Solubilidade e Precipitação<br />1<br />Fernando Sayal<br />
PRECIPITADOS<br />O pó branco e macio que o dentista <br />utiliza como creme dental é carbonato de cálcio<br />(precipita...
PRECIPITADOS<br />             Solúveis <br />SAIS<br />             Pouco solúveis =PRECIPITADOS<br />3<br />
DISSOCIAÇÃO – SAL SOLÚVEL<br />NaCl (aq)         Na+ (aq) + Cl- (aq)<br />4<br />
DISSOCIAÇÃO – SAL  POUCO SOLÚVEL<br />AgCl (s)          Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />5<br />
SOLUBILIDADE<br />A solubilidade de um sal, representa-se por  S, e corresponde à concentração máxima de soluto numa soluç...
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />A formação de estalactites e dos esqueletos externos dos corais deve-se à  precipitação de...
                                             deslocando-se o equilíbrio no sentido inverso</li></ul>7<br />CaCO3(s) + CO2(...
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />9<br />Variação da solubilidade dos sais com a temperatura<br />
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />10<br />Ao contrário dos sais, a solubilidade dos gases: <br />Diminui com a temperatura.<...
11<br />Solubilidade de gases em água<br />A- Variação da solubilidade com a temperatura<br />B- Variação da solubilidade ...
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />12<br />
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />13<br />Numa solução saturada de CaCO3 existe a quantidade máxima possível de iões Ca2+ e ...
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />AgCl (s)         Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />Ks = Ag+eq . Cl-eq<br />                    ...
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />AgCl (s)          Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />Ks = Ag+ . Cl-<br />Como Ag+  =  Cl-  =...
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />PbI2 (s)  <>  Pb2+ (aq) + 2 I – (aq)<br />Ks =  Pb2+  .  I -  2<br /> Como  Pb2+  = ...
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />17<br />
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />18<br />
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />19<br />A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Kspois e...
Condição de precipitação<br />	Para que se inicie a precipitação de um <br />  sal é necessário que a <br />  solução atin...
Condição de precipitação<br />Para se saber se há ou não formação de precipitado , deve-se calcular as concentrações dos i...
PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />NaNO3 (aq) +  KI  (aq)     <>    NaI (s) + KNO3 (aq)<br />22<br />
PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />Qs > ks<br />	Solução sobressaturadaHá precipitação e a solução saturada fica em...
PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />Qs = Ks<br />solução saturada<br /> Não há formação de precipitado.<br />24<br />
PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />Qs < ks<br />solução não saturada<br />Não há formação de precipitado.<br />25<b...
26<br />1   HCl + AgNO3 -> AgCl+ HNO3<br />2cloreto de prata escurece quando   exposto à luz.       2AgCl   luz2Ag + Cl2<b...
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TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />1-Adição de ácidos: Se o anião que o precipitado origina em solução é  uma ...
O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO  <br />A- Aumento da solubilidade nos hidróxidos<br />Fe(OH)3 (s)         Fe...
O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO<br />B- Aumento da solubilidade nos carbonatos<br />BaCO3 (s)         Ba2+ (...
O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO<br />C- Aumento da solubilidade nos sulfuretos<br />MnS (s)             Mn2+...
TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />2-Formação de complexos Se o catião que o precipitado origina em solução fo...
Efeito da formação de iões complexos na solubilidade<br />Ião complexo – é uma espécie química, iónica ou molecular, const...
Efeito da formação de iões complexos na solubilidade<br />Na dissolução de AgCl (s)<br />AgCl (s)          Ag+ (aq) + Cl- ...
   3- Efeito do ião comum <br />AgCl (s)              Ag + (aq)  + Cl – (aq)<br />Se adicionarmos NaCl  a concentração de ...
Efeito do ião comum <br />=<br />+<br />AgCl (s)<br />NaCl (aq)<br />NaCl (aq) + AgCl (s)<br />36<br />
TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />4-Efeito da Temperatura<br />Se a solubilização for um fenómeno endotérmico...
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Dureza da águaDesmineralização da água<br />40<br />
Dureza da água<br />41<br />A dureza da água é uma característica relacionada com a presença de iões cálcio Ca2+ e Mg2+<br />
42<br />Dureza da água<br />O valor máximo da dureza da água para o consumo doméstico é de 500 mg/l<br />
Dureza da água<br />43<br />Inconvenientes da dureza<br /><ul><li> Nível doméstico – não dissolvem bem o sabão, provocam r...
Nível industrial -  incrustações em tubagens e caldeiras</li></li></ul><li>Dureza da água<br />44<br />Minimização dos efe...
 Usar produtos que formem sais pouco solúveis, que precipitam mas que é necessário retirar depois por decantação ou filtra...
 Usar resinas permutadoras de iões que trocam os iões cálcio e magnésio por iões sódio, por exemplo.</li></li></ul><li>Dim...
46<br />Resinaiónica<br />As dimensões das esferas variam de 0,2 mm a 1 mm<br />Resina catiónica         Resina aniónica.<...
