Solubilidade

1. Solubilidade
de sais em água

2. Os iões ficam rodeados por moléculas de solvente, num
processo denominado solvatação.
NaCℓ
Quando um sal se dissolve em água,
ocorre a separação dos seus iões da rede cristalina.

3. Pretende-se dissolver 10 g de dois sais em 100 cm3 de água (a 25 ºC):
Será que os dois sais são igualmente solúveis em água?
Cloreto de sódio (NaCℓ)
10 g de NaCℓ
100 cm3
Cloreto de cobre(I) (CuCℓ)
10 g de CuCℓ
100 cm3

4. Pretende-se dissolver 10 g de dois sais em 100 cm3 de água (a 25 ºC):
Adicionando gradualmente os dois sais à água, observa-se que:
Cloreto de sódio (NaCℓ) Cloreto de cobre(I) (CuCℓ)
Na+
Cℓ–
10 g de NaCℓ 10 g de CuCℓ
Cu+
Cℓ–
CuCℓ por
dissolver
100 cm3 100 cm3
• o NaCℓ é totalmente dissolvido;
• apenas uma pequena quantidade de CuCℓ é dissolvida.

5. Pretende-se dissolver 10 g de dois sais em 100 cm3 de água (a 25 ºC):
Conclui-se, por isso, que:
Cloreto de sódio (NaCℓ) Cloreto de cobre(I) (CuCℓ)
Na+
Cℓ–
10 g de NaCℓ 10 g de CuCℓ
Cu+
Cℓ–
CuCℓ por
dissolver
100 cm3 100 cm3
• o NaCℓ é um sal muito solúvel em água;
• o CuCℓ é um sal pouco solúvel em água.

6. Em 100 cm3 de água, à temperatura de 25ºC, ...
Na+
Cℓ–
36 g de NaCℓ
100
cm3
0,0056 g de CuCℓ
Cu+
Cℓ–
100
cm3
... dissolvem-se, no máximo, 36 g
de NaCℓ.
... dissolvem-se, no máximo,
0,0056 g de CuCℓ.
Como não é possível dissolver mais NaCℓ ou CuCℓ, diz-se que
ambas as soluções estão saturadas.

7. Define-se solubilidade (s) como a composição analítica de uma solução saturada expressa
em termos da proporção de um dado soluto
num solvente.
• massa de soluto/100 g de água;
A solubilidade de um sal pode ser expressa de diferentes modos:
• moles de soluto/dm3 de solução;
• massa de soluto/100 g de solução.

8. A partir do conhecimento da solubilidade de um sal, é possível prever a
maior ou menor facilidade com que um sal se dissolve em água.
Compostos solúveis
• Praticamente todos os sais de Li+, Na+, K+ e NH4
+;
• Praticamente todos os nitratos (NO3
–), nitritos (NO2
–), cloratos (CℓO3
–), percloratos (CℓO4
–) e
permanganatos (MnO4
–);
• Quase todos os cloretos (Cℓ–), brometos (Br–) e iodetos (I–);
• Ag+, Hg2+, Pb2+, Cu+ Ba2+, Sr2+, Ca2+, Pb2+, Ag2+, Hg2
2+.
Exceções
• Quase todos os sulfatos (SO4
2–), brometos (Br–) e iodetos (I–).

9. A partir do conhecimento da solubilidade de um sal, é possível prever a
maior ou menor facilidade com que um sal se dissolve em água.
Compostos praticamente insolúveis
• A maioria dos sulfuretos (S2–);
• Carbonatos (CO3
2–), sulfitos (SO3
2–), fosfatos (PO4
3–), oxalatos (C2O4
2–) e cromatos (CrO4
2–).
• Sais de NH4
+, Ca2+, Sr2+ e de catiões de metais alcalinos.
Exceções

10. Solução não saturada,
saturada e sobressaturada

11. Numa solução saturada, a concentração
de sal é igual à solubilidade.
Solubilidade = concentração da solução saturada
Quanto à concentração de soluto, as soluções classificam-se em:
• soluções não saturadas;
• soluções saturadas;
• soluções sobressaturadas.

