G1 - 3 - Equilibrio de solubilidade

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14/09/2021 
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Sumário 
 Equilíbrio de Solubilidade 
 Efeito do íon comum 
 Exercícios 
Objetivo: 
 - Calcular a solubilidade molar (s), o produto de solubilidade 
(Kps) de um sal pouco solúvel e entender o efeito do íon 
comum 
Referência: 
Cap. 11.8 a 11.12 - Princípios de Química “Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente” – Peter Atkins e Loretta Jones. 
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Dissolução 
 O termo “dissolução” deriva do latim dissolutĭo, e refere-se á um 
fenômeno físico de dissolver (separar o que estava unido de alguma 
forma, misturar de forma homogénea as moléculas de uma 
substância num líquido). 
 
 Na dissolução, moléculas do soluto ficam rodeadas pelo solvente = 
Solvatação. 
 
 Quando este solvente é a água chama-se Hidratação. 
 
 
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Relembrando 
Solução saturada  é quando a solução está em equilíbrio com o soluto não 
dissolvido. 
 
Solução insaturada  é quando tem menos soluto do que o necessário para formar 
uma solução saturada. 
 
Solução supersaturada  é quando tem mais soluto do que o necessário para 
formar uma solução saturada. 
 
 
Se 36 gramas por 100 mL a 0°C é 
a solubilidade no NaCl em água, 
acima desse valor a solução será 
supersaturada e abaixo será 
insaturada. 
supersaturada 
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Equilíbrio de Solubilidade 
 Eletrólito é toda a substância que, dissociada, origina íons positivos (cations) e 
íons negativos (ânions), pela adição de um solvente ou aquecimento. 
 
 Quando um não eletrólito se dissolve em água, a solução resultante contém 
apenas células neutras. Ex: Sacarose. 
C12H22O11(s)  C12H22O11(aq) 
 
 Entretanto quando um eletrólito sólido se dissolve, pelo menos dois tipos de 
partículas (íons) são liberados na solução e na saturação. Ex: NaCl. 
 NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) 
 
 
 
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Equilíbrio de Solubilidade 
 Equilíbrio que existe entre um sal sólido e seus íons dissolvidos em 
uma solução saturada. (equilíbrio heterogêneo). 
 
 
 Com isso, é possível prever a solubilidade de um sal e controlar a 
precipitação. 
 Este método é utilizado para separar e analisar mistura de sais, por 
exemplo: 
 Tratamento de águas residuais e extração de minerais da água do 
mar. 
 
 
 
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Profa. Cristiane Portella 6 
Efeitos da água dura 
 https://www.vazamentos.info/os-efeitos-nocivos-do-calcario-o-que-e-agua-dura/ 
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Kps – Produto de Solubilidade 
 O produto de solubilidade do soluto é a constante de equilíbrio para 
o equilíbrio entre um sal não dissolvido e seus íons em uma solução 
saturada. 
 
 
 
 
 
O produto de solubilidade é geralmente significativo apenas para sais 
pouco solúveis. 7 
Kps – Produto de Solubilidade 
 Uma das maneiras mais fáceis de se determinar o Kps é medir 
a solubilidade, em mol L-1, do composto. 
Solubilidade em mol L-1 
Concentração em mol L-1 
do composto em uma 
solução saturada 
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[A3+] [B2-] 
Início 0 0 
Mudança + 2s + 3s 
Equilíbrio 2s 3s 
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Fatores que afetam a solubilidade 
 Temperatura 
 Numa reação endotérmica a solubilidade  com o aumento da temperatura e o 
valor de Kps ; 
 Numa reação exotérmica a solubilidade  com o aumento da temperatura e o 
Kps . 
 
