubilidades totais e parciais, por diferentes fatores levaram a compreensão de 
que cada composto possui uma solubilidade particular, com seus fatores adjacentes e em 
diferentes soluções, podendo ser reversível adicionando outras substâncias ou não. 
REFERÊNCIAS 
 
VOGEL, A. I.; AFONSO, J. C. Análise química quantitativa. Grupo Gen-LTC, 2000. 
8521625790. 
ATKINS, P. Físico-química: fundamentos. 3ª. Edição. Rio de Janeiro. LTC Editora, 2003. 
MOORE, Walter J. traduzido por JORDAN, Tvo. Físico-química. Edgard Blucher: São Paulo, 
1976. 4° edição. 
APÊNDICE 
 
I. IMAGENS 
 
 
 Figura 1. Reação de Ag+ e Cu+ 
 
 Figura 2. Equilíbrio, precipitação e solubilidade de BaCl2 
 
 
 
 
II. EXERCÍCIOS 
1°) Qual a condição necessária para a precipitação do cloreto de prata? Apresente a 
equação de equilíbrio e a expressão da constante de solubilidade (Kps). 
As reações de precipitação caracterizam-se pela formação de um precitado sólido pouco 
solúvel, a partir de uma solução aquosa de duas substâncias. A solubilidade do cloreto de prata 
é igual à quantidade da concentração dos íons cloreto e íons pratos dissolvido na solução do 
cloreto de prata. Uma quantidade excedente dos íons cloreto e prata da concentração do cloreto 
de prata irá possibilitar a precipitação. 
AgCl → Ag+ + Cl- 
Kps = [Ag+]x[Cl-] / [AgCl] 
 
2º) Discuta a dissolução do precipitado de AgCl em função da adição de hidróxido de 
amônio. Apresente as equações do equilíbrio de precipitação e de complexação, e 
determine a constante de equilíbrio simultâneo. 
Como já descrito no relatório acontecerá o seguinte: O cloreto de prata, que foi formado na 
reação, é insolúvel em água por consequência disso ele precipitou-se no fundo do béquer. 
Como na solução foi acrescentada solução saturada de hidróxido de amônio teremos a seguinte 
reação: 
AgCl + 2NH4OH --> Ag(NH3)2Cl + 2H2O 
Forma-se um cátion complexo o diamin-prata Ag(NH3)21+ cujo sal cloreto de diamin é 
solúvel, então se acrescentar NH4OH na reação de precipitação anterior o precitado de AgCl 
acabará por se solubilizar. 
 
3º) Apresente a equação iônica dos equilíbrios estudados no desenvolvimento da aula 
prática. 
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 
AgCl + 2NH4OH --> Ag(NH3)2Cl + 2H2O 
CuSO4 + NH4OH → Cu(OH)2 + NH3SO4 
Cu(OH)2 + 4NH4OH --> [Cu(NH3)4]2+ 
BaCl2 + HCl → BaCl2 + HCl 
BaCl2 + NaCl → BaCl2 + NaCl 
BaCl2 + CaCl2 → BaCl2 + NaCl2 
BaCl2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4Cl 
 
4º) Quais equações estudadas são reversíveis? 
AgCl Ag+ + Cl- - Reversível por adição de base. 
BaCl2 (s) Ba2+ (aq)+ 2Cl- (aq) – Reversível por hidrolise. 
 
5º) Explique por que somente em alguns dos casos estudados observou-se a precipitação 
de cloreto de bário? 
Como já descrito no relatório, O Kps de um metal varia de acordo com o pH, tendo assim um 
pH "ideal" para sua precipitação, onde o Kps é menor. O que acontece neste exemplo é que o 
Kps do Cloreto de bário em meio ácido é menor do que em meio básico, havendo assim sua 
precipitação quando adicionamos HCl (por tornar o pH mais ácido).