O documento discute conceitos relacionados à solubilidade de sais, incluindo: (1) a definição de solubilidade e como ela varia com a temperatura; (2) como calcular o produto de solubilidade Ks a partir da solubilidade; e (3) como fatores como o ião comum afetam a solubilidade.

2. » Solubilidade - Quantidade máxima de um sal que é
possível dissolver num dado volume de solvente, a uma
determinada temperatura.
2Daniela Pinto
Solubilidade é a concentração do soluto numa solução
saturada, a uma dada temperatura.

3. 3Daniela Pinto

4. » Quando a dissolução é um
fenómeno endotérmico, a
solubilidade aumenta com a
temperatura.
» Quando a dissolução é um
fenómeno exotérmico, a
solubilidade diminui com a
temperatura.
4Daniela Pinto
A solubilidade dos sais em água varia com a temperatura.

5. 5Daniela Pinto
» A parte do sal que se dissolve dissocia-se completamente em iões
(dissolução);
» Como a solução está saturada parte dos iões positivos e negativos
juntam-se originando o sólido (precipitação).
Solução saturada de cloreto de prata em contacto com AgCl(s)
𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠
𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑝𝑟𝑒𝑐𝑖𝑝𝑖𝑡𝑎çã𝑜
𝐴𝑔+
𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞)

6. 6Daniela Pinto
Solução saturada de AgCl
𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 ⇌ 𝐴𝑔+
𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞)
𝐾𝑠 = 𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
𝑀𝑔𝐹2(𝑠) ⇌ 𝑀𝑔2+
(𝑎𝑞) + 2 𝐹−
(𝑎𝑞)
Solução saturada de MgF2
𝐾𝑠 = 𝑀𝑔2+
𝐹− 2

7. 7Daniela Pinto
Solução saturada de AgCl
𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 ⇌ 𝐴𝑔+
𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞)
Início ------ 0 0
Equilíbrio ------ s s
𝐾𝑠 = 𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
𝐾𝑠 = 𝑠 𝑥 𝑠
𝑠 = 𝐾𝑠
A solubilidade dos sais com
proporção de iões 1:1, é dada
por:
𝑠 = 𝐾𝑠

8. 8Daniela Pinto
Solução saturada de MgF2
𝑀𝑔𝐹2 𝑠 ⇌ 𝑀𝑔2+
𝑎𝑞 + 2 𝐹−
𝑎𝑞
Início ------ 0 0
Equilíbrio ------ s 2 s
𝐾𝑠 = 𝑀𝑔2+
𝐹− 2
𝐾𝑠 = 𝑠 𝑥 (2𝑠)2
𝑠 =
𝐾𝑠
4
3
A solubilidade dos sais com
proporção de iões 1:2, é dada
por: 𝑠 =
𝐾𝑠
4
3

9. 9Daniela Pinto
A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de s e
não do de Ks pois este é afetado pelos valores dos coeficientes
estequiométricos
Para comparar solubilidades de sais devemos
comparar valores de s e não de Ks

10. 10Daniela Pinto
A solubilidade molar do sulfato de prata é 1.5×10-2 mol/L. Calcule o
produto de solubilidade.
𝐴𝑔2 𝑆𝑂4 𝑠 ⇌ 2 𝐴𝑔+
𝑎𝑞 + 𝑆𝑂4
2−
𝑎𝑞
Início ------ 0 0
Equilíbrio ------ 2s s
𝐾𝑠 = 𝐴𝑔+ 2
𝑆𝑂4
2−
⇔ 𝐾𝑠 = (2𝑠)2
𝑥 𝑠 ⇔
𝐾𝑠 = 4 × (1,5 × 10−2)3 ⇔ 𝐾𝑠 = 1,4 × 10−5
O produto de solubilidade é 1,4 x 10-5

