Universidade Estadual de Ponta GrossaSetor de Ciências Biológicas e da saúdeDepartamento de Ciências Farmacêuticas

Carlos Miguel de Oliveira Jr Gustavo de Paula Ripka

Jessica Bittar Camargo Juliane Santos

Lucian de Lara Rechetzki

Deslocamento de Equilíbrio QuímicoEfeito Íon Comum

Professor Alysson Martins

Ponta Grossa

20101.Objetivo

Verificar a presença de formação de precipitados nas soluções realizadas, verificando o efeito íon comum e posteriormente calcular o coeficiente solubilidade de cada uma.

2.Introdução2.1 Efeito do Íon Comum

O efeito do íon comum é um efeito da ação das massas previsto a partir do princípio de Le Chatelier e é demonstrado pelos exemplos seguintes.

Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema. Consideremos, por exemplo, o seguinte equilíbrio:

- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca,

portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o exceso adicionado. O íon H+

(aq) é o íon comum ao sistema. - adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH -

(aq) que reage com o cátion H+

(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+

(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH-

(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio. O efeito do íon comum é responsável pela redução da solubilidade de

um precipitado iônico quando um composto solúvel contendo um dos dois íons do precipitado é adicionado à solução que está em equilíbrio com o precipitado.

A solubilidade de compostos pode ser afetada pela presença de íons na solução. Por exemplo, a solubilidade do PbCl2 :

Ela será afetada se íons de chumbo ou cloreto estiverem presentes na solução antes do cloreto de chumbo ser adicionado. Esse é um reflexo do Princípio de Le Chatelier – se for adicionado íons chumbo ou cloreto na mistura, o equilíbrio será deslocado para a esquerda na equação acima, para que essa adição seja anulada. Isso reduzirá a solubilidade do cloreto de chumbo. Isso é o efeito do íon comum.2.2 Produto de Solubilidade

Em uma solução aquosa saturada em equilíbrio com um composto iônico levemente solúvel, o produto da concentração molar dos íons, elevado

ao seu coeficiente na equação de solubilidade, é uma constante de equilíbrio, chamada de produto de solubilidade (Kps). O Kps tem um valor fixo a uma dada temperatura e é independente da concentração dos íons individuais.O produto de solubilidade de uma reação pode ser calculado como segue:

Kps= [A+]a [B-]b

O composto AB não entra na constante de equilíbrio por ser sólido. Produtos de solubilidade dos sais são uma indicação indireta das suas

solubilidades expressas em mol/L (solubilidade molar). No entanto, o Kps é mais útil que a solubilidade molar, pois esta é afetada quando existem íons comuns na solução.

O Kps é diretamente proporcional a solubilidade de um composto, ou seja, quanto maior o Kps, mais solúvel esse sal é.

3.Material e Métodos

3.1 Material

-Tubos de Ensaio;-Estante para tubos de ensaio;-Pipetas graduadas de 10 mL;-Béquer;- Na3PO4 0,2mol/L;- NaCl 0,2mol/L;- AgNO3 0,2mol/L;-H2O;- NH4OH 5mol/L;- Na2S 0,2mol/L;- AgNO3 0,4mol/L;- NaC2H3O2 0,4mol/L;- HC2H3O2 0,2mol/L;

3.2 Métodos

Precipitação de sais pouco solúveis:Colocou-se algumas gotas de Na3PO4 0,2mol/L, NaCl 0,2mol/L, e Na2S

0,2mol/L respectivamente em três tubos de ensaio em seguida adicionou-se 2 gotas de AgNO3 0,2mol/L a cada tubo, observando-se a mudança de coloração e a formação de precipitado nas soluções.

Em um quarto tubo, colocou-se 2 gotas Na3PO4 0,2mol/L, 4 gotas de H2O e 6 gotas de AgNO3 0,2mol/L e agitou-se permitindo que o precipitado se deposita-se. Após decantar o líquido sobrenadante, adicionou-se então NH4OH 5mol/L e novamente agitou-se até que o sólido se dissolveu completamente. E por fim adicionou-se á solução resultante, 2 gotas de Na2S 0,2mol/L.

Adicionou-se gotas de solução Na2S 0,2mol/L no precipitado de Ag3PO4

e ao precipitado de AgCl.

Efeito da ConcentraçãoAdicionou-se 4 gotas de AgNo3 0,4mol/L e 4gotas de NaC2H3O2 0,4mol/L

em um tubo de ensaio.Em um segundo tubo adicionou-se 2 gotas de NaC2H3O2 0,4mol/L e

50ml de água destilada em um béquer. Agitou-se e em seguida colocou-se 2 gotas de AgNO3 0,4mol/L.

