Equilíbrios de Solubilidade€¦ · a) Produto de Solubilidade: constantedeequilíbrioentreum sólidoeseusíonsdissolvidos Bi 2S 3(s) 2Bi3+(aq)+3S2−(aq) K= (a Bi3+) 2 (a S2−)

Equilíbrios de Solubilidade

I Equilíbrio entre um sal sólido e seus íons dissolvidos em umasolução saturada

I Aplicação no tratamento do esgoto sanitário

a) Produto de Solubilidade: constante de equilíbrio entre umsólido e seus íons dissolvidos

Bi2S3(s) 2Bi3+(aq) + 3S2−(aq) K = (aBi3+)2 (aS2−)3

aBi2S3

I aBi2S3 = 1 (sólido puro) ⇒ K = (aBi3+)2 (aS2−)3

I K = Kps: constante do produto de solubilidade ouconstante de solubilidade

I Como esse sal é pouco solúvel aBi3+ ≈[Bi3+] e aS2− ≈

[S2−]

Logo,Kps =

[Bi3+]2 [S2−]3

QUÍMICA GERAL Fundamentos


I O produto de solubilidade é geralmente aplicado apenas a saispouco solúveis

I Em compostos quase insolúveis a dissociação dos íonsraramente é completa

Tabela: Constantes de solubilidade de interesse ambiental.



Tabela: Constantes de solubilidade de interesse ambiental (cont).



Tabela: Constantes de solubilidade de interesse ambiental (cont).



ProblemaA solubilidade molar (s) do iodato de chumbo(II), Pb (IO3)2, é40µmol L−1, em 25 ◦C. Qual o valor de Kps do iodato dechumbo(II) em 25 ◦C?



ProblemaA solubilidade molar (s) do iodato de chumbo(II), Pb (IO3)2, é40µmol L−1, em 25 ◦C. Qual o valor de Kps do iodato dechumbo(II) em 25 ◦C?

– Como a solubilidade molar é pequena ⇒ Kps deve serpequeno

– Escreva a equação químicaPb (IO3)2 (s) Pb2+(aq) + 2IO−

3 (aq)– Escreva a expressão do produto de solubilidade

Kps =[Pb2+] [IO−

3

]2– Relação entre Pb (IO3)2 e Pb2+

1 mol de Pb (IO3)2 ' 1 mol de Pb2+[Pb2+] = s



– Relação entre Pb (IO3)2 e IO−3

1 mol de Pb (IO3)2 ' 2 mols de IO−3[

IO−3

]= 2s

– Como Kps =[Pb2+] [IO−

3

]2Kps = (s) (2s)2 = 4s3

Kps = 4×(40× 10−6)3

Kps = 2, 6× 10−13



ProblemaO produto de solubilidade do sulfato de prata, Ag2SO4, é1, 4× 10−5. Qual a solubilidade desse sal em água em 25 ◦C?



ProblemaO produto de solubilidade do sulfato de prata é 1, 4× 10−5. Quala solubilidade desse sal em água em 25 ◦C?

– Considere que o sal se dissocia completamente e que o ânionnão é protonado pela água

– Escreva a equação químicaAg2SO4(s) 2Ag+(aq) + SO2−

4 (aq)– Escreva a expressão do produto de solubilidade

Kps =[Ag+]2 [SO2−

4

]– Relação entre Ag2SO4 e Ag+

1 mol de Ag2SO4 ' 2 mols de Ag+[Ag+] = 2s



– Relação entre Ag2SO4 e SO2−4

1 mol de Ag2SO4 ' 1 mol de SO2−4[

SO2−4

]= s

– Como Kps =[Ag+]2 [SO2−

4

]Kps = (2s)2 (s) = 4s3

1, 4× 10−5 = 4s3

s = 15× 10−3

s = 15 mmol/L



b) Efeito do íon comumI Precipitar um íon de um sal pouco solúvel

– Remoção de metais pesados em estações de tratamento porprecipitação na forma de hidróxidos

I Princípio de Le Chatelier: se adicionarmos um segundo sal ouum ácido que fornece um dos mesmos íons – um íon comum – auma solução saturada de um sal, o equilíbrio se desloca,diminuindo a concentração dos íons adicionados

AB(s) A+(aq) +B−(aq)Adição de mais B− à solução ⇒↓ A+(aq)⇒↑ AB(s)

I Adição de mais Cl− à uma solução saturada de KCl (VÍDEO)


https://www.youtube.com/watch?v=c9_Ab0BzlC4


Figura: a) Cátions e ânions em solução aquosa ; b) Quando mais ânionssão adicionados, a concentração de cátions decresce



ExemploConsidere a reação

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq)

com Kps = 1, 6× 10−10 em 25 ◦C e a solubilidade molar do AgClem água = 13 µmol/L.Adição de NaCl à solução ⇒ ↑ [Cl−]Como Kps =

[Ag+] [Cl−] é constante:

↑ [Cl−]⇒ ↓[Ag+]

Com menos Ag+ em solução ⇒ a solubilidade do AgCl em umasolução de NaCl é menor do que em água pura



ProblemaPrimeiramente, vamos avaliar a

[Ag+] em uma solução aquosa de

AgCl em 25 ◦C, cujo Kps = 1, 6× 10−10

Kps =[Ag+] [Cl−]

1 mol de AgCl⇐⇒ 1 mol de Ag+ ⇐⇒ 1 mol de Cl−Kps =

[Ag+]2 =⇒

[Ag+] = 1, 3× 10−5



ProblemaAgora, determine a solubilidade do cloreto de prata em umasolução 1, 0× 10−4 mol/L de NaCl(aq), em 25 ◦C.

