1. Produto de Solubilidade (PS ou Kps)
Existem substâncias pouco solúveis em água como,
por exemplo, BaSO4. Adicionando certa quantidade
de sulfato de bário à água, notamos que grande
parte vai ao fundo, formando um precipitado
constituído de BaSO4 que não se dissolve.
Entretanto, sabemos que a dissolução do sal não
terminou. Na verdade, o sal continua a se dissolver,
bem como a precipitar, estabelecendo um equilíbrio
dinâmico.
Este
equilíbrio
é
chamado
HETEROGÊNEO ou POLIFÁSICO porque é o
equilíbrio que se estabelece num sistema
heterogêneo.
1.1. Constante do Produto de Solubilidade (PS ou
KPS ou KS)
Suponha uma solução do eletrólito A2B3, pouco solúvel, em presença
de seu corpo de chão (parte insolúvel). A parte que se dissolveu está
sob a forma de íons A+3 e B-2, enquanto a parte não-solúvel está na
forma não-ionizada A2B3. Existe, assim, um equilíbrio dinâmico entre
A2B3 e seus íons na solução, que pode ser representada pela equação:
A2B3(s)
2 A+3(aq) + 3 B-2(aq)
Como todo equilíbrio, este também deve obedecer à lei:
Como a concentração de um sólido tem valor
constante, o produto Ki · [A2B3] da fórmula acima
também é constante e é chamado de produto de
solubilidade.
Kps = [A3+]2 . [B-2]3
Portanto, o PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps ou PS)
é o produto das concentrações molares dos íons
existentes em uma solução saturada, onde cada
concentração é elevada a um expoente igual ao
respectivo coeficiente do íon na correspondente
equação de dissociação.
 Exemplos:
A expressão do Kps é utilizada somente para soluções
saturadas de eletrólitos considerados insolúveis, porque a
concentração de íons em solução é pequena, resultando
soluções diluídas.
• O Kps é uma grandeza que só depende da temperatura.
• Quanto mais solúvel o eletrólito, maior a concentração de
íons em solução, maior o valor de Kps;
• Quanto menos solúvel o eletrólito, menor a concentração de
íons em solução, menor o valor de Kps, desde que as
substâncias comparadas apresentem a mesma proporção
entre os íons.
1º Exemplo
Kps = [Ag+]2 · [CrO4-2]
4·10–12 = (2x)2· x  4·10–12 = 4x3  x = 1,0.10-4 mol/L
Portanto, em 1 L de solução é possível
dissolver até 10–4 mol de Ag2CrO4.
2º Exemplo
BaSO4(s) → Ba2+(aq) + SO42-(aq)  Kps = 1,0 . 10-10
Y mol/L
Y mol/L
Y mol/L
Kps = [Ba2+].[SO42-] 10-10 = (Y).(Y)  Y = 1,0.10-5 mol/L
Portanto, em 1 L de solução é possível dissolver até
10–5 mol de BaSO4.
Com isso concluímos que Ag CrO
2
(10 -4) é mais solúvel que o BaSO4.
4
1.3. EFEITO DO ÍON COMUM
A adição de íon comum ao equilíbrio provoca um deslocamento no
equilíbrio para a esquerda, diminuindo a solubilidade do eletrólito.
Consideremos inicialmente uma solução saturada do eletrólito AB,
sem a presença do corpo de fundo:
AB(s) → A+(aq) + B–(aq)
A adição de íons A+ ou B– irá deslocar o equilíbrio no sentido de
diminuir a concentração dos íons, até que estas concentrações
satisfaçam os Kps. Portanto, ocorre a formação de precipitado.
Na presença de precipitado, a adição do íon comum desloca o
equilíbrio no sentido de formação do eletrólito sólido, de modo a
manter constante o produto das concentrações dos íons.
A adição do eletrólito sólido não altera o equilíbrio, nem o número de
íons em solução.
