Departamento de Física e Química
Química Básica
Rodrigo Vieira Rodrigues
Constante produto solubilidade
Equilíbrio de Solubilidade
Considerando uma solução saturada de cloreto de prata,
AgCl. Se continuarmos a adicionar AgCl a uma solução saturada,
verificamos que há formação de precipitado, e passamos a ter
uma solução heterogênea com uma fase líquida e uma fase
sólida. 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)
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 do sal em estudo.
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Equilíbrio de solubilidade
Equilíbrio entre um eletrólito
pouco solúvel e os íons que este
eletrólito libera em solução.
Ex: solução de AgCl ocorrem os seguintes equilíbrios:
AgCl (s)  AgCl (aq)  Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ks
Kd
Kps = Ks.Kd
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Equilíbrio de solubilidade
Exemplo 1
Calcular a solubilidade do AgCl em água destilada .
Solubilidade = S = [AgCl(aq)] + [Ag+]
Como [Ag+] = [Cl-]
[Ag+]x[Cl-] = Kps = 1,82 x 10-10
[Ag+] =  (1,82 x 10-10) = 1,35 x 10-5
Sabendo que S° = 3,6 x 10-7
S = 1,35 x 10-5 + 3,6 x 10-7 = 1,38 10-5 mol L-1
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Equilíbrio de solubilidade
No entanto, a maioria dos sais pouco solúveis encontra-se
essencial e totalmente dissociado em soluções aquosas
saturadas.
2
 2
[Ba
][IO
]
3
2+
K
Ba(IO3)2(s) = Ba (aq) + 2IO3
Ba(IO3 )2 (s )
K Ba(IO3 )2 (s )  K ps  [Ba2 ][IO3 ]2
Obs: 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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Tabela de solubilidade dos compostos e seus Kps
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Constante do Produto de Solubilidade
Kps
MA(s) ↔ M+(aq) + A-(aq)
Keq 
M+
A-
MA(aq)
M+
A-
A-
M+
M+
AM+
A- MA
(aq)
MA(s)
aM   a A
aMA(s )
[ M  ][ A ]
Keq 
[ MAs ]
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Constante do Produto de Solubilidade
Kps
Exemplo 1. Solução de Ba(IO3)2(s) ocorre o seguinte equilíbrio:
Ba(IO3)2(s) = Ba2+(aq) + 2IO3-
Keq 
aBa 2  aIO 
3
aBa ( IO3 ) 2 ( s )
Kps= aBa2+ aIO3-
Obs: Ba(IO3)2(s) → estado padrão → a=1
Portanto, o equilíbrio independe da quantidade de sólido em
contato com a solução.
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Constante do Produto de Solubilidade
Kps
Quando o eletrólito é pouco solúvel e a força iônica é baixa:
Ba(IO3)2(s) = Ba2+(aq) + 2IO3-
Kps = [Ba2+][IO3-]2
Exemplo 2:
Ag2S  2Ag+ + 1S2-
Kps = [Ag+]2 [S2-]1
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Produto de Solubilidade e Solubilidade
Ex.: AgCl
S representa a solubilidade (em molL-1) do AgCl em água
1AgCl(s)  1Ag+ + 1ClComo um mol de Ag+ é formado para cada mol de AgCl,
a S do AgCl = [Ag+] e sei que [Ag+] = [Cl-]:
Kps = [Ag+][Cl-]
Kps = S S
Kps = S2
S  Kps
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Cálculo de Kps a partir da solubilidade
Exemplo 2. A solubilidade do AgCl a 25°C é 1,9x10-4 g por 100 mL.
Calcular seu Kps.
a) Escrever a equação iônica para o equilíbrio de solubilidade
AgCl(s)  Ag+ + Clb) Formular a expressão de Kps
Kps= [Ag+][Cl-]
c) Calcular as concentrações molares dos íons
S = 1,9x10-4 g em 100 mL , ou seja, S =1,9x10-3 gL-1
Massa molar do AgCl = 143,32 g mol-1
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Cálculo de Kps a partir da solubilidade
Exemplo 2. A solubilidade do AgCl a 25°C é 1,9x10-4 g por 100 mL.