11. 11Daniela Pinto
A solubilidade do AgCl a 25°C é 1,9x10-4 g por 100 mL. Calcule o seu Ks.
𝐾𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− ⇔ 𝐾𝑠 = 𝑠 𝑥 𝑠
⇔ 𝐾𝑠 = (1,33 × 10−5)2 ⇔ 𝐾𝑠 = 1,82 × 10−10
O produto de solubilidade é 1,82 × 10−10
Massa molar do AgCl = 143,32 g mol-1
𝐶 =
1,33𝑥10−6
0,1
= 1,33𝑥10−5
𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3
𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 ⇌ 𝐴𝑔+
𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞)
Equilíbrio ------ s s

12. 12Daniela Pinto
Determine a massa de cloreto de chumbo que se pode dissolver, no
máximo, em 250 mL de água, supondo que não há variação de volume.
𝐾𝑠 = 𝑃𝑏2+
𝐶𝑙− 2
⇔ 𝑠 =
1,7 ×10−5
4
3
⇔ s = 1,6x10−2
𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3
M(PbCl2) = 278 g mol-1
Ks(PbCl2)= 1,7x10-5
𝐂á𝐥𝐜𝐮𝐥𝐨 𝐝𝐨 𝐧ú𝐦𝐞𝐫𝐨 𝐝𝐞 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐪𝐮𝐞 𝐬𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞 1,6x10−2 =
𝑛
0,25
⇔ 𝑛 = 4,0𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙
𝑃𝑏𝐶𝑙2 𝑠 ⇌ 𝑃𝑏2+
𝑎𝑞 + 2𝐶𝑙−
(𝑎𝑞)
Equilíbrio ------ s 2 s
𝐂á𝐥𝐜𝐮𝐥𝐨 𝐝𝐚 𝐦𝐚𝐬𝐬𝐚 𝐪𝐮𝐞 𝐬𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞 4,0𝑥10−3
=
𝑚
278
⇔ 𝑚 = 1,11 𝑔

13. 13Daniela Pinto
» Quando se misturam as soluções de dois sais solúveis em água,
pode suceder que se forme um novo sal insolúvel em água.
» Esta reação designa-se por reação de precipitação.
» Este sal insolúvel que se forma é um sólido a que se chama
precipitado.

14. 14Daniela Pinto
As reações de precipitação são reações de troca iónica, com formação
de dois sais.
2 𝐾𝐼 𝑎𝑞 + 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 𝑎𝑞 → 𝑃𝑏𝐼2 𝑠 + 2 𝐾𝑁𝑂3(aq)
A 25⁰C
Ks(PbI2) = 8,7 x 10-9
Precipita o sal que tiver menor solubilidade.

15. 15Daniela Pinto
Haverá formação de precipitados quando o quociente da reação (Qs)
correspondente ao equilíbrio desse sal for maior que o respetivo Ks.
Q < Ks Solução insaturada Não precipita
Q = Ks Solução saturada -
Q > Ks Solução sobresaturada Formação de precipitado

16. 16Daniela Pinto
Volume total da solução = 100+50 = 150 mL = 0,15 dm3
• n(Na2SO4) = 0,1 x 0,1 = 1 x 10-2 mol → n(SO4
2-) = 1 x 10-2 mol
• n(Pb(NO3)2) = 0,2 x 0,05 = 1 x 10-2 mol → n(Pb2+) = 1 x 10-2 mol

17. 17Daniela Pinto
Podemos então calcular as concentrações:
𝐶 𝑆𝑂4
2−
=
1 𝑥 10−2
0,15
= 0,067 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3
𝐶 𝑃𝑏2+
=
1 𝑥 10−2
0,15
= 0,067 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3
𝑄 = 𝑃𝑏2+ 𝑆𝑂4
2−
⇔ 𝑄 = 0,067 𝑥 0,067 = 0,00449
Como Q > Ks o sistema evolui no sentido inverso, havendo formação
de precipitado.

