Solubilidade

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SOLUÇÕES E EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

Prof. Isabel Reis

Mineralização das águas As águas naturais são na verdade soluções aquosas. Para além de água, contêm substâncias dissolvidas.

A composição de uma água resulta da mineralização, isto é, da dissolução de sais minerais (interações água - rocha). Prof. Isabel Reis

A água como solvente

Devido às suas características, a água é solvente de grande número de substâncias, tanto sólidas como líquidas ou gasosas. Prof. Isabel Reis

Quando um sal

é dissolvido em água, dissocia-se nos seus iões

constituintes. NaCℓ (s)

Estrutura cristalina NaCℓ

água

Na+ (aq) + Cℓ– (aq)

Solução aquosa de NaCℓ

O processo de dissolução de um sal em água decorre de interações entre os iões do sal (catiões e aniões) e das moléculas de água. Prof. Isabel Reis

A salinidade corresponde à massa total (em gramas) de sais minerais dissolvidos por quilograma de água.

Em cada quilograma de água do mar existem, em média, 35 gramas de sais dissolvidos.

Prof. Isabel Reis

Relação mássica dos constituintes da água do mar

Água (96,5 %) Constituição da água do mar

Sais (3,5 %)

Cloreto (55 %)

Sódio (30,6 %)

Prof. Isabel Reis

Magnésio Cálcio Potássio Outros Sulfato (3,7 %) (1,2 %) (1,1 %) (0,7 %) (7,7 %)

Solubilidade É a quantidade mĂĄxima de soluto que se pode dissolver num dado solvente atĂŠ perfazer 1dm3 de solução saturada, a uma dada temperatura.

đ?‘› đ?‘ = đ?‘‰ A solubilidade corresponde ao valor da concentração da solução saturada. A solubilidade tambĂŠm se pode exprimir como a massa de soluto

(em g) por 100 g de solvente. Prof. Isabel Reis

Solução saturada: é aquela que contém a máxima quantidade de soluto dissolvido num dado solvente, a uma certa temperatura.

Solução insaturada: é aquela que contém menor quantidade de soluto dissolvido do que a correspondente à solução saturada, nas mesmas condições de volume e temperatura.

Solução sobressaturada: é aquela que contém maior quantidade de soluto dissolvido do que a correspondente à solução saturada, nas mesmas condições de volume e temperatura, sem depósito de sólido. Estas soluções são muito instáveis. Prof. Isabel Reis

Fatores que afetam o tempo de dissolução Para dada temperatura e pressão, a velocidade de dissolução de um sólido aumenta com:

• o estado de divisão do soluto sólido; • o grau de agitação da solução. Estes

fatores

não

alteram

a

quantidade

de

soluto

que

é possível dissolver numa determinada quantidade de solvente, mas interferem no tempo de dissolução do soluto.

Prof. Isabel Reis

Maior grau de divisão do soluto

Maior agitação da mistura

Maior superfície de contacto entre soluto e solvente

Maior rapidez de dispersão do soluto no solvente

Dissolução mais rápida

Dissolução mais rápida

ATENÇÃO!

Maior agitação e maior divisão do soluto não alteram a solubilidade,

apenas tornam a dissolução mais rápida. Prof. Isabel Reis

Efeito da temperatura na solubilidade Temperatura/°C

Massa (g) de KNO3/100 g de água

Na tabela estão indicados

0

13,3

os valores de solubilidade

10

20,9

do nitrato de potássio (KNO3)

20

31,6

30

45,8

40

63,9

50

85,5

60

110,0

70

138,0

80

169,0

90

202,0

100

246,0

a diferentes temperaturas.

Como

a

se

pode

solubilidade

verificar,

deste

sal

aumenta com a temperatura. Aumento

Aumento

da temperatura

de solubilidade

Prof. Isabel Reis

Com os dados da tabela, é possível representar a curva de solubilidade

Solubilidade (g de KNO3 / 100 g de água)

do KNO3.