47<br />Descalcificadordoméstico<br />de resinaiónica<br />
Desmineralização da água do mar<br />48<br />Destilação<br />
Desmineralização da água do mar<br />49<br />Osmose Inversa<br />
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solubilidade e precipitação

  1. 1. Solubilidade e Precipitação<br />1<br />Fernando Sayal<br />
  2. 2. PRECIPITADOS<br />O pó branco e macio que o dentista <br />utiliza como creme dental é carbonato de cálcio<br />(precipitado), CaCO3 (s).<br />2<br />A água do mar é salgada devido a: ?<br /> diversos sais que nela se encontram dissolvidos ( sais solúveis), sendo o cloreto de sódio, NaCl (aq) o mais abundante. <br />
  3. 3. PRECIPITADOS<br /> Solúveis <br />SAIS<br /> Pouco solúveis =PRECIPITADOS<br />3<br />
  4. 4. DISSOCIAÇÃO – SAL SOLÚVEL<br />NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl- (aq)<br />4<br />
  5. 5. DISSOCIAÇÃO – SAL POUCO SOLÚVEL<br />AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />5<br />
  6. 6. SOLUBILIDADE<br />A solubilidade de um sal, representa-se por S, e corresponde à concentração máxima de soluto numa solução saturada, a uma dada temperatura<br />g/l ; mol/l <br />6<br />
  7. 7. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />A formação de estalactites e dos esqueletos externos dos corais deve-se à precipitação de sais de cálcio devido a<br /> - diminuição da pressão de dióxido de carbono nas grutas<br /><ul><li>- diminuição da solubilidade do gás nos mares quentes,
  8. 8. deslocando-se o equilíbrio no sentido inverso</li></ul>7<br />CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l) <> Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq)<br />
  9. 9. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />O sentido directo traduz a dissociação do sal; o inverso, a precipitação.<br /> A solubilidade depende da temperatura e pode ser expressa em mol/dm3 ou g/dm3.<br />8<br />
  10. 10. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />9<br />Variação da solubilidade dos sais com a temperatura<br />
  11. 11. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />10<br />Ao contrário dos sais, a solubilidade dos gases: <br />Diminui com a temperatura.<br />Aumenta com a pressão<br />
  12. 12. 11<br />Solubilidade de gases em água<br />A- Variação da solubilidade com a temperatura<br />B- Variação da solubilidade com a pressão<br />Quando se aumenta<br />a pressão de um gás,<br />a temperatura<br />constante, a<br />solubilidade aumenta<br />
  13. 13. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />12<br />
  14. 14. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />13<br />Numa solução saturada de CaCO3 existe a quantidade máxima possível de iões Ca2+ e CO32-<br />Verifica-se uma situação de equilíbrio entre o sólido e os iões <br />CaCO3 (s) <> Ca2+ (aq) + CO32- (aq)<br />
  15. 15. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />Ks = Ag+eq . Cl-eq<br /> Solução saturada<br />14<br />
  16. 16. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />Ks = Ag+ . Cl-<br />Como Ag+  =  Cl-  = S , então:<br />ks = S 2<br />15<br />A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Kspois este é afectado pelos valores dos coeficientes estequiométricos<br />
  17. 17. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />PbI2 (s) <> Pb2+ (aq) + 2 I – (aq)<br />Ks =  Pb2+  .  I -  2<br /> Como  Pb2+  = S e  I-  = 2 S , então:<br />Ks = 4 S 3<br />16<br />S=4,4x10-6 Ks=8.5x10-17<br />
  18. 18. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />17<br />
  19. 19. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />18<br />
  20. 20. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE<br />19<br />A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Kspois este é afectado pelos valores dos coeficientes estequiométricos<br />Para comparar solubilidades de sais devemos comparar valores de S e não de Ks<br />
  21. 21. Condição de precipitação<br /> Para que se inicie a precipitação de um <br /> sal é necessário que a <br /> solução atinja a saturação, ou seja, Qs = ks.<br />20<br />
  22. 22. Condição de precipitação<br />Para se saber se há ou não formação de precipitado , deve-se calcular as concentrações dos iões na mistura e, a partir destas, determinar o Q.<br /> Se Qs > ks , então há formação de precipitado. <br />21<br />Iodeto de chumbo<br />
  23. 23. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />NaNO3 (aq) + KI (aq) <> NaI (s) + KNO3 (aq)<br />22<br />
  24. 24. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />Qs > ks<br /> Solução sobressaturadaHá precipitação e a solução saturada fica em equilíbrio com o precipitado.<br />23<br />
  25. 25. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />Qs = Ks<br />solução saturada<br /> Não há formação de precipitado.<br />24<br />