18. 18Daniela Pinto
» Quando numa solução existem iões de vários sais pouco solúveis, à
medida que o solvente evapora, a saturação da solução em relação
aos vários sais não se atinge ao mesmo tempo.
» Precipita em primeiro lugar o ião que atingir primeiro o Ks.
Para uma precipitação seletiva é também possível adicionar um sal
que forme sais pouco solúveis.

19. 19Daniela Pinto
Qual deve ser a menor concentração de fluoreto para que se possa separar os
fluoretos de bário e de cálcio? Dados: Kps (CaF2) = 4x10-11 e Kps (BaF2) = 1,7x10-6
Calcular a concentração de fluoreto necessária para que haja precipitação
Ca𝐹2 𝑠 ⇌ 𝐶𝑎2+
𝑎𝑞 + 2 𝐹−
𝑎𝑞
------ s 2 s
𝑠 =
𝐾𝑠
4
3
= 2,15 𝑥10−4
𝑚𝑜𝑙/𝐿
𝐹− = 2 𝑥 2,15 𝑥10−4 = 4,30 x 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Ba𝐹2 𝑠 ⇌ 𝐵𝑎2+
𝑎𝑞 + 2 𝐹−
𝑎𝑞
------ s 2 s
𝑠 =
𝐾𝑠
4
3
= 7,52 𝑥10−3
𝑚𝑜𝑙/𝐿
𝐹− = 2 𝑥7,52 𝑥10−3 = 1,54 x 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿

20. 20Daniela Pinto
Qual deve ser a menor concentração de fluoreto para que se possa separar os
fluoretos de bário e de cálcio? Dados: Kps (CaF2) = 4x10-11 e Kps (BaF2) = 1,7x10-6
o até que a concentração de fluoreto atinja 4,3x10-4 mol/L não haverá a precipitação do
CaF2 NEM do BaF2
o enquanto a concentração de fluoreto em solução for maior que 4,3x10-4 mol/L mas menor
que 1,54x10-2 mol/L, somente o CaF2 será precipitado
o se a concentração de fluoreto for maior que 1,54x10-2 mol/L os dois sais serão precipitados.
o PORTANTO, a menor concentração de fluoreto que permite a separação é 4,3x10-4 mol/L.

21. 21Daniela Pinto
EFEITO DA PRESSÃO
A pressão sobre o equilíbrio de soluções não exerce efeito
significativo e prático, pois os líquidos sofrem menos o efeito da
pressão do que gases.
Além disso, em geral as soluções são trabalhadas sob pressão
atmosférica.

22. 22Daniela Pinto
EFEITO DA TEMPERATURA
O grau de dissociação de um sal solúvel aumentará com o
aumento da temperatura, se a solubilização for um fenómeno
endotérmico.

23. Ao contrário dos sais, a solubilidade dos gases:
o Diminui com a temperatura.
o Aumenta com a pressão
23Daniela Pinto
A solubilidade dos gases varia com a temperatura.

24. 24Daniela Pinto
EFEITO DO IÃO COMUM
O efeito do ião comum é uma consequência descrita no
princípio de Le Chatelier.
O efeito do ião comum é responsável pela redução da
solubilidade de um precipitado iónico quando um composto solúvel
contendo um dos iões do precipitado é adicionada à solução que está
em equilíbrio com o precipitado.
Exemplo: a solubilidade do AgCl em solução 1,0 x 10-3molL-1 em Cl- é
cerca de 100 vezes menor que em H2O.

25. 25Daniela Pinto
Calcular a solubilidade do AgCl numa solução contendo AgNO3 com
concentração 6.510-3 mol/L.
[AgNO3] = 6.510-3 mol/L  [Ag+] = 6.510-3 mol/L
Solubilidade Ag+ Cl-
inicial 6.510-3 0
variação +s +s
equilíbrio 6.510-3 + s s
  
 
M105.2
105.6106.1
8
310






s
ss
ClAgKps
Solubilidade do AgCl vai ser s  2.5×10-8 mol/L << solubilidade em
água pura

26. 26Daniela Pinto
EFEITO DA ADIÇÃO DE ÁCIDOS
A solubilidade de precipitados contendo um anião com
propriedades básicas ou um catião com propriedades ácidas ou ambos
depende do pH.
Os precipitados que contêm aniões do tipo base conjugada de
um ácido fraco são mais solúveis em pH mais baixo.