 Interações soluto-solvente 
 Quanto mais fortes as atrações entre moléculas de soluto e solvente maior a 
solubilidade 
 
 Pressão (gás) 
 Quanto maior a pressão do gás maior será sua solubilidade 
 
Exercício 
1) A solubilidade, em mol L-1, do cromato de prata, Ag2CrO4, é 6,5 x 10
-5 
mol L-1. Determine o valor do Kps do sal. 
Resposta: Kps = 1,1 x 10-12 
[Ag+] = 2s = [2x6,5.10-5 ] 
[CrO4
2-] = s = 6,5.10-5 
Kps = (2s) 2 . (s) = 4s3 = 4 x (6,5.10-5) 3 
10 
2s s 
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Exercício 
2) A solubilidade, em mol L-1, do iodato de chumbo (II), Pb(IO3)2, a 26 
oC, 
é 4,0 x 10-5 mol L-1. Determine o valor do Kps do sal. 
Pb(IO3)2(s) Pb
2+(aq)+ 2IO3
-(aq) 
11 
s 2s 
Exercício 
3) O valor tabelado do Kps para o iodato de cromo (III), em água, é 5,0 
x 10-6. Estimar a solubilidade do composto. 
Resposta: 0,021 mol L-1 
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5,0 x 10^-6 = s x (3s)^3 
5,0 x 10^-6 = s x 27 s^3 
5,0 x 10^-6 = 27 s^4 
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Exercício 
4) O produto de solubilidade do sulfato de prata, Ag2SO4, é 1,4 x 10
-5. 
Estimar a solubilidade do sal. 
Ag2SO4(s)  2Ag
+(aq)+ SO4
+2(aq) 
Resposta: 1,5 x 10-2 mol L-1 
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Efeito do Íon Comum 
 Uma forma de remover metais pesados (Pb e Hg) de águas 
residuais é por precipitação na forma de hidróxidos. 
 Entretanto, como os íons estão em equilíbrio dinâmico com o sal 
sólido, existem alguns íons dos metais pesados na solução. 
 Como nos livrar destes íons remanescentes? 
 
 
Princípio de Le Chatelier 
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Efeito do Íon Comum 
 Princípio de Le Chatelier: se adicionarmos um segundo sal ou ácido 
que forneça um dos íons – o íon comum – a uma solução saturada, 
então esta tenderá ao equilíbrio pela diminuição da concentração 
dos íons adicionados. 
 
Efeito do Íon Comum = redução na solubilidade de um sal pouco 
solúvel pela adição de um sal solúvel que tenha um íon em 
comum com ele. 
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A solubilidade diminui quando um íon comum é adicionado. 
Ex: CaF2(s) -> Ca
2+(aq) + 2F-(aq) 
 
À medida que se adiciona F- (do NaF, por exemplo), o equilíbrio 
desloca-se no sentido contrário ao aumento. 
Consequentemente, forma-se CaF2(s) e ocorre uma 
precipitação. 
À medida que se adiciona NaF ao sistema, a solubilidade do 
CaF2 diminui. 
Efeito do Íon Comum 
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 Suponha que temos uma solução saturada de AgCl. O que ocorre quando 
adicionamos NaCl (0,10 molL-1)? 
 AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq) 
 Kps = 1,6 x 10-10 (25oC) 
 s = 1,3 x 10-5 mol L-1 
A [ ] de Cl- aumenta, para que a Kps permaneça constante a [ ] de Ag diminuiu. O equil. desloca-
se para a esquerda  A solubilidade do AgCl vai diminuir 
Matematicamente: 
Kps = [Ag+] [Cl-]  [Ag+] = Kps/ [Cl-] = 1,6 x 10-10 = 1,6 x 10-9 
 0,10 
Solubilidade passou de 10-5 na ausência do sal para 10-9 na presença de NaCl, logo  10 000 x. 
 
 
Efeito do Íon Comum 
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Exercício 
5) Qual é a solubilidade, em mol L-1, aproximada do carbonato de cálcio, 
CaCO3, em CaCl2 (aq) 0,20 mol L
-1? 
Dado: Kps = 8,7 x 10-9 
CaCl2 (aq) ⇋ Ca
2+ (aq) + 2 Cl- (aq) 
 0,20 0,40 
CaCO3 (s) ⇋ Ca
2+ (aq) + CO3
2- (aq) 
 0,20 +x x 
Kps = [Ca2+].[ CO3
2-] 
[ CO3
2-] = (8,7 x 10-9) / 0,20 = 4,4 x 10-8 mol L-1 
O carbonato de cálcio se dissolve até a concentração de [CO3
2- ] 
for igual a 4,4 x 10-8 mol L-1 
Resposta: 4,4 x 10-8 mol L-1 
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Exercício 
6) Qual é a solubilidade, em mol L-1, aproximada de Brometo de prata, AgBr, 
em CaBr2 (aq) 0,10 mol L
-1? 
Dado: Kps = 7,7 x 10-13 
CaBr2 (aq) ⇋ Ca
2+ (aq) + 2 Br- (aq) 
 0,10 0,20 
AgBr (s) ⇋ Ag+ (aq) + Br- (aq) 
 x x + 0,20 
Kps = [Ag+].[ Br-] 
[ Ag+] = (7,7 x 10-13) / 0,20 = 3,8 x 10-12 mol L-1 
 