Qualquer ponto sobre a curva corresponde a uma solução saturada. Prof. Isabel Reis

• O ponto A representa uma solução que contém apenas 20 g de KNO3 dissolvidos em 100 g de água (a

massa de soluto dissolvido é menor do que o valor da solubilidade) -

31,6

solução insaturada.

• O ponto B representa uma solução que

contém

60

Solubilidade (g de KNO3 / 100 g de água)

À temperatura de 20 °C:

g

de

B

A

Nota: Uma solução sobressaturada é

KNO3

muito instável. A solução correspondente

dissolvidos em 100 g de água (valor

ao ponto B poderá transformar-se numa

superior à solubilidade) – solução

solução saturada com 28,4 g de sólido

sobressaturada.

depositado. Prof. Isabel Reis

Curvas de solubilidade de alguns sais

A solubilidade de um soluto sĂłlido em ĂĄgua depende do soluto e tambĂŠm da temperatura. Prof. Isabel Reis

Efeito da temperatura na solubilidade

A solubilidade do cloreto de sódio (NaCℓ) praticamente não varia com a temperatura.

Para a maioria dos sais, a solubilidade aumenta com a temperatura. A dissolução

desses sais ocorre com absorção de calor (fenómeno endotérmico).

A solubilidade de alguns sais diminui com a temperatura. A dissolução desses sais ocorre com libertação de calor (fenómeno exotérmico). Prof. Isabel Reis

Nos sais hidratados, a curva de solubilidade pode apresentar pontos de inflexão.

Para o Sulfato de sódio hidratado, a partir dos 32,4 °C, ocorre uma mudança na estrutura do sal, que perde as moléculas de água de

hidratação. Prof. Isabel Reis

Exceções mais importantes (muito pouco solúveis)

Solúveis na água

Todos os sais de Na+, K+ e NH4+, todos os nitratos e percloratos Todos os acetatos AgCH3COO Todos os sulfatos BaSO4; SrSO4; PbSO4 Todos os cloretos, brometos e iodetos AgX; Hg2X2; PbX2 (X = Cℓ−, Br− ou I−)

Solubilidade Moderada CaSO4; Ag2SO4; Ca(OH)2

Só precipitam em soluções muito concentradas. Exceções mais importantes (solúveis)

Pouco solúveis na água Todos os carbonatos e fosfatos Todos os hidróxidos Todos os sulfuretos

Do grupo 1 e de NH4+ Do grupo 1 e Ba2+ e Sr2+ Dos grupos 1 e 2 Prof. Isabel Reis

Equilíbrio químico e solubilidade de sais Há sais que se dissolvem muito pouco em água; são exemplos o carbonato de cálcio – CaCO3 – (principal constituinte do calcário) e o sulfato de bário – BaSO4 – (usado como meio de contraste em exames radiográficos e em técnicas de tomografia computorizada - TAC).

Prof. Isabel Reis

Quando se adiciona BaSO4 em pó à água, verifica-se que apenas uma

quantidade muito pequena desse sal se dissolve.

A parte do sal que se dissolve sofre dissociação: H2O

BaSO4 (s) → Ba2+ (aq) + SO42– (aq) Verifica-se

que

ocorre

também

o

SO42– Ba2+

processo inverso (precipitação):

Ba2+ (aq) + SO42– (aq) → BaSO4 (s)

Prof. Isabel Reis

SO4

2–

Ba2+

BaSO4 (s)

Quando a velocidade de dissociação iguala a velocidade de precipitação, atinge-se o equilíbrio químico:

Dissolução/dissociação Velocidade de dissociação

+

SO42– (aq)

SO42–

Ba2+ SO42–

⇌

BaSO4(s) ⇌

Ba2+ (aq)

Precipitação

Ba2+

= Velocidade de precipitação

BaSO4(s)

Equilíbrio de solubilidade é um equilíbrio químico heterogéneo que

se estabelece entre um sal, no estado sólido, e os respetivos iões na solução saturada. Prof. Isabel Reis

