RELATÓRIO :  Solubilidade de Sais e Equilíbrio

Universidade de São Paulo[pic 1][pic 2]

Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto

Departamento de Química

Química Licenciatura

5931019- Físico -Química Experimental

RELATÓRIO 1 :  Solubilidade de Sais e Equilíbrio

                                                               ALUNAS:

                                                   Ana Beatriz Trigueiro

                                                       Sâmya da Silva Souza

                                                               Vania Martins Ramos

                                DOCENTE RESPONSÁVEL

    Prof. Dr. Antonio G. S. de Oliveira Filho

31 de AGOSTO de 2017

RIBEIRÃO PRETO

1. INTRODUÇÃO

1.1. Solubilidade dos Sais

        A solubilidade pode ser definida como a quantidade de sólido que pode ser dissolvido numa quantidade definida de soluto a uma determinada temperatura. A determinação da solubilidade permite investigar as propriedades das soluções iônicas. Esta pode ser verificada pela teoria do equilíbrio simples das soluções iónicas determinado por Arrhenius.[1]

        A constante de equilíbrio da dissolução pode ser utilizada para predizer a solubilidade de um sal, podendo ser trabalhada auxiliando no controle na formação de precipitado.[2] A representação mais simples deste equilíbrio, consiste em uma solução saturada de um determinado sal de estequiometria 1:1 pouco solúvel, em contato com o excesso de sólido[1].  Este equilíbrio pode ser genericamente representado por:

MX(s ) ⇄ M+(aq) + X-(aq)          (1)

A constante de equilíbrio deste sistema é descrita como:

         (2)[pic 3]

Como a atividade de um sólido puro é 1, considera-se:

Keq =K’ps= [M+][X-]     (3)

Assim a constante de equilíbrio do sólido e dos íons dissolvidos é chamado de produto de solubilidade (K’ps).

Considerando  que   [M+] = [X-] = s, para simplificar pode-se considerar a solubilidade sal, segundo a expressão a seguir:

K’ps = s2        (4)

Deve-se notar que esta  equação é essencialmente utilizada para reações como as dos eletrólitos apresentado, para outros tipos de eletrólitos utiliza-se de equações correspondentes, como por exemplo,  para estequiometria 2:1, MX2, o equilíbrio é descrito da seguinte maneira:

 MX2 (s) ⇄ M+(aq) + 2X-(aq)                                     (5)

Para este caso, tem-se que [M2+] = s e [X-] = 2s, desse modo para uma reação 2:1, a o produto de solubilidade segue  conforme a Equação 6.

K’ps= [M2+][X-]2 = s(2s)2 = 4s3        (6)

Estes equilíbrios de solubilidade permitem compreender alguns fenômenos referentes às reações iônicas. Por exemplo, compreender a precipitação de um sal com a adição do íon comum, no qual utiliza-se o princípio de Le Chatelier. Assim, com a adição de íon comum a uma solução saturada, ocorre um ajuste do equilíbrio de forma a reduzir a concentração dos íons adicionados. Consequentemente, a solubilidade do sal decresce formando o precipitado.

Retomando ao sal MX, suponha que este seja dissolvido em uma solução, cujo  íon X- já está presente em uma concentração x. Portanto, a solubilidade de MX torna-se s’, e [ X- ] = (s' + x). Então:

K’ps= [M+][X-] = s’(s’ + x) =s2        (7)

Como x não é zero, s'< s, a solubilidade sofre uma redução pela adição de íons  comum.

Deve-se considerar também, outro fenômeno, a adição de um sal inerte a solução,  com íons completamente diferentes, a solubilidade tende a aumentar, devido ao aumento da força iônica, fenômeno conhecido como salting-in. Para este caso a teoria de Arrhenius, do equilíbrio simples não é o suficiente para uma interpretação do efeito na solubilidade. A explicação do efeito do aumento da solubilidade em pregamos a teoria de Debye-Hückel formulada em 1923.

1.2. Não-idealidade em soluções         iônicas

        Para um sistema ideal  o potencial químico é geralmente uma função da temperatura, pressão e composição da mistura[3], este pode ser descrito como:

                                                 (8)[pic 4]

Nesta equação ci refere-se a  molaridade do íon na solução e, portanto,  𝝁i° é o potencial químico padrão da solução. Contudo, esta equação é válida apenas para diluição infinita. Quando o íon i é cercado por outros íons, utiliza-se uma equação mais geral e neste considera-se a atividade ai, termo introduzido por G. N. Lewis[1,3] como pode ser observado a seguir:

         (9)[pic 5]

        Utiliza-se a atividade para considerar os desvios da idealidade, para incluir soluções reais as quais as interações intramoleculares são importantes.[2]

O conceito de atividade é tema central em termodinâmica química, pois esta é uma medida do potencial químico. Nesta definição, pode-se notar que eles estão intrinsecamente relacionados. Outro modo de definir a atividade, mesmo que não seja a definição original de Lewis, é considerá-la como uma concentração efetiva, que ajusta os efeitos da não idealidade, feita justamente pelo coeficiente de atividade γ i.