1.4. PREVISÃO DE PRECIPITAÇÃO
Quando misturamos dois eletrólitos diferentes, em
solução, é possível saber quando o precipitado
começará a se formar, a partir de dois íons desses
eletrólitos.
Exemplo: são misturados volumes iguais de Pb(NO3)2
0,2 M e KI 0,2 M. Haverá formação de um precipitado de
PbI2. (Dado: Kps do PbI2 = 1,4·10–8)
Para respondermos a pergunta, primeiro encontramos a
concentração de cada íon em solução.
SOLUÇÃO:
Qps é denominado de quociente da reação,
sendo calculado em função da concentração
de íons que são misturados. A precipitação
ocorre quando Qps é maior ou igual ao Kps.
Em nosso caso, encontramos:
Qps = [Pb2+] · [I–]2
Qps = (0,1) · (0,1)2
Qps = 1,0 · 10–3
Como Kps=1,4·10–8, concluímos que
Qps>Kps. Portanto, ocorre precipitação.
Em uma solução de 0,01 mol/L de cloreto de sódio (NaCl) é
dissolvido nitrato de prata (AgNO3), lenta e continuamente, até que
se inicie a precipitação de cloreto de prata (AgCl). Sabendo que o
produto de solubilidade do AgCl vale 1,6.10-10, determine a
concentração de íons prata (Ag+) necessária para que se inicie a
precipitação.
Resolução:
A precipitação começará quando o produto [Ag+].[Cl-] igualar o
valor de Kps. No início da precipitação, temos:
[Ag+].[Cl-] = 1,6.10-10
Veio do Veio do
AgNO3
NaCl
Kps
𝟏𝟎
𝟏𝟎
𝟏,𝟔𝒙𝟏𝟎
−
𝟏,𝟔𝒙𝟏𝟎
−
[Ag+] =
=
[𝑪𝒍−]
𝟏𝟎 −𝟐
= 1,6x10-8 mol/L
 Os tampões, denominação traduzida do
original inglês "buffer“ (amortecedor), são
as substâncias que limitam as variações do
pH do sangue e demais líquidos orgânicos,
ao se combinarem com os ácidos ou as
bases que alcançam aqueles líquidos.
 As substâncias que constituem os tampões
agem aos pares ou, menos comumente, em
grupos, constituindo um sistema protetor.
 Um sistema tampão é constituído por um
ácido fraco e o seu sal, formado com uma
base forte.
Perceba que a adição de uma pequena quantidade de um
ácido forte ou de uma base forte à água pura provoca
uma alteração brusca no pH do meio (variação de 4
unidades).
Verifique, também, que a adição da mesma quantidade
do ácido ou da base à solução formada pelo ácido
acético e acetato de sódio provoca uma alteração muito
pequena no pH desta solução.
A SOLUÇÃO FORMADA POR ÁCIDO ACÉTICO E ACETATO DE SÓDIO
RECEBE O NOME DE SOLUÇÃO TAMPÃO.
Portanto temos:
 Solução tampão ou solução tamponada é aquela que, ao
adicionarmos uma pequena quantidade de ácido ou base,
mesmo que fortes, mantém o seu pH praticamente invariável.
 É provável que a observação destes fatos levem ao seguinte
questionamento:
Como as soluções tampão conseguem manter o seu
pH praticamente constante?
Vamos imaginar uma solução tampão constituída por uma base
fraca (BOH) e um sal (BA) derivado desta base. Nesta solução,
ocorrem os seguintes fenômenos:
1º - Pequena dissociação da base
(Na solução predominam fórmulas da base BOH)
2º - Dissociação total do sal
BA → B+ + A(Na solução predominam íons B+ e A-)
Observação: note que o íon B+ é comum à base e ao sal.
Ao juntarmos a esta solução uma base forte, esta irá liberar íons
OH-, que serão consumidos pelo equilíbrio:
Como consequência, este equilíbrio desloca-se para a esquerda,
e com isso a basicidade da solução não aumenta e o pH não sofre
variação.
