Equilíbrio de Precipitação

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1 Capítulo 4 Equilíbrio de Precipitação Prof a Alessandra Smaniotto QMC Química Analítica Curso de Graduação em Farmácia Turmas 02102A e 02102B

2 Introdução Os equilíbrios ácido -base são exemplos de equilíbrio homogêneo (ocorrem numa única fase). O equilíbrio de solubilidade éum exemplo de equilíbrio heterogêneo, que envolve a dissolução e precipitação de sais pouco solúveis.

3 Solubilidade A uma dada temperatura, existe uma quantidade limite de uma dada substância que se consegue dissolver em um determinado volume de solvente: solubilidade dessa substância nesse solvente; A solubilidadeérepresentada por S; Por exemplo, à temperatura de 25 C, é possível dissolver cerca de 36 gramas de cloreto de sódio em 100 ml de água, sendo, portanto é 36 g/100 ml a solubilidade do cloreto de sódio em água.

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5 Classificação de soluções quanto à solubilidade do soluto no solvente Saturada: contém a máxima quantidade de soluto dissolvido em um dado volume de solvente a uma dada temperatura. Ex: açúcar possui solubilidade de 200g /100 ml( 20 C ). CaSO 4 possui solubilidade de 0,2 g/100 ml( 20 C ). Insaturada: contém uma quantidade de soluto dissolvido inferior à solubilidade possível a uma dada temperatura.

6 Supersaturada: contém mais soluto dissolvido e tende a precipitar parte do soluto, formando uma solução saturada com corpo de fundo. Exemplo:

7 Equilíbrio de solubilidade Considerando uma solução saturada de cloreto de prata, AgCl, se continuarmos a adicionar AgClverificamos que háformação de precipitado, e passamos a ter uma solução heterogênea com uma fase líquida e uma fase sólida. AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Nestas condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases, designado por equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que, neste caso, pode ser representado por: AgCl(s) AgCl(aq)

8 O momento em que a velocidade de dissolução iguala-se à velocidade de precipitação, corresponde ao instante em que se estabelece o equilíbrio de solubilidade; Equilíbrio de solubilidade: equilíbrio entre um eletrólito pouco solúvel e os íons que este eletrólito libera em solução. Ex: na solução de AgCl ocorrem os seguintes equilíbrios: AgCl (s) AgCl (aq) Ag + (aq) + Cl - (aq) Ks Kd

9 Solubilidade molar (mol/l): éo número de moles de soluto dissolvidos em 1 L de uma solução saturada. Solubilidade(g/L): éo número de gramas de soluto dissolvidos em 1 L de uma solução saturada MA (s) MA (aq) M + + A - S = S 0 + [M + ] M + MA (aq) M + A - A - A - M + A - M + M + A - MA (s) MA (aq) S 0 = solubilidade intrínseca ou molecular: corresponde à dissolução da forma neutra do sal Obs: os haletos de prata agem como eletrólitos fracos, dissociando-se apenas parcialmente em água.

10 No entanto, a maioria dos sais pouco solúveis encontra-se totalmente dissociado em soluções aquosas saturadas; Exemplo: Ba(IO 3 ) 2(s) = Ba 2+ (aq) + 2IO 3 - K = [Ba ][IO ] [ Ba(IO ) ( s) ] [ Ba(IO ) ( )] = = [Ba ][IO ] K s K ps Quando dizemos que um sal pouco solúvel está completamente dissociado, não significa que todo o sal se dissolve; Ao contrário, a pequena quantidade que realmente solubiliza dissocia-se totalmente.