Produto de solubilidade Para a reação de equilíbrio,

BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO42– (aq) a constante de equilĂ­brio ĂŠ: Ba2+ e SO2− 4 đ??žc = BaSO4 e

e

Considerando

đ??žđ?‘? Ă— BaSO4 e = đ??žs

đ??žs = Ba2+

e

SO2− 4

A concentração de um sólido puro Ê constante.

e

Produto de solubilidade O Produto de solubilidade Ê o produto das concentraçþes dos iþes na solução saturada (em equilíbrio com o precipitado sólido), elevadas aos respetivos coeficientes

estequiomĂŠtricos. Para um dado sal, sĂł depende da temperatura. Prof. Isabel Reis

Relação entre produto de solubilidade e solubilidade BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO42– (aq) Cada mole de BaSO4 que se dissolve dissocia-se, originando uma mole de Ba2+ e uma mole de SO42–.

Numa solução saturada deste sal estão dissolvidas s moles por cada dm3. Logo, no equilíbrio, a concentração de iões Ba2+ em solução será s mol dm−3, assim como a concentração de iões SO42– também será s mol dm−3. Prof. Isabel Reis

BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq)

+ SO42- (aq)

ci / mol dm-3

-

0

0

ceq / mol dm-3

-

s

s

đ?‘˛đ??Ź = đ?‘Šđ?’‚đ?&#x;?+

đ?&#x;?− Ă— đ?‘şđ?‘ś đ?&#x;’ đ?’†

đ?’†

Relação matemåtica entre

đ??žs = đ?‘ 2

đ?‘ =

đ??žs

o produto de solubilidade e a solubilidade do sal.

Prof. Isabel Reis

CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq)

+ 2 F- (aq)

ci / mol dm-3

-

0

0

ceq / mol dm-3

-

s

2s

đ?‘˛đ??Ź = đ?‘Şđ?’‚đ?&#x;?+

đ??žs = đ?‘ Ă—

− Ă— đ?‘­ đ?’†

(2đ?‘ )2

đ?&#x;? đ?’†

đ??žs =

4đ?‘ 3

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3

đ?‘ =

đ??žđ?‘ 4

Ca3(PO4)2 (s) ⇌ 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq)

ci / mol dm-3

-

0

0

ceq / mol dm-3

-

3s

2s

𝑲𝐬 =

𝐾s =

𝟐+ 𝟑 𝑪𝒂 𝒆

×

(3𝑠)3 ×

𝟑− 𝟐 𝑷𝑶𝟒 𝒆

(2𝑠)2

𝐾s =

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108𝑠 5

5

𝑠=

𝐾𝑠 108

ATENÇÃO! A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de s e não do de Ks , uma vez que Ks é afetado pelos valores dos coeficientes estequiométricos.

Um produto de solubilidade mais elevado não corresponde necessariamente a uma solubilidade mais elevada.

Prof. Isabel Reis

Formação de precipitados Quociente de solubilidade (Qs) - produto das concentrações dos iões em solução de um sal pouco solúvel, elevadas aos respetivos coeficientes estequiométricos.

Um sal, em solução aquosa, pode precipitar, se o valor do quociente de solubilidade (Qs) exceder o valor do produto de solubilidade (Ks). Formação do precipitado de iodeto de chumbo (sal pouco solúvel) por adição de soluções aquosas de dois sais muito solúveis (iodeto de potássio e nitrato de chumbo). Prof. Isabel Reis

Ao adicionar um sal a água ou ao misturar duas soluções aquosas contendo iões, é possível prever a formação de um precipitado. Para tal, é necessário:

• conhecer as concentrações dos iões em solução;

• conhecer o valor do produto de solubilidade (Ks); • determinar o quociente de solubilidade (Qs);

• comparar o quociente de solubilidade (Qs) com o valor do produto de solubilidade (Ks) do sal. Prof. Isabel Reis

Qs < Ks

Qs = Ks

Qs > Ks

Solução não saturada

Solução saturada

Solução sobressaturada

Situação de não equilíbrio

Situação de equilíbrio

Situação de não equilíbrio

Não ocorre precipitação

Não ocorre precipitação

Ocorre precipitação

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Exemplo: Adicionou-se 100 mL de uma solução de nitrato de chumbo, Pb(NO3)2, de concentração 0,080 mol dm-3, a 100 mL de uma solução de iodeto de potássio, KI, de concentração 0,050 mol dm-3. Verifique se ocorre a formação de precipitado. Ks (PbI2) = 9,8 x 10 -9