Perceba que não irá faltar o íon B+ para que o equilíbrio acima se
desloque para a esquerda, uma vez que a dissociação do sal
BA → B+ + A- fornece uma boa reserva deste íon.
Se juntarmos à solução tampão um ácido qualquer, este irá se
ionizar colocando íons H+ em solução. Estes íons H+ serão
consumidos pelos íons OH- resultantes da dissociação da base, e,
desta forma, a acidez não aumenta e o pH não muda.
H+ + OH- → H2O
Perceba que não irão faltar íons OH- para reagir com o H+ do ácido,
pois a base BOH é fraca, e o estoque de fórmulas BOH que
continuará se dissociando e fornecendo OH- é muito grande.
Desta forma, conseguimos compreender que a solução tampão só
resistirá às variações de pH até que toda base BOH ou todo sal BA
sejam consumidos. A resistência que uma solução tampão oferece
às variações de pH recebe o nome de efeito tampão.
Caso a solução tampão fosse constituída por um ácido fraco e um
sal derivado deste ácido, a explicação para o comportamento desta
solução seria semelhante à anterior.
uma solução tampão é usada sempre que se
necessita de um meio com pH praticamente constante.
Conclusão:
É preparada dissolvendo-se em água:
 um ácido fraco e um sal derivado deste ácido
 uma base fraca e um sal derivado desta base
CÁLCULO DO pH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO
Vamos supor uma solução tampão constituída por um ácido fraco
(HA) e um sal (BA) derivado deste ácido.
Neste caso, teremos:
Como o ácido é fraco, a sua concentração praticamente não varia
durante a ionização, e a quantidade de íon A- produzida é muito
pequena. Por outro lado, o sal se dissocia totalmente, produzindo
quase todo íon A-, presente na solução.
[HA] ≈ [ÁCIDO] e [A-] ≈ [SAL]
Portanto, a expressão da constante de equilíbrio ficará:
Aplicando logaritmo aos dois membros da equação, teremos:
Sabendo que a constante de ionização (Ka) do ácido
cloroacético, a 25oC, é 1,4x10-3, calcular o pH de uma
solução-tampão contendo ácido cloroacético a 0,10
mol/L e cloroacetato de sódio a 0,15 mol/L.
(Dados: log 1,4 = 0,15, log 1,5 = 0,18)
Resolução: sabendo-se que pKa = - logKa, temos:
pKa = - log Ka = - log (1,4 x 10-3) = 2,85
[ânion do sal] = [cloroacetato] = 0,15 mol/L
[ácido cloroacético] = 0,10 mol/L
Usando a fórmula...
pH = 2,85 + log [0,15] /[0,10] = 2,85 + log 1,5 =
pH = 2,85 + 0,18 = 3,03
Para uma solução tampão de base fraca e um sal derivado desta
base, podemos demonstrar que:
Como pH + pOH = 14, neste caso ficamos com: pH = 14 - pOH
Com isso teremos:
APLICAÇÕES DAS SOLUÇÕES TAMPÃO
Como os microorganismos se desenvolvem melhor em determinadas faixas
de pH, os meios de cultura são, geralmente, tamponados.
 Os fluidos biológicos são tamponados, utilizando para isso
várias substâncias (ácidos, bases e sais) que existem no
organismo.
 O sangue humano apresenta, normalmente, pH em torno de 7,4:
um aumento ou diminuição de 4 décimos neste valor, causa morte
do indivíduo.
Os sucos digestórios também são tamponados, pois as enzimas
que catalisam as reações orgânicas atuam em determinadas faixas
de pH.
Ex.: BUFFERIN - analgésico e anti-inflamatório - objetivo de
melhorar a sua atuação o atenuar os efeitos colaterais.
Constituição: ácido acetilsalicílico (AAS ou aspirina) tamponado
com carbonato de magnésio e aminoacetato de alumínio.
SOLUÇÃO TAMPÃO
Tampão H2CO3/HCO3-
Responsável pela manutenção do pH do
sangue: