O documento discute o equilíbrio de solubilidade de precipitação, incluindo: 1) A definição de solução saturada e a equação geral para o equilíbrio químico de um sal que se dissolve; 2) A definição de solubilidade e constante do produto de solubilidade Kps; 3) Exemplos de cálculos envolvendo Kps e a solubilidade de sais.

1. LCE-108 – Química Inorgânica e Analítica
Equilíbrio de solubilidade
de precipitação
Wanessa Melchert Mattos

2. Solução saturada: quando o máximo possível do sal está dissolvido.
AgBr (s)  Ag+ (aq) + Br- (aq)
Kps = [Ag+] [Br-]
Fórmula geral:
AxBy (s)  xAy+ (aq) + yBx- (aq)
Kps = [Ay+]x [Bx-]y
Equilíbrio de solubilidade de precipitação

3. Solubilidade: de um sal é a quantidade presente em determinado
volume de uma solução expressa em mol L-1
Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Constante do produto de solubilidade: é um constante de equilíbrio

4. Equilíbrio de solubilidade de precipitação

5. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exemplo: O fluoreto de cálcio, principal componente do fluoreto mineral, se
dissolve pouco em água. Calcule o valor de Kps para CaF2, se a concentração do íon
cálcio for 2,4x10-4 mol/L

6. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exemplo: O Kps para BaSO4 é 1,1x10-10 a 25 C. Calcule a solubilidade de sulfato de
bário em água pura em (a) mols por litro e (b) gramas por litro.

7. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exemplo: Sabendo que o valor de Kps para MgF2 é 5,2x10-11, calcule a solubilidade
do sal em (a) mols por litro e (b) gramas por litro.

8. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Qual é o composto mais solúvel?
AgCl (s)  Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1,8x10-10
Ag2CrO4 (s)  2 Ag+ (aq) + CrO4
2- (aq) Kps = 1,1x10-12
Comparações diretas das solubilidades de dois sais com base em seus
valores de Kps só podem ser feitas para sais que tenham a mesma
razão de íons

9. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Comparação de sais 1:1
Composto Kps
AgI 8,5x10-17
AgBr 5,4x10-13
AgCl 1,8x10-10
Maior Kps = Maior Solubilidade
Comparação de sais 1:2
Composto Kps
PbI2 9,8x10-9
PbBr2 6,6x10-6
PbCl2 1,7x10-5
Maior Kps = Maior Solubilidade

10. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Solubilidade e o efeito do íon comum
AgCH3CO2 (s)  Ag+ (aq) + CH3CO2
- (aq)
Se adicionar AgNO3, o que ocorre com o equilíbrio?

11. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
A adição de um íon comum a uma solução saturada de um sal
sempre diminuirá a solubilidade do sal

12. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exemplo: Se AgCl sólido é adicionado a 1,00 L de NaCl 0,55 M, que massa de AgCl se
dissolverá? Kps = 1,8x10-10

13. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exemplo: Calcule a solubilidade de cromato de prata, Ag2CrO4, Kps =
1,1 x10-12 a 25 C, na presença de uma solução de K2CrO4 0,0050 M.

14. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: Calcule a solubilidade de BaSO4 (a) em água pura e (b) na presença
de Ba(NO3)2 0,010 M. O valor de Kps para BaSO4 é 1,1x10-10.

15. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Solubilidade (Kps) e o Quociente de reação (Q)
Conhecendo o Q, podemos decidir:
- Se um precipitado se formará quando as concentrações dos íons são
conhecidas;
- Quais concentrações de íons são necessárias para iniciar a precipitação
de um sal insolúvel.

16. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Solubilidade (Kps) e o Quociente de reação (Q)
Q = Kps  a solução é saturada e está em equilíbrio;
Q < Kps  a solução não está em equilíbrio e, se há sólido presente,
haverá dissolução até que se atinja o equilíbrio;
Q > Kps  a solução não está em equilíbrio, é supersaturada e haverá
precipitação.

17. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exemplo: Um pouco de AgCl sólido foi colocado em um béquer com água.
Depois de algum tempo, um experimento mostra que as concentrações de
Ag+ e Cl- são ambas 1,2x10-5 mol/L. O sistema já atingiu o equilíbrio? Isto é, a
solução está saturada? Em caso negativo, haverá dissolução adicional de
AgCl? Kps = 1,8x10-10

18. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: PbI2 sólido (Kps = 9,8x10-9) é colocado em um béquer com água.
Após, algum tempo, a concentração de chumbo (II) é determinada, e
encontra-se o valor de 1,1x10-3 M. O sistema á atingiu o equilíbrio? Isto é, a
solução está saturada? Em caso negativo, haverá dissolução adicional de
PbI2?

19. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: O SrSO4 irá precipitar a partir de uma solução contendo 2,5x10-4 M
de íons estrôncio, Sr2+, se for adicionada uma quantidade do sal solúvel
Na2SO4 suficiente para formar 2,5x10-4 M de solução em SO4
2-? (Kps para
SrSO4 é 3,4x10-7).

20. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: A concentração do íon bário, Ba2+, em uma solução é 0,010 M.
Que concentração de íon sulfato, SO4
2-, é necessária para apenas iniciar a
precipitação de BaSO4? Quando a concentração do íon sulfato na solução
atinge 0,015 M, que concentração do íon bário permanecerá na solução?
Kps = 1,1x10-10

21. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: Suponha que se misturam 100,0 mL de BaCl2 0,0200 M com 50,0
mL de Na2SO4 0,0300 M. Haverá precipitação de BaSO4 (Kps = 1,1x10-10)?

22. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: Qual é a concentração mínima de I- capaz de causar a precipitação
de PbI2 em uma solução 0,050 M de Pb(NO3)2? Kps para PbI2 é 9,8x10-9. Que
concentração de íon Pb2+ permanece em solução quando a concentração de
I- é 0,0015 M?

23. Equilíbrio de solubilidade de precipitação
Exercício: Tem-se 100 mL de nitrato de prata 0,0010 M. Haverá precipitação
de AgCl se você adicionar 5,0 mL de HCl 0,025 M?