12. Quando se adicionam 36 g de NaCℓ em 100 cm3 de água (a 25 ºC):
Na+
Cℓ–
36 g de NaCℓ
100
cm3
Solução saturada.
• a solução está saturada;
• a solubilidade do NaCℓ é de 36 g / 100 cm3 (a 25 ºC).
• atingiu-se a quantidade máxima de NaCℓ que é
possível dissolver em 100 cm3 de água;
• dissolve-se a totalidade de NaCℓ adicionado;

13. Quando se adicionam apenas 10 g de NaCℓ em 100 cm3 de água:
Na+
Cℓ–
36 g de NaCℓ
100
cm3
Solução saturada.
• é possível dissolver uma maior quantidade de NaCℓ nesta solução;
Na+
Cℓ–
10 g de NaCℓ
100
cm3
Solução não saturada.
• esta é uma solução não saturada.
• a concentração de NaCℓ em solução é inferior à solubilidade do sal;
• dissolve-se a totalidade de NaCℓ adicionado;

14. Quando se adicionam 50 g de NaCℓ em 100 cm3 de água:
Na+
Cℓ–
36 g de NaCℓ
100
cm3
Solução saturada.
• estabelece-se um equilíbrio entre a fase sólida e a solução saturada.
Na+
Cℓ–
10 g de NaCℓ
100
cm3
Solução não saturada.
Na+
Cℓ–
50 g de NaCℓ
100
cm3
Solução saturada em equilíbrio com
sólido em excesso.
• a restante quantidade (14 g) deposita-se no fundo do recipiente;
• dissolvem-se apenas 36 g de NaCℓ;

15. As soluções sobressaturadas só podem existir em condições muito especiais
e são muito instáveis.
Em determinadas condições, é possível preparar uma solução que
temporariamente possua uma quantidade de soluto dissolvido maior
do que a de uma solução saturada.
Nesse caso, a concentração do soluto é superior ao valor
da solubilidade, e a solução diz-se sobressaturada.

16. Para distinguir soluções não saturadas, saturadas
e sobressaturadas, adiciona-se à solução
uma pequena quantidade de soluto.
O soluto dissolve-
se.
Solução não saturada Solução saturada Solução sobressaturada
A solução é
estável.
A solução é
estável.
A solução é
instável.

17. Para distinguir soluções não saturadas, saturadas
e sobressaturadas, adiciona-se à solução
uma pequena quantidade de soluto.
O soluto dissolve-
se.
O soluto não se dissolve.
Solução não saturada Solução saturada Solução sobressaturada
A solução é
estável.
A solução é
estável.
A solução é
instável.

18. Para distinguir soluções não saturadas, saturadas
e sobressaturadas, adiciona-se à solução
uma pequena quantidade de soluto.
O soluto dissolve-
se.
O soluto não se dissolve. O soluto em excesso
precipita.
Solução não saturada Solução saturada Solução sobressaturada
A solução é
estável.
A solução é
estável.
A solução é
instável.

19. Efeito da temperatura na solubilidade

20. A solubilidade dos sais depende da temperatura.
Na tabela estão indicados
os valores de solubilidade
do nitrato de potássio (KNO3)
a diferentes temperaturas.
Temperatura/ºC
Massa (g) de KNO3/100
g de água
0 13,3
10 20,9
20 31,6
30 45,8
40 63,9
50 85,5
60 110,0
70 138,0
80 169,0
90 202,0
100 246,0
Como se pode concluir,
a solubilidade deste sal aumenta
com a temperatura.
Aumento
de temperatura
Aumento
de solubilidade

21. A solubilidade dos sais depende da temperatura.
Com os dados da tabela,
é possível representar a curva de
solubilidade do KNO3.
Mais uma vez se conclui
que a solubilidade deste sal
aumenta com a temperatura.

