Equilíbrio de Solubilidade

Equilíbrio de Solubilidade
Professor Valentim Nunes, Departamento de
Engenharia Química e do Ambiente
email: [email protected]
Gabinete: J207 – Campus de Tomar
Web: http://ccmm.fc.ul.pt/vnunes/ensino/
Dezembro de 2010
Introdução
Os equilíbrios ácido - base são
exemplos de equilíbrio homogéneo
(ocorrem numa única fase). O
equilíbrio de solubilidade é um
exemplo de equilíbrio heterogéneo,
que envolve a dissolução e
precipitação de sais pouco solúveis.
Solubilidade e produto de solubilidade
Considere-se uma solução saturada de cloreto de prata em
contacto com AgCl(s)
AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq)
Fase condensada
  

K ps  Ag Cl

Produto de solubilidade
Outros exemplos
MgF2(s)  Mg2+(aq) + 2 F-(aq)

K ps  Mg
2
F 
 2
Ca3(PO4)2(s)  3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)

K ps  Ca
 PO 
2 3
3 2
4
Constantes do produto de solubilidade
Produto iónico
Define-se produto iónico a partir das concentrações iniciais:

Q  Ag
Q < Kps
Q = Kps
Q > Kps

 Cl 

0
0
Solução insaturada
Não precipita
Solução saturada
Solução sobresaturada Formação de precipitado
Solubilidade
Solubilidade molar (mol/L): é o número de moles de soluto
dissolvidos em 1 L de uma solução saturada.
Solubilidade (g/L): é o número de gramas de soluto dissolvidos
em 1 L de uma solução saturada
Exemplo
A solubilidade molar do sulfato de prata é 1.5×10-2 mol/L.
Calcular o produto de solubilidade.
2s
s
Ag2SO4(s)  2 Ag+(aq) + SO42-(aq)
Ag   2 1.5 10  310 M
SO   1.5 10 M
K  Ag  SO   3 10  1.5 10

2
2
2
24
 2
ps
K ps  1.4 105
2
4
2 2
2
Outro exemplo
O produto de solubilidade do hidróxido de cobre é
2.2×10-20. Calcular a sua solubilidade.
Kps =
Cu(OH)2 (s)  Cu2+(aq) + 2 OH-(aq)

K ps  Cu
1
2
OH 
 2
 s  2s 
2
 K ps 
  1.8 10 7 M
s  
 4 
3
solubilida de  1.8 10
7
K ps  4s
3
mol
g
 95.57
 1.8 10 5 g / L
L
mol
Relação entre Kps e solubilidade molar
Efeito do ião comum
A presença de um ião comum vai diminuir a solubilidade molar
de um sal
+
NaCl (aq)
=
AgCl (s)
NaCl (aq) + AgCl (s)
Exemplo
Calcular a solubilidade do AgCl numa numa solução contendo
AgNO3 com concentração 6.510-3 M.
[AgNO3] = 6.510-3 M  [Ag+] = 6.510-3 M

 
 6.5 10
Ag+
Cl-
6.510-3
0
variação
+s
+s
1.6 1010
equilíbrio
6.510-3 + s
s
s  2.5 108 M
Solubilidade
inicial
K ps  Ag  Cl 
3

 s s
Solubilidade do AgCl vai ser s  2.5×10-8 M << solubilidade em
água pura
Efeito do pH
Em muitos casos, a solubilidade é também função do pH do
meio. Calcule-se, por exemplo, o pH de uma solução saturada
de Mg(OH)2
Mg(OH)2 (s)  Mg2+(aq) + 2 OH-(aq)
K ps  4 s 3
OH   2 1.4 10
OH   2.8 10
-
1
 1.2 10
 K ps 
  
s  
4
 4 

s  1.4 10  4 M
3
11



1
3
-
pOH  3.55
pH  10.45
4
4
Consequência
A solubilidade será superior em meios com pH < 10.45
Mg(OH)2 (s)  Mg2+(aq) + 2 OH-(aq)
2 H+(aq) +2 OH-(aq)  2 H2O(l)
Mg(OH)2 + 2 H+(aq)  Mg2+ (aq) + 2 H2O(l)
Lei de Le Chatelier
Exemplo
Calcular a solubilidade do Mg(OH)2 a 25 ºC se o pH do meio for
9.0 (solução tampão)
pH  9  pOH  5
OH   110 M
1.2 10
Mg  
110 
-
2
5
11
5 2
 0.12 M
A solubilidade molar será 0.12 M >> solubilidade em água pura.
Complexação
A formação de iões complexos também faz aumentar a
solubilidade
AgCl (s)  Ag +(aq) + Cl-(aq)
Ag +(aq) + 2 NH3 (aq)   Ag(NH3)2  +(aq)
AgCl (s) + 2 NH3 (aq)   Ag(NH3)2 + (aq) + Cl – (aq)
Utilização em análise qualitativa