EQUIL+BRIO DE SOLUBILIDE

QUÍMICA – 12º ANO
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
FACTORES QUE INFLUENCIAM A SOLUBILIDADE DE UM SAL
A – Temperatura
(aumenta ou diminui a solubilidade)
B – Efeito do Ião Comum
(diminui a solubilidade)
C – Formação de complexos (aumenta a solubilidade)
Solubilização
de
D – Adição de ácidos
(aumenta a solubilidade)
precipitados
A - Temperatura
q O aumento da temperatura numa dissociação endotérmica faz
aumentar a solubilidade do sal:
H2 O
AB(s) ⇔ A+(aq) + B –(aq)
se
T↑
⇒
∆H > 0
s↑
q O
aumento da temperatura numa dissociação exotérmica faz
diminuir a solubilidade do sal:
H2 O
AB(s) ⇔ A+(aq) + B –(aq)
se
T↑
⇒
∆H < 0
s↓
QUÍMICA – 12º ANO
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
B - Efeito do Ião Comum
Consiste:
q
na adição de um dos iões de que é composto o sólido
q
na diminuição da concentração do outro ião
q na precipitação o mais completa possível do composto
sólido e, consequentemente na diminuição da sua
solubilidade
Exemplo:
Pbl2(s) +
água ⇔ Pb2+(aq) + 2I–(aq)
↑
Pb2+(aq)
q
se se aumentar a [ Pb2+(aq)] ...
q
o produto iónico, χ s, aumenta ...
Solução Saturada
+
Solução de Pb(NO3)2
(Pb2+(aq); NO3–(aq))
χs = [ Pb2+(aq)]x[I–(aq)]
q
o sistema reage reversivelmente, no sentido inverso, de
acordo com o Principio de Le Chatelier, até que χs
diminuindo, iguale Ks …
q
a [I–(aq)] diminui por consumo do ião ...
q
a precipitação de Pbl2 aumenta, ou seja, a solubilidade de
Pbl2 diminui.
QUÍMICA – 12º ANO
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
C - Formação de Complexos Estáveis
Prática experimental utilizada na solubilização de precipitados. Consiste na
adição, ao sistema em equilíbrio sólido/ iões, de uma espécie química que reage
com um desses iões, originando produtos solúveis e pouco dissociáveis. (Se
fossem dissociáveis recuperar-se-ia a concentração do ião reagente; se fossem
insolúveis surgiria um novo precipitado)
Exemplo 1:
Solubilização de um precipitado de cloreto de prata por adição de NH 3 (aq)
O equilíbrio de solubilidade do cloreto de prata é pouco extenso:
AgCl (s)
H2 O
⇔
Ag+ (aq) + Cl–(aq)
Ks = 1,6.10-10
(a 25ºC )
O amoníaco adicionado reage com o ião prata formando o ião complexo
diaminoprata
Ag+ (aq) + 2NH 3(aq) ⇔ [Ag(NH 3) 2]+(aq)
Kf = 1,5.107 (a 25ºC)
O ião diaminoprata é solúvel em água e bastante estável (constante de formação
elevada).
A concentração do ião prata diminui ao reagir com o complexante, obrigando o
equilíbrio a deslocar-se, predominantemente, no sentido directo.
A solubilidade do sal AgCl aumenta.
Outros sais podem igualmente ser solubilizados, através da reacção de um dos
seus iões, com um agente complexante; são exemplos:
Exemplo 2:
Solubilização de um precipitado de iodeto de prata por adição de S2 03 2–(aq)
Ag+ (aq) + 2S2 O3 2–(aq)
⇔
[Ag(S2 O3 ) 2 ]3–(aq)
Kf = 1,0.1013 (25°C)
Exemplo 3:
Solubilização de um precipitado de hidróxido de ferro por adição de CN–(aq)
Fe3+ (aq) + 6CN–(aq)
⇔
[Fe(CN) 6 ]3–(aq)
Kf = 1,0.1024 (25°C)
QUÍMICA – 12º ANO
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
D - Adição de Ácidos
Prática experimental utilizada na solubilização de precipitados.
Exemplo:
Solubilização de um precipitado de carbonato de cálcio por adição de HNO3 (aq)
Equilíbrio de solubilidade do carbonato de cálcio:
(1)
CaCO3 (s)
⇔
Ca2+ (aq) + CO3 2–(aq)
Ks = 4,8.10-9
(25°C)
Ionização do ácido nítrico (ácido forte – ionização completa):
HNO3 (aq) + H2 O(l)
→
H 3 O+ (aq) + NO3 –(aq)
Reacção do ião carbonato do sal com o ácido:
CO3 2- (aq) + H3 O+ (aq)
⇔
HCO3 –(aq) + H2 O(l)
e do ião hidrogenocarbonato com excesso de ácido:
HCO3 - (aq) + H3 O+ (aq)
⇔
H 2 CO3 (aq) + H2 O(l)
⇓
CO2 (g) + H2 O(l)
Conclusão:
A [CO3 2- ] diminui no equilíbrio (1), obrigando este a deslocar-se no sentido da
solubilização do CaCO3 (s).
Reacção Global:
CaCO3(s) + 2HNO3(aq)
Ca(NO3)2(aq) + H2O(l) + CO2(g)