  26. 26. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />Qs < ks<br />solução não saturada<br />Não há formação de precipitado.<br />25<br />
  27. 27. 26<br />1 HCl + AgNO3 -> AgCl+ HNO3<br />2cloreto de prata escurece quando exposto à luz. 2AgCl luz2Ag + Cl2<br />3Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2<br />4 CuSO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + Cu(OH)2<br />5FeSO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + Fe(OH)2<br />6Fe2(SO4)3 + 6NaOH -> 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3<br />
  28. 28. 27<br />
  29. 29. TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />1-Adição de ácidos: Se o anião que o precipitado origina em solução é uma base cujo ácido conjugado é fraco, a solubilidadeaumenta por adição de ácido.<br />28<br />
  30. 30. O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO <br />A- Aumento da solubilidade nos hidróxidos<br />Fe(OH)3 (s) Fe3+ (aq) + 3 OH- (aq)<br />3 OH – (aq) + 3 H+ (aq) 3 H2O (l)<br />Fe (OH)3 (s) + 3 H+ (aq) Fe3+ (aq) + 3 H2O (l)<br />29<br />
  31. 31. O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO<br />B- Aumento da solubilidade nos carbonatos<br />BaCO3 (s) Ba2+ (aq) + CO3 2- (aq)<br />CO32- (aq) + 2 H + (aq) H2O (l) + CO2 (g)<br />BaCO3 (s) + 2 H + (aq) Ba2+ (aq) + CO2 (g) + H2O (l)<br />30<br />
  32. 32. O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO<br />C- Aumento da solubilidade nos sulfuretos<br />MnS (s) Mn2+ (aq) + S 2- (aq)<br />S 2- (aq) + 2 H+ (aq) H2S (aq)<br />MnS (s) + 2 H+ (aq) Mn2+ (aq) + H2S(aq)<br />31<br />
  33. 33. TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />2-Formação de complexos Se o catião que o precipitado origina em solução formar com aniões ou moléculas um ião complexo estável, a solubilidade aumenta por adição de um agente complexante.<br />32<br />
  34. 34. Efeito da formação de iões complexos na solubilidade<br />Ião complexo – é uma espécie química, iónica ou molecular, constituída por um ião metálico central ao qual estão ligados aniões ou moléculas neutras.<br />33<br />
  35. 35. Efeito da formação de iões complexos na solubilidade<br />Na dissolução de AgCl (s)<br />AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)<br />Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq)  Ag(NH3)2  + (aq) <br />AgCl (s) + 2 NH3 (aq)  Ag(NH3)2 + (aq) + Cl– (aq)<br />34<br />
  36. 36. 3- Efeito do ião comum <br />AgCl (s) Ag + (aq) + Cl – (aq)<br />Se adicionarmos NaCl a concentração de Cl - ( ião comum ) aumenta, o que faz com que o sistema em equilíbrio se desloque no sentido inverso, com a correspondente formação de mais AgCl (s). Isto é, a solubilidade do sal diminui.<br />35<br />
  37. 37. Efeito do ião comum <br />=<br />+<br />AgCl (s)<br />NaCl (aq)<br />NaCl (aq) + AgCl (s)<br />36<br />
  38. 38. TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS<br />4-Efeito da Temperatura<br />Se a solubilização for um fenómeno endotérmico, a solubilidade aumenta com a temperatura, se for exotérmico, diminui com a temperatura<br />37<br />Formação de cristais de CuSO4 por arrefecimento<br />
  39. 39. 38<br />
  40. 40. 39<br />
  41. 41. Dureza da águaDesmineralização da água<br />40<br />
  42. 42. Dureza da água<br />41<br />A dureza da água é uma característica relacionada com a presença de iões cálcio Ca2+ e Mg2+<br />
  43. 43. 42<br />Dureza da água<br />O valor máximo da dureza da água para o consumo doméstico é de 500 mg/l<br />
  44. 44. Dureza da água<br />43<br />Inconvenientes da dureza<br /><ul><li> Nível doméstico – não dissolvem bem o sabão, provocam resíduos de calcário nos recipientes e incrustações nas máquinas de lavar loiça e roupa, esquentadores etc
  45. 45. Nível industrial - incrustações em tubagens e caldeiras</li></li></ul><li>Dureza da água<br />44<br />Minimização dos efeitos da dureza<br /><ul><li>Usar produtos anticalcário (que formam complexos estáveis com os iões cálcio e magnésio, impedindo-os de precipitar)
  46. 46. Usar produtos que formem sais pouco solúveis, que precipitam mas que é necessário retirar depois por decantação ou filtração.
  47. 47. Usar resinas permutadoras de iões que trocam os iões cálcio e magnésio por iões sódio, por exemplo.</li></li></ul><li>Diminuição da dureza da água<br />45<br />
  48. 48. 46<br />Resinaiónica<br />As dimensões das esferas variam de 0,2 mm a 1 mm<br />Resina catiónica Resina aniónica.<br />A catiónica geralmente é mais escura do que a aniónica.<br />
  49. 49. 47<br />Descalcificadordoméstico<br />de resinaiónica<br />
  50. 50. Desmineralização da água do mar<br />48<br />Destilação<br />
  51. 51. Desmineralização da água do mar<br />49<br />Osmose Inversa<br />
  52. 52. 50<br />
  53. 53. 51<br />FIM<br />

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