27. 27Daniela Pinto
𝐵𝑎𝐶𝑂3 𝑠 ⇌ 𝐵𝑎2+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂3
2−
(𝑎𝑞) (1)
Adicionando um ácido forte, os iões 𝐶𝑂3
2−
vão aceitar protões desse
ácido:
𝐶𝑂3
2−
𝑎𝑞 + 2𝐻+
𝑎𝑞 → 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐻2 𝑂(𝑙)
Pelo Principio de Le Chatelier, o equilíbrio (1) desloca-se no sentido
direto, aumenta a solubilidade. Adicionando uma quantidade
suficiente de ácido, todo o precipitado pode ser solubilizado.

28. A solubilidade (S) do Ag3PO4 é 4,8 x 10-6 mol/L. Calcular seu Kps.
28Daniela Pinto
Ag3PO4 ⇌ 3 Ag+ + PO4
3-
3 s s
[Ag+] = 3 x 4,8 x 10-6 ⇔ [Ag+] = 1,44 x 10-5 mol/L
[PO4
3-] = 4,8 x 10-6 mol/L
Kps = [Ag+]3 x [PO4
3-]
Kps = (1,44 x 10-5)3 x (4,8 x 10-6)
Kps (Ag3PO4) = 1,4 x 10-20

29. Equilíbrio de dissociação:
Ca(OH)2(s) ⇌ Ca2+
(aq) + 2 OH-
(aq)
Para água pura, temos:
[Ca2+].[OH-]2 = S x (2S)2 = 4S3
S = 1,26 x 10-2 mol/L (água
pura)
Para um pH = 13, temos:
pOH = - log[OH-] = 14 - pH = 1
[OH-] = 0,1 mol/L
Com o valor do Kps, pode-se calcular a concentração de
Ca2+:
Kps = [Ca2+].[OH-]2 = 8 x 10-6
[Ca2+] = S = 8 x 10-6/(0,1)2
S = 8 x 10-4 mol/L (pH 13)
Confirmando que quanto maior o pH menor a solubilidade,
uma vez que o equilíbrio é deslocado para a esquerda
(formação do sólido).
29Daniela Pinto
Determine a solubilidade do hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, em água pura e em um meio
tampão cujo pH é 13. Kps (Ca(OH)2) = 8 x 10-6

30. Foram misturadas soluções aquosas de KCl, Na2SO4 e AgNO3, ocorrendo a formação de um
precipitado branco no fundo de um gobelé. A análise da solução sobrenadante revelou as
seguintes concentrações: [Ag+] = 1,0 x 10-3 mol/L; [SO4
-2] = 1,0 x 10-1 mol/L e [Cl-] = 1,6 x 10-7
mol/L. De que é constituído o sólido formado? Justifique com cálculos.
Composto
Produto de
solubilidade
cor
Cloreto de prata
(AgCl)
1,6 x 10-10 Branca
Sulfato de prata
(Ag2SO4)
1,4 x 10-5 Branca
Ag2SO4 ⇌ 2 Ag+ + SO4
2-
Q= [Ag+]2.[SO4
2-] = (1,0 x 10-3)2 . (1,0 x 10-1)
Q = 1,0 x 10-7 < Kps (Ag2SO4)
30Daniela Pinto
AgCl (s)⇌ Ag+ (aq)+ Cl- (aq)
Q = [Ag+].[Cl-] = (1,0 x 10-3) . (1,6 x 10-7)
Q = 2 x 10-10 ⇒ Q > Kps (AgCl)
O precipitado formado é de cloreto de prata (AgCl).