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)