22. A solubilidade dos sais depende da temperatura.
À temperatura de 20 ºC:
• A solubilidade do sal é de
31,6 g/100 g de água;
• Uma solução aquosa de KNO3
com 31,6 g de soluto dissolvido
em 100 g de água está saturada;
31,6

23. A solubilidade dos sais depende da temperatura.
À temperatura de 20 ºC:
• O ponto A representa uma solução
que contém apenas 20 g de KNO3
dissolvidos em 100 g de água;
• A massa de soluto dissolvido é menor do
que o valor da solubilidade, obtendo-se
uma solução não saturada;
31,6
A

24. A solubilidade dos sais depende da temperatura.
À temperatura de 20 ºC:
• O ponto B representa uma solução
que contém apenas 60 g de KNO3
dissolvidos em 100 g de água;
• A massa de soluto dissolvido é maior
do que o valor da solubilidade, obtendo-
se uma solução sobressaturada.
31,6
A
B

25. • Pontos abaixo da curva de solubilidade
representam soluções não saturadas;
• Pontos acima da curva de solubilidade
representam soluções sobressaturadas.
A solubilidade dos sais depende da temperatura.
Conclui-se, então, que:
• Pontos sobre a curva de solubilidade
representam soluções saturadas; Sobressaturada
Não saturada

26. O gráfico ao lado representa as curvas
de solubilidade de vários sais:
Para a maioria dos sais, a solubilidade aumenta
com a temperatura.
A dissolução desses sais ocorre com absorção
de calor (dissolução endotérmica).

27. H2O
KNO3(s) → K+(aq) + NO3
–(aq)
O gráfico ao lado representa as curvas
de solubilidade de vários sais:
A dissolução do KNO3 é endotérmica:
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aquecimento favorece a reação
no sentido direto, o que se traduz numa maior dissolução.

28. O gráfico ao lado representa as curvas
de solubilidade de vários sais:
Há, contudo, alguns sais para os quais a
solubilidade diminui com a temperatura.
A dissolução desses sais ocorre com libertação
de calor (dissolução exotérmica).

29. O gráfico ao lado representa as curvas
de solubilidade de vários sais:
A dissolução do Ce3(SO4)3 é exotérmica:
H2O
Ce3(SO4)3(s) → 2 Ce3+(aq) + 3 SO4
2–(aq)
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aquecimento favorece a reação
no sentido inverso, o que se traduz numa menor dissolução.

30. O gráfico ao lado representa as curvas
de solubilidade de vários sais:
Há, ainda, sais para os quais a solubilidade
praticamente não varia com a temperatura.
O cloreto de sódio (NaCℓ) é um exemplo de sal para o qual a
solubilidade praticamente não varia com a temperatura.

31. Nos sais hidratados, a curva
de solubilidade pode apresentar pontos de inflexão.
O gráfico acima representa a curva de solubilidade do
sulfato de sódio hidratado (Na2SO4‧10 H2O).
A solubilidade deste sal aumenta com a temperatura até
aos 32,4 ºC.
32,4 ºC

32. Nos sais hidratados, a curva
de solubilidade pode apresentar pontos de inflexão.
A partir dos 32,4 ºC, ocorre uma mudança
na estrutura do sal, que perde as águas de hidratação.
A partir dos 32,4 ºC, a solubilidade do sal diminui
com o aumento da temperatura.
32,4 ºC

33. Conclusão
• Define-se solubilidade (s) como a composição analítica de uma
solução saturada expressa em termos da proporção de dado soluto
num solvente.

34. Conclusão
• Numa solução saturada, a concentração
de sal é igual à solubilidade.
• Quanto à concentração de soluto,
as soluções classificam-se em:
o soluções não saturadas;
o soluções saturadas;
o soluções sobressaturadas.

35. Conclusão
• As soluções sobressaturadas só podem
existir em condições muito especiais e são muito instáveis.
• Quando a solubilidade de um sal ocorre
com absorção de calor, a dissolução é
endotérmica.

36. Conclusão
• Quando a solubilidade de um sal ocorre
com libertação de calor, a dissolução é
exotérmica.