Em um terceiro tubo de ensaio adicionou-se 4 gotas de AgNO3 2mol/L e 4 gotas de HC2H3O2 0,2mol/L. (HC2H3O2 0,2mol/L é preparado pela adição de uma gota de HC2H3O2 5mol/L a 24 gotas de água destilada)

4.Resultados e Discussão

2-Precipitação de sais pouco solúveis:2.2.1- Na primeira solução obtida, observou-se a formação de precipitado

amarelo, ou seja, houve a formação de um sal Ag3PO4 conforme a reação abaixo:

1Na3+1(PO4)-3

(aq) + 3 Ag+1NO3 -1

(aq) ↔ 3Na+1(NO3) -1

(aq) + 1 Ag+1(PO4)-3 ↓ (0,2mol/L) (0,2mol/L)

↓3 Ag(PO4) ↔ 3 Ag+1(aq) + PO4

-3(aq)

Kps= [Ag+1] 3 . [PO4-3]Kps=1,3x 10-20

Na segunda solução, formou-se um precitado branco o sal AgCl, conforme segue:

Na+Cl- (aq) + Ag+1(NO3) -1

(aq) ↔ Na+1(NO3) -1

(aq) + Ag+Cl-↓(0,2mol/L) (0,2mol/L)

↓AgCl ↔ Ag+(aq) + Cl-

(aq)

Kps= [Ag+1] . [Cl-]Kps= 1,8 x 10-10

Na terceira solução obteve-se a formação de um precipitado preto Ag2S,

segundo a reação:

Na2+S-2

(aq) + 2Ag+1(NO3) -1

(aq) ↔ 2Na+(NO3)

-1(aq) + Ag2

+1 S-2↓ (0,2mol/L) (0,2mol/L)

↓Ag2S ↔ 2Ag+1(aq)

+ S-2(aq)

Kps= [Ag+1]2 . [S-2]Kps=1.6×10–49

2.1.2- Neste experimento após obter-se o sal Ag3PO4 que precipitou na primeira

reação adicionou-se hidróxido de amônio (NH4OH) uma base fraca que se

dissociou em NH3+ e H2O, este íon reagiu com o Ag3PO4 resultando em um

sal solúvel que depois reagiu com Na2S, na qual novamente formou-se um sal insolúvel Ag2S conforme representado abaixo:

1Na3+1(PO4)-3

(aq) + 3 Ag+1NO3 -1

(aq) ↔ 3Na+1(NO3) -1

(aq) + 1 Ag+1(PO4)-3 ↓ (0,2mol/L) (0,2mol/L)

NH4OH ↔ NH3 + H2O

1Ag+1(PO4)-3 ↓ + 6NH3(aq) ↔ 3[Ag(NH3)2]+ (solúvel) + PO4

-3(aq)

3[Ag(NH3)2]+ (solúvel) + Na2

+S-2(aq) ↔ ↓Ag2S + 2Na+

(aq) + 4 NH3(aq) (0,2mol/L)

2.1.3-

2Ag+1(PO4)-3 ↓ + Na2+S-2

(aq) ↔ 3Ag2S↓ + 2Na3+1(PO4)-3

2Ag+Cl-↓ + Na2+S-2

(aq) ↔ Ag2S↓ + 2Na+Cl-

2.2-Efeito da Concentração

2.2.1-

Ag+1(NO3) -1

(aq) + CH3COO-1Na+1 (aq) ↔ Na+1(NO3)

-1(aq) + CH3COO-1Ag+1

(0,4mol/L) (0,4mol/L)

2.2.2-

Ag+1(NO3) -1

(aq)+CH3COO-1Na+1(aq) + H2O (50ml) ↔ Na+1(NO3)

-1(aq)+CH3COO-1Ag+1

(0,4mol/L) (0,4mol/L)

2.2.3-

Ag+1(NO3) -1

(aq) + CH3COO-1H+1(aq) ↔ X

5.Conclusão

6.Referências Bibliográficas1.SKOOG, D.A. et al, Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: Thomsom. 2005.2.ATKINS, P. W.; PAULA, Julio de. Físico-química. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC Ed, 2004. v.1.3.http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ksp.htm

Questão

1AgCl ↔ 1Ag+(aq) + 1Cl-

(aq) [AgCl] = [Ag+] = [Cl-] = Y

Kps = [Ag+] x [Cl-]1,8 x 10-10 = Y2

Y = 1,34 x 10-5 mol/L

1 mol ------ 143,5 g 1,92 x 10-3 g ------ 1000 g H2O1,34 x 10-5 mol ------ x g x ------ 100 g H2Ox = 1,92 x 10-3 g/L x = 1,92 x 10-4 gA solubilidade em água do AgCl é 1,34 x 10-5 mol/L e 1,92 x 10-4 g/100gr.

Ag3(PO4) ↔ 3 Ag+1(aq) + PO4

-3(aq)

[Ag3(PO4) ] = [Ag+1] = [PO4-3] = Y

Kps = [Ag+1]3 x [PO4-3]

1,3x 10-20 = Y3xY 1,3x 10-20 = Y4

Y=1,06x10-5 mol/L

1 mol ------ 419 g 4,44x10-3 g ------ 1000 g H2O1,06x10-5 mol ------ x g x ------ 100 g H2Ox= 4,44x10-3 g/L x = 4,44x10-4 gA solubilidade em água do Ag3(PO4) é de 1,06x10-5 mol/L e 4,44x10-4 g/100gr

Ag2S ↔ 2Ag+1(aq)

+ S-2(aq)

[Ag2S] = [Ag+1] = [S-2] = YKps= [Ag+1]2 .x [S-2]

1.6×10–49 = Y3

Y=5,42x10-17 mol/L

1 mol ------ 248 g 1,34x10-14 g ------ 1000 g H2O5,42x10-17 mol ------ x g x ------ 100 g H2Ox= 1,34x10-14 g/L x = 1,34x10-15 gA solubilidade em água do Ag2S é de 5,42x10-17 mol/L e 1,34x10-15 g/100gr