A equação que traduz a formação do precipitado mencionado é: Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)

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Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) 100 mL

Pb2+

NO3

→

100 mL

+

Pb2+ NO32K+ I -

I-

𝑛 =𝑐×𝑉

𝑛 =𝑐×𝑉

𝑛 = 0,080 × 0,100

𝑛 = 0,050 × 0,100

𝑛 = 0,0080 𝑚𝑜𝑙 Pb(NO3)2

𝑛 = 0,0050 𝑚𝑜𝑙 KI

𝑛 = 0,0080 𝑚𝑜𝑙 Pb2+

200 mL

=

K+

2-

𝑛 = 0,0050 𝑚𝑜𝑙 I −

PbI2 (s) ⇌ Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) 𝑄s = 𝑃𝑏2+ × 𝐼 −

PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)

𝑐= 𝑃𝑏2+ =

𝐼−

𝑛 𝑉

0,0080 = 0,040 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚−3 0,200

0,0050 = = 0,025 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚−3 0,200 Ks (PbI2) = 9,8 x 10 –9

𝑸𝐬 > 𝑲𝒔

2

𝑄s = 0,040 × 0,0252 = 2,5 × 10−5 Prof. Isabel Reis

Há formação de precipitado

Alteração da solubilidade de sais Efeito da temperatura Fatores que afetam a solubilidade de sais

(Na maioria dos sais há aumento da solubilidade com o aumento da temperatura)

Efeito da presença de outras espécies químicas em solução

Efeito do ião comum

Ocorrência de reações laterais (Formação de iões complexos, hidrólise de iões…) Prof. Isabel Reis

Efeito do ião comum AgCℓ (s)

NaCℓ (aq)

+

=

AgCℓ (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cℓ- (aq) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aumento da concentração de Cℓ- desloca o equilíbrio no sentido da formação de precipitado.

O efeito da adição de um ião comum ao existente na solução aquosa traduz-se na formação de precipitado, ou seja, na diminuição da solubilidade do sal. Prof. Isabel Reis

Comparação da solubilidade do AgCâ„“ em ĂĄgua e numa solução de NaCâ„“ Em ĂĄgua:

Ks (AgCâ„“) = 1,77 Ă— 10−10, a 25 °C

Numa solução de NaCâ„“ 0,100 moldm-3: AgCâ„“ (s) ⇌ Ag+ (aq) + Câ„“- (aq)

AgCℓ (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cℓ- (aq)

ci / mol dm-3

-

0

0

ci / mol dm-3

-

0

0,100

ceq / mol dm-3

-

s

s

ceq / mol dm-3

-

s’

0,100 + s’

đ??žs = Ag +

e

đ??žs = đ?‘ 2

đ?‘ =

đ?‘ =

1,77 Ă—

Ă— Cℓ−

e

đ??žs

10−10

đ?‘ = 1,33 Ă— 10−5 mol dm−3

Como s’ vai ser muito menor do que 0,100 mol dm–3, pode desprezar-se na soma 0,100 + s’. 0,100 + s’≈ 0,100 đ??žs = Ag +

e

Ă— Cℓ−

e

1,77 Ă— 10−10 = đ?‘ ′ Ă— 0,100 đ?‘ ′ = 1,77 Ă— 10−9 mol dm−3

A solubilidade diminui devido ao efeito do iĂŁo comum. Prof. Isabel Reis

Ocorrência de reações laterais • Efeito da formação de iões complexos Ião complexo – é uma espécie química constituída por um ião

metálico central ao qual estão ligados iões ou moléculas. Exemplos:

Hemoglobina Prof. Isabel Reis

Adição de uma solução aquosa de amoníaco (NH3) a uma solução que

contém um precipitado de cloreto de prata (AgCℓ):

AgCℓ(s) ⇌ Ag+(aq) + Cℓ–(aq) + NH3 Ag+(aq) + 2 NH3(aq) ⇌ [Ag(NH3)2]+(aq) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a diminuição da concentração de Ag+ desloca o equilíbrio no sentido da dissolução do precipitado.

