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Equilíbrios de Solubilidade
I Equilíbrio entre um sal sólido e seus íons dissolvidos em umasolução saturada
I Aplicação no tratamento do esgoto sanitário
a) Produto de Solubilidade: constante de equilíbrio entre umsólido e seus íons dissolvidos
Bi2S3(s) 2Bi3+(aq) + 3S2−(aq) K = (aBi3+)2 (aS2−)3
aBi2S3
I aBi2S3 = 1 (sólido puro) ⇒ K = (aBi3+)2 (aS2−)3
I K = Kps: constante do produto de solubilidade ouconstante de solubilidade
I Como esse sal é pouco solúvel aBi3+ ≈[Bi3+] e aS2− ≈
[S2−]
Logo,Kps =
[Bi3+]2 [S2−]3
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Equilíbrios de Solubilidade
I O produto de solubilidade é geralmente aplicado apenas a saispouco solúveis
I Em compostos quase insolúveis a dissociação dos íonsraramente é completa
Tabela: Constantes de solubilidade de interesse ambiental.
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Equilíbrios de Solubilidade
Tabela: Constantes de solubilidade de interesse ambiental (cont).
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Equilíbrios de Solubilidade
Tabela: Constantes de solubilidade de interesse ambiental (cont).
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Equilíbrios de Solubilidade
ProblemaA solubilidade molar (s) do iodato de chumbo(II), Pb (IO3)2, é40µmol L−1, em 25 ◦C. Qual o valor de Kps do iodato dechumbo(II) em 25 ◦C?
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Equilíbrios de Solubilidade
ProblemaA solubilidade molar (s) do iodato de chumbo(II), Pb (IO3)2, é40µmol L−1, em 25 ◦C. Qual o valor de Kps do iodato dechumbo(II) em 25 ◦C?
– Como a solubilidade molar é pequena ⇒ Kps deve serpequeno
– Escreva a equação químicaPb (IO3)2 (s) Pb2+(aq) + 2IO−
3 (aq)– Escreva a expressão do produto de solubilidade
Kps =[Pb2+] [IO−
3
]2– Relação entre Pb (IO3)2 e Pb2+
1 mol de Pb (IO3)2 ' 1 mol de Pb2+[Pb2+] = s
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– Relação entre Pb (IO3)2 e IO−3
1 mol de Pb (IO3)2 ' 2 mols de IO−3[
IO−3
]= 2s
– Como Kps =[Pb2+] [IO−
3
]2Kps = (s) (2s)2 = 4s3
Kps = 4×(40× 10−6)3
Kps = 2, 6× 10−13
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ProblemaO produto de solubilidade do sulfato de prata, Ag2SO4, é1, 4× 10−5. Qual a solubilidade desse sal em água em 25 ◦C?
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ProblemaO produto de solubilidade do sulfato de prata é 1, 4× 10−5. Quala solubilidade desse sal em água em 25 ◦C?
– Considere que o sal se dissocia completamente e que o ânionnão é protonado pela água
– Escreva a equação químicaAg2SO4(s) 2Ag+(aq) + SO2−
4 (aq)– Escreva a expressão do produto de solubilidade
Kps =[Ag+]2 [SO2−
4
]– Relação entre Ag2SO4 e Ag+
1 mol de Ag2SO4 ' 2 mols de Ag+[Ag+] = 2s
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– Relação entre Ag2SO4 e SO2−4
1 mol de Ag2SO4 ' 1 mol de SO2−4[
SO2−4
]= s
– Como Kps =[Ag+]2 [SO2−
4
]Kps = (2s)2 (s) = 4s3
1, 4× 10−5 = 4s3
s = 15× 10−3
s = 15 mmol/L
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b) Efeito do íon comumI Precipitar um íon de um sal pouco solúvel
– Remoção de metais pesados em estações de tratamento porprecipitação na forma de hidróxidos
I Princípio de Le Chatelier: se adicionarmos um segundo sal ouum ácido que fornece um dos mesmos íons – um íon comum – auma solução saturada de um sal, o equilíbrio se desloca,diminuindo a concentração dos íons adicionados
AB(s) A+(aq) +B−(aq)Adição de mais B− à solução ⇒↓ A+(aq)⇒↑ AB(s)
I Adição de mais Cl− à uma solução saturada de KCl (VÍDEO)
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Figura: a) Cátions e ânions em solução aquosa ; b) Quando mais ânionssão adicionados, a concentração de cátions decresce
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ExemploConsidere a reação
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq)
com Kps = 1, 6× 10−10 em 25 ◦C e a solubilidade molar do AgClem água = 13 µmol/L.Adição de NaCl à solução ⇒ ↑ [Cl−]Como Kps =
[Ag+] [Cl−] é constante:
↑ [Cl−]⇒ ↓[Ag+]
Com menos Ag+ em solução ⇒ a solubilidade do AgCl em umasolução de NaCl é menor do que em água pura
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ProblemaPrimeiramente, vamos avaliar a
[Ag+] em uma solução aquosa de
AgCl em 25 ◦C, cujo Kps = 1, 6× 10−10
Kps =[Ag+] [Cl−]
1 mol de AgCl⇐⇒ 1 mol de Ag+ ⇐⇒ 1 mol de Cl−Kps =
[Ag+]2 =⇒
[Ag+] = 1, 3× 10−5
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ProblemaAgora, determine a solubilidade do cloreto de prata em umasolução 1, 0× 10−4 mol/L de NaCl(aq), em 25 ◦C.
