» Solubilidade - Quantidade máxima de um sal que é

possível dissolver num dado volume de solvente, a uma

determinada temperatura.

2 Daniela Pinto

Solubilidade é a concentração do soluto numa solução

saturada, a uma dada temperatura.

3 Daniela Pinto

» 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.

4 Daniela Pinto

A solubilidade dos sais em água varia com a temperatura.

5 Daniela 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 Daniela 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 Daniela 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 Daniela 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 Daniela 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 Daniela Pinto

A solubilidade molar do sulfato de prata é 1.5×10-2 mol/L. Calcule o

produto de solubilidade.

𝐴𝑔2𝑆𝑂4 𝑠 ⇌ 2 𝐴𝑔+ 𝑎𝑞 + 𝑆𝑂42− 𝑎𝑞

Início ------ 0 0

Equilíbrio ------ 2s s

𝐾𝑠 = 𝐴𝑔+ 2 𝑆𝑂42− ⇔ 𝐾𝑠 = (2𝑠)2𝑥 𝑠 ⇔

𝐾𝑠 = 4 × (1,5 × 10−2)3 ⇔ 𝐾𝑠 = 1,4 × 10−5

O produto de solubilidade é 1,4 x 10-5

11 Daniela 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= 1,33𝑥10−5𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3

𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 ⇌ 𝐴𝑔+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)

Equilíbrio ------ s s

12 Daniela 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 = 1,6x10−2𝑚𝑜𝑙/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 = 4,0𝑥10−3𝑚𝑜𝑙

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 Daniela 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 Daniela 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 Daniela 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 Daniela 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(SO42-) = 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 Daniela Pinto

Podemos então calcular as concentrações:

𝐶 𝑆𝑂42− =

1 𝑥 10−2

0,15= 0,067 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3 𝐶 𝑃𝑏2+ =

1 𝑥 10−2

0,15= 0,067 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚3

𝑄 = 𝑃𝑏2+ 𝑆𝑂42− ⇔ 𝑄 = 0,067 𝑥 0,067 = 0,00449

Como Q > Ks o sistema evolui no sentido inverso, havendo formação

de precipitado.

18 Daniela 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 Daniela 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 𝑥10−4𝑚𝑜𝑙/𝐿

𝐹− = 2 𝑥 2,15 𝑥10−4 = 4,30 x 10−4𝑚𝑜𝑙/𝐿

Ba𝐹2 𝑠 ⇌ 𝐵𝑎2+ 𝑎𝑞 + 2 𝐹− 𝑎𝑞 ------ s 2 s

𝑠 =𝐾𝑠

4

3

= 7,52 𝑥10−3𝑚𝑜𝑙/𝐿

𝐹− = 2 𝑥7,52 𝑥10−3 = 1,54 x 10−2𝑚𝑜𝑙/𝐿

20 Daniela 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

•até que a concentração de fluoreto atinja 4,3.10-4 M não haverá a precipitação do CaF2 NEM do BaF2

•enquanto a concentração de fluoreto em solução for maior que 4,3.10-4 M mas menor que 1,54. 10-2 M, somente o CaF2 será precipitado

•se a concentração de fluoreto for maior que 1,54. 10-2 M os dois sais serão precipitados.

PORTANTO, a menor concentração de fluoreto que permite a separação é 4,3. 10-4 M. Veja uma representação gráfica da situação:

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 Daniela 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 Daniela 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.

Ao contrário dos sais, a solubilidade dos gases:

o Diminui com a temperatura.

o Aumenta com a pressão

23 Daniela Pinto

A solubilidade dos gases varia com a temperatura.

24 Daniela 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 Daniela Pinto

Calcular a solubilidade do AgCl numa solução contendo AgNO3 com

concentração 6.510-3 mol/L.

[AgNO3] = 6.510-3 mol/L [Ag+] = 6.510-3 mol/L

Solubilidade Ag+ Cl-

inicial 6.510-3 0

variação +s +s

equilíbrio 6.510-3 + s s

M 105.2

105.6106.1

8

310

s

ss

ClAgK ps

Solubilidade do AgCl vai ser s 2.5×10-8 mol/L << solubilidade em

água pura

26 Daniela 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 Daniela Pinto

𝐵𝑎𝐶𝑂3 𝑠 ⇌ 𝐵𝑎2+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂32−(𝑎𝑞) (1)

Adicionando um ácido forte, os iões 𝐶𝑂32− vão aceitar protões desse

ácido:

𝐶𝑂32− 𝑎𝑞 + 2𝐻+ 𝑎𝑞 → 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂(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.

A solubilidade (S) do Ag3PO4 é 4,8 x 10-6 mol/L. Calcular seu Kps.

28 Daniela Pinto

Ag3PO4 ⇌ 3 Ag+ + PO43-

3 s s

[Ag+] = 3 x 4,8 x 10-6 ⇔ [Ag+] = 1,44 x 10-5 mol/L

[PO43-] = 4,8 x 10-6 mol/L

Kps = [Ag+]3 x [PO43-]

Kps = (1,44 x 10-5)3 x (4,8 x 10-6)

Kps (Ag3PO4) = 1,4 x 10-20

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).

29 Daniela 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

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.[SO42-] = (1,0 x 10-3)2 . (1,0 x 10-1)

Q = 1,0 x 10-7 < Kps (Ag2SO4)

30 Daniela 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).