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  1. 1. » 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.
  2. 2. 3Daniela Pinto
  3. 3. » 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.
  4. 4. 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)
  5. 5. 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
  6. 6. 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
  7. 7. 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
  8. 8. 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
  9. 9. 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
  10. 10. 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
  11. 11. 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
  12. 12. 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.
  13. 13. 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.
  14. 14. 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
  15. 15. 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
  16. 16. 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.
  17. 17. 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.
  18. 18. 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
  19. 19. 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.
  20. 20. 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.
  21. 21. 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.
  22. 22. 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.
  23. 23. 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.
  24. 24. 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
  25. 25. 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.
  26. 26. 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.
  27. 27. 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
  28. 28. 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
  29. 29. 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).

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