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13 Constante do produto de solubilidade Kps MA (s) M + (aq) + A - (aq) M + MA (aq) M + A - A - A - M + A - M + M + A - MA (s) MA (aq) Keq Keq = = a M a + a MA(s) A + [ M ][ A [ MA s ] ]

14 Exemplo: Ba(IO 3 ) 2(s) = Ba 2+ (aq) + 2IO 3 - Keq a 2+ a Ba IO3 = K a ps = a Ba2+ a - IO3 Ba( IO3 ) 2 ( s) Obs: Ba(IO 3 ) 2(s) estado padrão a=1 O equilíbrio independe da quantidade de sólido em contato com a solução. Quando o eletrólito épouco solúvel e a força iônica ébaixa: K ps = [Ba 2+ ][IO 3- ] 2

15 Princípio do produto de solubilidade Em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, o produto das concentrações molares dos íons (mol L -1 ), elevadas a potências apropriadas é constante, para uma dada temperatura, independentemente de outros eletrólitos presentes na solução. (Nernst 1889)

16 Ex.: AgCl S representa a solubilidade (em moll -1 ) do AgCl em água; 1AgCl(s) 1Ag + + 1Cl - Como um mol de Ag + é formado para cada mol de AgCl, a S do AgCl = [Ag + ] e sei que [Ag + ] = [Cl - ]: K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps = S S K ps = S 2 S = Kps

17 Em geral, para sais moderadamente solúveis: S = (x+ y) K x x ps y y Ex: CaF 2 Ca F - Como um mol de Ca 2+ éformado para cada mol de CaF 2, a Sdo CaF 2 = [Ca 2+ ] e [F - ] = 2S. K ps = [Ca 2+ ] 1 [F - ] 2 K ps = S 1 (2S) 2 = 4S 3 K ps = 4S 3 S = 3 Kps 4

18 Relação entre Kps e solubilidade molar

19 Produto iônico Define-se produto iônico a partir das concentrações iniciais: Q = Ag + 0 Cl 0 O Kps de um eletrólito pouco solúvel estabelece o critério para a formação de um precipitado; Se o produto das concentrações molares dos íons, com seus expoentes correspondentes (Q), é menor que K ps a solução não está saturada, ou seja, não haverá formação de precipitado.

20 K ps e formação de precipitado Háprecipitação do soluto quando o valor de K ps éultrapassado. Q < Kps Solução insaturada Não precipita Q = Kps Solução saturada Não precipita Q > Kps Solução supersaturada Formação de precipitado

21 Fatores que afetam a solubilidade Temperatura O grau de dissociação de um sal solúvel aumentará com o aumento da temperatura, em geral, e a solubilidade molar aumentará.

22 Natureza do solvente A natureza polar da molécula de água exerce efeitos de solvatação sobre ânions e cátions do soluto, formando íons hidratados; Esta força de atração supera as forças que mantêm cátions e ânions na estrutura cristalina do sal; Solventes orgânicos não apresentam estas forças de atração iônicas da mesma forma que a água, então muitos sais inorgânicos são pouco solúveis nesses solventes.

23 ph A solubilidade de quase qualquer composto iônico é alterada, se a solução for suficientemente ácida ou alcalina; A solubilidade de precipitados contendo um ânion com propriedades básicas ou um cátion com propriedades ácidas ou ambos depende do ph; Os precipitados que contêm ânions do tipo base conjugada de um ácido fraco são mais solúveis em ph mais baixo; A solubilidade dos sais de metais também éafetada pela presença de certas bases de Lewis que reagem com os íons metálicos e formam íons complexos estáveis.

24 Íon comum O efeito do íon comum é uma consequência da Lei das Ação das Massas descrita no princípio de Le Chatelier; O efeito do íon comum é responsável pela redução da solubilidadede um precipitado iônico quando um composto solúvel contendo um dos íons do precipitado é adicionada à solução que está em equilíbrio com o precipitado.

25 Exemplo: a solubilidade do AgClem solução 1, mol L -1 em Cl - écercade 100 vezesmenorqueemh 2 O. + = NaCl (aq) AgCl (s) NaCl (aq) + AgCl (s)

26 Efeito do íon estranho Medidas de solubilidade de diferentes eletrólitos pouco solúveis indicam que a solubilidade em solução salina émaior do que em água. Exemplo: AgCl e BaSO 4 são mais solúveis em solução de KNO 3 do que em água.

27 Separação de íons

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