Calcular seu Kps.
d) Massa molar do AgCl = 143,32 g mol-1
A solubilidade molar S será:
0,0019
 1,33 105 molL1
143,32
S = [Ag+] = [Cl-] = 1,33x10-5 mol L-1
e) Substituir os valores na expressão do Kps
Kps = [Ag+][Cl-] = (1,33x10-5)2 = 1,82 x 10-10 (mol L-1)2
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Cálculo de Kps a partir da solubilidade
Exemplo 3. A solubilidade do Ag3PO4 é 0,20 mg por 100mL. Calcular
seu Kps.
a) Ag3PO4  3Ag+ + PO43b) Kps = [Ag+]3 [PO43-]
c) 0,20 mg em 100mL ou 2x10-3 gL-1
d) Massa molar do Ag3PO4 = 419 g mol-1
0,0020
S
 4,8 106 molL1
419
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Cálculo de Kps a partir da solubilidade
Exemplo 3. A solubilidade do Ag3PO4 é 0,20 mg por 100ml. Calcular
seu Kps.
e) Lembrando, Ag3PO4  3Ag+ + PO43[Ag+] = 3 x 4,8x10-6 = 1,44x10-5
[PO43-] = 4,8x10-6
Kps = [Ag+]3[PO43-] = (1,44x10-5)3(4,8x10-6)
Kps Ag3PO4= 1,4x10-20 (mol L-1)4
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Kps e formação de precipitado
Exemplo 4
Calcular a concentração de íon sulfeto necessária para iniciar a
precipitação de FeS em uma solução 1,0x10-4 molL-1 em Fe2+(Kps=
5x10-18).
Solução:
a) FeS  Fe2+ + S2b) Kps = [Fe2+] [S2-]
c) [Fe2+] = 1,0x10-4
d) [S2-] = Kps/1,0x10-4 = 5,0x10-14
saturação da solução
Portanto, para precipitar FeS é necessário que a [S2-] > 5,0x10-14
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Exemplo 5 – Em determinado recipiente existem 10 mL de AgNO3(aq) 0,2 mol/L, e
a este são adicionados outros 10 mL de KCl(aq) 0,1 mol/L, ao sinal da primeira
gota adicionada há a formação de um precipitado branco no recipiente. Calcule
a concentração de Cl- remanescente na solução em equilíbrio do AgCl.
AgNO3 (aq) + KCl (aq) → AgCl (s) + KNO3(aq)
Achar o n° de mols de cada reagente. Como quem irá precipitar será o AgCl, é
necessário determinar o n° de mols do Ag+ e do Cl-.
Logo: [Ag+] = 0,2 mol/L x 0,010 L = 0,002 mol
e
[Cl-] = 0,1 mol/L x 0,010 L = 0,001 mol
Subtraindo [Ag+] - [Cl-] teremos um excesso de 0,001 mol de Ag+.
Assim transformando para mol/L, teremos:
[Ag+] (excesso) = 0,05 mol/L ( vale ressaltar que C = n/V)
E aplicando no Kps, teremos Kps = [Ag+] x [Cl-]
Como [Ag+] (excesso) = 0,05 mol/L, e Kps AgCl = 1,0 x 10-10. Logo
[Cl-] = 2,0 x 10-9 mol/L.
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Kps e formação de precipitado
Exercícios
7) Calcular a solubilidade molar do Mg(OH)2 em água. R. 1,2 x 10-4 mol L1.
8) Sabendo que a solubilidade molar S do Ba(IO3)2 é 7,32 x 10-4 mol L-1,
calcule o produto de solubilidade, Kps. R. 1,57 x 10-9.
9) Sabendo que Kps é 1,57 x 10-9, calcule a solubilidade molar S do
Ba(IO3)2. Quantos gramas de Ba(IO3)2 (487 g/mol) podem ser
dissolvidos em 500 mL de água a 25°C? R. 0,178g
10) Diferente da maioria dos sais, o sulfato de cálcio dissocia-se apenas
parcialmente em solução aquosa. Sabendo que Kd = 5,2 x 10-3 e que a
constante do produto de solubilidade do sulfato de cálcio é 2,6 x 10-5,
calcule a solubilidade do CaSO4 em água. R. 1,01 x 10-2 mol L-1.
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