Resposta: 3,8 x 10-12 mol L-1 
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Prevendo a precipitação 
 Quando um precipitado começará a se formar? 
 Numa mistura com o sal A e o sal B, quem precipita primeiro? 
 
 
 
 
 
 Se Qps  Kps – ocorre a precipitação! 
 
 
Determinar o quociente de 
reação - Qps 
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 PREVENDO A PRECIPITAÇÃO 
 A constante do produto de solubilidade para o PbI2 a 25
oC é Kps 
= 1,4 x 10-8. 
 Quando duas soluções 0,20 molL-1 de Pb(NO3)2 e KI são 
misturadas, ocorrerá (a) ou não(b) a precipitação do Iodeto de 
chumbo, PbI2? Considere que foram adicionados volumes iguais 
dos dois íons. 
 Kps = 1,4 x 10-8 = [Pb2+][I-]2 
 Como foram adicionado V iguais, a concentração de cada um cai a 
metade:0,20  0,10 
 C1.V1 = C2.V2 0,20 x 100 = C2 x 200  C2 = 0,10 
 [Pb2+][I-]2 = 0,10 . 0,102 = 1,0 x 10-3 
 1,0 x10-3>>1,4 x 10-8  ocorrerá a ppção 
 
Prevendo a precipitação 
Qps >Kps => precipita 
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Exercício 
7) Haverá formação de precipitado de cloreto de prata, AgCl, quando 
200 mL de AgNO3(aq) 1,0 x 10
-4 mol L-1 e 900 mL de KCl (aq) 1,0 x 10-6 
mol L-1 forem misturados? 
Dado: Kps (AgCl) = 1,6 x 10-10 
Resposta: Não. (Qps = 1,5 x 10-11 < Kps) 22 
AgCl(s) <-> Ag+(aq) + Cl-(aq) 
AgNO3(aq) -> Ag+(aq) + NO3-(aq) 
KCl(aq) -> K+(aq) + Cl-(aq) 
? 
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Precipitação Seletiva 
 Uma mistura de íons em solução pode ser separada pela 
adição de um ânion com o qual se formam sais com 
solubilidades diferentes. 
 Só é possível quando as solubilidades são bem diferentes. 
 
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Exercício 
8) Uma amostra de água do mar contém, entre outros solutos, as seguintes 
concentrações de cátions solúveis: 
Mg2+(aq) 0,050 mol L-1 e de Ca2+(aq) 0,010 mol L-1. Com base nos dados fornecidos, 
determine a ordem na qual cada íon precipita à medida que NaOH sólido é adicionado, 
e dê a concentração de OH- quando a precipitação de cada um começar. 
Considere que não há mudança de volume com a adição de NaOH. 
Dados: 
Kps (Ca(OH)2) = 5,5 x 10
-6 
Kps (Mg(OH)2) = 1,1 x 10
-11 
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Mg(OH)2 (s) <-> Mg
2+(aq) + 2OH-(aq) 
Kps = [Mg 2+] [OH -] 2 
1,1 x 10 -11 = 0,050 x [OH-]2 
[OH-]2 = 2,20 x 10 -10 
[OH-] = 1,48 x 10 -5 
[OH-] = 1,5 x 10 -5 
 
Ca(OH) 2 (s) <-> Ca
2+(aq) + 2OH-(aq) 
Kps = [Ca 2+] [OH -] 2 
5,5 x 10 -6 = 0,010 x [OH-]2 
[OH-]2 = 5,50 x 10 -4 
[OH-] = 2,30 x 10 -2 
[OH-] = 2,3 x 10 -2