O efeito da adição de uma solução que forma um ião complexo com o catião do sal resulta no aumento da solubilidade do sal e na solubilização do precipitado. Prof. Isabel Reis

Ocorrência de reações laterais • Efeito da adição de ácidos CaCO3 (s) ⇌

Ca2+

2-

(aq) + CO3 (aq)

HCℓ

Adicionando um ácido forte: CO32- (aq) + 2 H+ (aq) ⟶ CO2 (g) + H2O (ℓ) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a diminuição da concentração de CO32desloca o equilíbrio no sentido da dissolução do precipitado.

Quando o anião do sal pouco solúvel é uma base conjugada de um

ácido fraco, a adição de um ácido forte traduz-se na solubilização do precipitado, ou seja, no aumento da solubilidade. Prof. Isabel Reis

Dureza de uma água A dureza de uma água é uma propriedade da água relacionada com a concentração de catiões metálicos nela presentes, nomeadamente a concentração em iões cálcio (Ca2+) e iões magnésio (Mg2+). Tipos de água

Dureza/mg L–1

Macia

< 75

Meio dura

75 a 150

Dura

150 a 300

Muito dura

> 300

Ca2+ Mg2+

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Na classificação das águas quanto à dureza pode utilizar-se como critério a concentração total em iões cálcio, Ca2+, e magnésio, Mg2+. A dureza de uma água depende do

tipo de solos com que está em contacto. Os solos calcários, ricos em iões Ca2+ e Mg2+, originam águas

duras; os solos basálticos, areníticos e graníticos originam águas de dureza baixa ou águas macias. Prof. Isabel Reis

Corte num tubo de água quente

Consequências das águas duras: • Provocam entupimentos; • Diminuem as transferências de calor; • Aumentam os custos de funcionamento;

• Diminuem a eficácia dos detergentes.

Águas duras levam à formação de incrustações de calcário em tubagens e resistências elétricas. Prof. Isabel Reis

Minimização da dureza das águas O amaciamento é a diminuição da dureza das águas e consiste na remoção de iões cálcio e magnésio nelas presentes.

Processos utilizados para amaciar uma água: • Adição de agentes precipitantes; • Adição de agentes complexantes; • Utilização de resinas de troca iónica.

Prof. Isabel Reis

Adição de agentes precipitantes No processo de precipitação química, utilizado para águas duras,

removem-se os iões cálcio e magnésio adicionando água de cal apagada, Ca(OH)2. Formam-se sais insolúveis de cálcio e magnésio, que posteriormente são filtrados.

Numa central de tratamento, a água é sujeita a vários processos físicos e químicos. Prof. Isabel Reis

Adição de agentes complexantes Os produtos anticalcário contêm geralmente na sua composição EDTA (ácido etilenodiaminotetracético) (1), que se liga aos iões Ca2+ e Mg2+

formando iões complexos estáveis e solúveis (2). ❷

❶

Prof. Isabel Reis

Utilização de resinas de troca iónica Alguns sistemas domésticos e

Água dura

industriais de abastecimento de água recorrem a equipamentos que usam resinas de troca iónica para remover a dureza da água.

Enquanto a água atravessa a

resina, os iões Ca2+ e Mg2+ ficam retidos, por troca com iões Na+.

Prof. Isabel Reis

Água com dureza reduzida

Remoção de poluentes de águas

As águas provenientes de algumas indústrias contêm poluentes, como,

por exemplo, iões metálicos de prata, cobre, ferro, cádmio, cromo, chumbo e arsénio em concentrações elevadas.

Nas estações de tratamento são criadas condições para que os iões

indesejados formem

sais insolúveis através de

reações de

precipitação. Os precipitados são removidos por decantação e filtração. Prof. Isabel Reis

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