Equilibrio De Solubilidade

OBJETIVOS

Verificar o equilíbrio de solubilidade bem como as precipitações das reações, utilizando o princípio de Le Chatelier.

INTRODUÇÃO

Um outro tipo de equilíbrio em solução, é o de dissolução e precipitação de substâncias pouco solúveis. Estes processos são exemplos de equilíbrios heterogêneos, pois envolvem mais do que uma fase.

Equilíbrios deste tipo são frequentemente, observados quer em processos industriais quer no nosso cotidiano. Por exemplo, as estalactites e estalagmites das grutas, não são mais do que equilíbrios de solubilidade entre os depósitos subterrâneos, constituídos essencialmente por carbonato de cálcio (CaCO3), e as águas naturais, como por exemplo, a água da chuva; um outro exemplo é o sulfato de bário (BaSO4), sal insolúvel e opaco aos raios X, que é usado em meios de diagnóstico de problemas do tubo digestivo e glândulas anexas.

Define-se solubilidade como a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, e é representada por S. Na ausência de indicações contrárias, admite-se que o solvente é a água e a temperatura é de 25°C.

Com base nesta definição, para um determinado solvente e temperatura, podemos classificar as soluções em:

• solução saturada - é aquela que contém a quantidade máxima de soluto que é capaz de dissolver;

• solução insaturada - é aquela que contém menos soluto do que aquele que é capaz de dissolver;

• solução supersaturada - é aquela que contêm uma quantidade maior de soluto do que aquela que consegue dissolver.

Obviamente, a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida depende, também, do tipo de sal em questão, o que é o mesmo que dizer que a solubilidade difere de composto para composto.

Por exemplo, a quantidade máxima de cloreto de sódio (vulgarmente conhecido como sal de cozinha) que se consegue dissolver, à temperatura ambiente, em 1 litro de água, é de 250g. No entanto, a quantidade máxima de sulfureto de mercúrio (HgS) que se consegue dissolver, nas mesmas condições, é de [pic].Pode, então, dizer-se que a solubilidade do NaCl é muito maior do que a do HgS.

Consideremos agora uma solução saturada de cloreto de sódio, NaCl. Apesar de se tratar de um sal muito solúvel, se continuarmos a adicionar NaCl a uma solução saturada, verificamos que há formação de um depósito (sólido) a que se dá o nome de precipitado, e passamos a ter uma mistura 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:

[pic]

O momento em que a velocidade de dissolução iguala a velocidade de precipitação corresponde ao instante em que se estabelece o equilíbrio de solubilidade do sal em estudo.

Tal como se verifica para o cálculo da concentração, a solubilidade pode ser expressa em gramas/litro de solução ou em número de moles/litro de solução, também designada por solubilidade molar.

Assim, conhecendo o valor da solubilidade de um sal, podemos facilmente calcular o seu produto de solubilidade.

PRODUTO DE SOLUBILIDADE, Kps, consideremos, agora, uma solução saturada de sulfureto de mercúrio, HgS, que, como já foi referido, é um sal pouco solúvel. O equilíbrio de solubilidade é representado por:

[pic]

Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogêneo, a uma temperatura constante, há uma constante de equilíbrio que é definida como:

[pic]

sendo Kps designado por produto de solubilidade do composto, neste caso, sulfureto de mercúrio.

Note que, tal como foi anteriormente referido, a concentração de um sólido ou líquido puro é constante, não sendo, portanto, considerada na expressão da constante.

Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogêneo, o produto de solubilidade de um composto, Kps, é definido como o produto das concentrações dos íons constituintes, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos da equação de equilíbrio. Esta constante, Kps, traduz a maior ou menor solubilidade de um composto em água e, tal como seria de esperar, quanto mais insolúvel é o sal mais baixa é a concentração dos seus íons em solução e, consequentemente, menor é o valor da constante produto de solubilidade.

METODOLOGIA EXPERIMENTAL

Inicialmente pos em três tubos de ensaio 1mL de água e 1mL de tolueno e adicionou em cada, cloreto de cromo (CrCl3(s)), cloreto de cobalto (CrCl3(s)), cristais de iodeto de potássio e observou.

Posteriormente colocou em um tubo de ensaio 1ml de nitrato de prata (AgNO3) 0,1M e aos poucos pos solução de cromato de potássio (k2CrO4) 0,1M até que não mais se forme precipitado. Observou a cor do precipitado e da solução. O precipitado foi lavado por três vezes. Em seguida repetiu o experimento com o nitrato de prata e oxalato de sódio (Na2Cr2O4) 0,1M, verificou formação de precipitado, lavou por três vezes e pos três gotas de cromato de potássio e duas gotas de oxalato de sódio, houve formação de um precipitado.

Em outro tubo de ensaio adicionou 1mL de nitrato de chumbo Pb(NO3)2 e solução de iodeto de potássio (KI), houve formação de um precipitado, pos em um banho-maria e em seguida colocou em resfriamento.Com 1mL de cromato de potássio (k2CrO4) 0,1M em um tubo de ensaio adicionou cerca de uma gota de HCl 1M, verificou o pH da reação. Repetiu-se o procedimento com o hidróxido de sódio (NaOH) 1M, observou as mudanças, e em seguida pos fenolftaleina na reação.

RESULTADOS e DISCUSSÕES

Em três tubos de ensaio adicionou água e tolueno C7H8(aq), observou-se que as substancias não se misturaram, devido à polaridade das moléculas, as de água é polar e os de tolueno são apolares, como regra geral – “semelhante dissolve semelhante”. Constatou que as de tolueno ficaram em cima da água, isso é devido a densidade da água que é [pic] e que a do tolueno é de [pic],