– Devido à presença de um íon comum, a solubilidade do AgClem uma solução de NaCl deve ser inferior à solubilidade emágua
– Escreva a equação do produto de solubilidade e resolva para aconcentração dos íons prata
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ProblemaQual a solubilidade do cloreto de prata em uma solução1, 0× 10−4 mol/L de NaCl(aq), em 25 ◦C?
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq)Kps =
[Ag+] [Cl−][
Ag+] = Kps/ [Cl−]
Se [NaCl] = [Cl−] = 1, 0× 10−4 e Kps = 1, 6× 10−10[Ag+] = 1, 6× 10−10
1, 0× 10−4 = 1, 6× 10−6
ResumoA concentração dos íons Ag+ é 1, 6× 10−6, que é 10 vezes menorque a solubilidade do AgCl em água pura, como esperado.
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c) Força IônicaI Muitos íons em soluçãoI ai = γi[i]I O coeficiente de atividade mede o desvio do comportamento
idealI Na reação Hg2 (IO3)2 (s) Hg2+
2 + 2IO−3 a constante de
equilíbrio é:Kps = aHg2+
2· a2
IO−3
Kps = γHg2+2
[Hg2+
2]· γ2
IO−3
[IO−
3]2
Se as concentrações de Hg2+2 e IO−
3 aumentam quando seadiciona um segundo sal, que aumenta a força iônica, oscoeficientes de atividade diminuem com o aumento da forçaiônica.
I Quando discutimos Atividades: “aH2O = 1 mas para a água domar, que contêm muitos sais dissolvidos γ ≈ 0, 98”
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d) PrecipitaçãoI Quociente da reação
Em um determinado momento da reaçãoAmBn(s)→ mA(aq) + nB(aq)
Qps = [A]m × [B]n
Podemos comparar esse Qps com o Kps
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ExemploIodeto de chumbo precipita quando reagem iguais volumes dePb(NO3)2(aq) 0,2 mol/L e KI(aq) 0,2 mol/L?
I PbI2 apresenta Kps = 1, 4× 10−8 em 25 ◦CI PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I−(aq) Kps = [Pb2+][I−]2
I Como foram usados volumes iguais, o volume final é o dobroe, consequentemente, as concentrações serão metade dasoriginais:[Pb2+(aq)] = [Pb(NO3)2(aq)]/2 = 0, 2/2 = 0, 1 mol/L[I−(aq)] = [KI(aq)]/2 = 0, 2/2 = 0, 1 mol/L
I Qps = [Pb2+][I−]2 = 0, 1× 0, 12 = 10−3
I como Qps > Kps =⇒ PbI2 precipita nessas condições.
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Pb(NO3)2(aq) +KI(aq)→ PbI2(s) +KNO3(aq)
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ExemploCloreto de prata precipita quando 200 mL de AgNO3(aq)10−4 mol/L reagem com 900 mL de KCl(aq) 10−6 mol/L?Dado: Kps para AgCl(s) vale 1,6 ×10−10 em 25 ◦C
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ExemploCloreto de prata precipita quando 200 mL de AgNO3(aq)10−4 mol/L reagem com 900 mL de KCl(aq) 10−6 mol/L?
I AgCl apresenta Kps = 1, 6× 10−10 em 25 ◦CI AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq) Kps = [Ag+][Cl−]I O volume final é 1,1 L:
[Ag(aq)] = [AgNO3(aq)]× 0, 2/1, 1 = 1, 8× 10−5 mol/L[Cl−(aq)] = [KCl(aq)]× 0, 9/1, 1 = 8, 2× 10−7 mol/L
I Qps = [Ag+][Cl−] = 1, 8× 10−5 × 8, 2× 10−7 = 1, 5× 10−11
I como Qps < Kps =⇒ AgCl não precipita nessas condições.
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AgNO3(aq) +KCl(aq)→ AgCl(s) +KCl(aq)
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e) Complexos IônicosI A solubilidade de um sal aumenta se ele puder formar um
complexo iônico com outras espécies em soluçãoI Ag+(aq) + 2NH3(aq)→ Ag(NH3)+(aq)
– Na presença de amônia em quantidade suficiente, todo oprecipitado de halogeneto de prata se dissolve
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