– Devido à presença de um íon comum, a solubilidade do AgClem uma solução de NaCl deve ser inferior à solubilidade emágua

– Escreva a equação do produto de solubilidade e resolva para aconcentração dos íons prata



ProblemaQual a solubilidade do cloreto de prata em uma solução1, 0× 10−4 mol/L de NaCl(aq), em 25 ◦C?

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq)Kps =

[Ag+] [Cl−][

Ag+] = Kps/ [Cl−]

Se [NaCl] = [Cl−] = 1, 0× 10−4 e Kps = 1, 6× 10−10[Ag+] = 1, 6× 10−10

1, 0× 10−4 = 1, 6× 10−6

ResumoA concentração dos íons Ag+ é 1, 6× 10−6, que é 10 vezes menorque a solubilidade do AgCl em água pura, como esperado.



c) Força IônicaI Muitos íons em soluçãoI ai = γi[i]I O coeficiente de atividade mede o desvio do comportamento

idealI Na reação Hg2 (IO3)2 (s) Hg2+

2 + 2IO−3 a constante de

equilíbrio é:Kps = aHg2+

2· a2

IO−3

Kps = γHg2+2

[Hg2+

2]· γ2

IO−3

[IO−

3]2

Se as concentrações de Hg2+2 e IO−

3 aumentam quando seadiciona um segundo sal, que aumenta a força iônica, oscoeficientes de atividade diminuem com o aumento da forçaiônica.

I Quando discutimos Atividades: “aH2O = 1 mas para a água domar, que contêm muitos sais dissolvidos γ ≈ 0, 98”



d) PrecipitaçãoI Quociente da reação

Em um determinado momento da reaçãoAmBn(s)→ mA(aq) + nB(aq)

Qps = [A]m × [B]n

Podemos comparar esse Qps com o Kps



ExemploIodeto de chumbo precipita quando reagem iguais volumes dePb(NO3)2(aq) 0,2 mol/L e KI(aq) 0,2 mol/L?

I PbI2 apresenta Kps = 1, 4× 10−8 em 25 ◦CI PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I−(aq) Kps = [Pb2+][I−]2

I Como foram usados volumes iguais, o volume final é o dobroe, consequentemente, as concentrações serão metade dasoriginais:[Pb2+(aq)] = [Pb(NO3)2(aq)]/2 = 0, 2/2 = 0, 1 mol/L[I−(aq)] = [KI(aq)]/2 = 0, 2/2 = 0, 1 mol/L

I Qps = [Pb2+][I−]2 = 0, 1× 0, 12 = 10−3

I como Qps > Kps =⇒ PbI2 precipita nessas condições.



Pb(NO3)2(aq) +KI(aq)→ PbI2(s) +KNO3(aq)


https://youtu.be/2EQznGPZY5A


ExemploCloreto de prata precipita quando 200 mL de AgNO3(aq)10−4 mol/L reagem com 900 mL de KCl(aq) 10−6 mol/L?Dado: Kps para AgCl(s) vale 1,6 ×10−10 em 25 ◦C



ExemploCloreto de prata precipita quando 200 mL de AgNO3(aq)10−4 mol/L reagem com 900 mL de KCl(aq) 10−6 mol/L?

I AgCl apresenta Kps = 1, 6× 10−10 em 25 ◦CI AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq) Kps = [Ag+][Cl−]I O volume final é 1,1 L:

[Ag(aq)] = [AgNO3(aq)]× 0, 2/1, 1 = 1, 8× 10−5 mol/L[Cl−(aq)] = [KCl(aq)]× 0, 9/1, 1 = 8, 2× 10−7 mol/L

I Qps = [Ag+][Cl−] = 1, 8× 10−5 × 8, 2× 10−7 = 1, 5× 10−11

I como Qps < Kps =⇒ AgCl não precipita nessas condições.



AgNO3(aq) +KCl(aq)→ AgCl(s) +KCl(aq)


https://youtu.be/VqINSHMxv1E


e) Complexos IônicosI A solubilidade de um sal aumenta se ele puder formar um

complexo iônico com outras espécies em soluçãoI Ag+(aq) + 2NH3(aq)→ Ag(NH3)+(aq)

– Na presença de amônia em quantidade suficiente, todo oprecipitado de halogeneto de prata se dissolve


https://youtu.be/4uZqAWwguXU

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Equilíbrios de Solubilidade€¦ · a) Produto de Solubilidade: constantedeequilíbrioentreum sólidoeseusíonsdissolvidos Bi 2S 3(s) 2Bi3+(aq)+3S2−(aq) K= (a Bi3+) 2 (a S2−)