Equilíbrio de solubilidade

Abordamos o conceito de solubilidade de um sal, e o produto de solubilidade, bem como os factores que afectam essa solubilidade.

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Solubilidade de um sal e produto de solubilidade

O equilíbrio de solubilidade é um exemplo de equilíbrio heterogéneo, que está relacionado com a dissolução e precipitação de substâncias pouco solúveis.

Consideremos o equilíbrio de solubilidade do sal cloreto de prata, AgCl, representado pela seguinte equação química:

AgCl (s) « Ag+ (aq) + Cl- (aq)

O sentido directo traduz a dissolução do sal e o sentido inverso traduz a sua precipitação.

A solubilidade de um sal, s, traduz a quantidade máxima de sal que se consegue dissolver num determinado volume de solução. Esta depende da temperatura e pode ser expressa em mol dm-3, solubilidade molar ou g dm-3.

A constante de equilíbrio do sistema considerado é dada por:

Ks = [Ag+] [Cl-], em que Ks representa a constante de produto de solubilidade.

Pela definição de solubilidade molar, [Ag+] = [Cl-] = s, pelo que Ks (AgCl) = s x s = s2.

A relação entre a solubilidade e a constante de produto de solubilidade de um sal depende da estequiometria do mesmo.

Equilíbrios de solubilidade dos sais fluoreto de chumbo (II), PbF2, e fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2:

PbF2 (s) « Pb2+ (aq) + 2 F- (aq)

Ks = [Pb2+] [F-]2 = s x ( 2s )2 = 4s3

Ca3(PO4)2 (s) « 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq)

Ks = [Ca2+]3 [PO43-]2 = ( 3s )3 x ( 2s )2 = 108s5

Quanto menos solúveis são os sais, menor a solubilidade, menores são os valores de produto de solubilidade.

Para tomar conhecimento se um dado sistema atingiu ou não o equilíbrio de solubilidade, recorremos ao produto iónico, Q. Uma solução pode apresentar as seguintes relações quantitativas entre o produto iónico e a constante de produto de solubilidade:

Q < Ks – solução insaturada, significa que, para o mesmo volume de solução, e à mesma temperatura, se consegue dissolver mais soluto, sal.

Q = Ks – solução saturada, significa que se atingiu o equilíbrio de solubilidade, em que, neste ponto, a velocidade com que o sal se transforma em iões é a mesma com que os iões se transformam em sal, isto é, precipitam.

Q > Ks – solução sobressaturada, significa que o sal precipitará até que se atinja o valor da constante de produto de solubilidade.

Condição de precipitação

Para que se inicie a precipitação de um sal é necessário que a solução atinja a saturação, isto é, Q = Ks. Para reconhecer a eventual formação de precipitado há que calcular as concentrações dos iões presentes no sistema e, a partir destas, determinar o produto iónico, Q. Se Q > Ks ocorre a formação de precipitado.

Factores que afectam a solubilidade de um sal

A concentração das espécies iónicas pode ser alterada por efeito do ião comum, efeito da presença de um ácido e efeito da formação de iões complexos.

Efeito do ião comum

A solubilidade de um sal diminui por efeito do ião comum.

Determinação da solubilidade, a 25 ºC, do cloreto de prata, AgCl, numa solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl, 0,10 mol dm-3

Atingido o equilíbrio [Ag+] = s, o catião prata é proveniente apenas do sal cloreto de prata. No entanto, para o mesmo volume, [Cl-] = 0,10 + s, porque existe anião cloreto na solução, proveniente do sal cloreto de prata e do sal cloreto de sódio. Assim:

Ks = [Ag+] [Cl-] Û Ks = s [Cl-] Û s = Ks / [Cl-], pelo que se pode concluir que quanto maior for a concentração do ião comum, neste caso o anião cloreto, menor é a solubilidade do sal, uma vez que Ks é constante, pois só varia com a temperatura.

Efeito da presença de um ácido

Sempre que diminua a concentração de um ou dos dois iões provenientes do sal, o equilíbrio de solubilidade desloca-se no sentido da dissolução do sal, aumentando assim a sua solubilidade. Um dos processos de diminuir a concentração dos iões consiste em adicionar à solução um outro reagente que reaja com o ião em questão. Assim, para o caso do fluoreto de magnésio, MgF2, sal básico, a adição de um ácido, equação (2), provoca a diminuição da concentração de ião fluoreto, fazendo com que o equilíbrio de solubilidade do sal, equação (1), se desloque no sentido directo, aumentando assim a solubilidade.

MgF2 (s) « Mg2+ (aq) + 2 F- (aq) (1)

F- (aq) + H3O+ (aq) « HF (aq) + H2O (l) (2)

Efeito da formação de iões complexos

A solubilidade dos sais aumenta sempre que à solução saturada se adiciona um reagente que reaja com um dos iões. Neste caso particular, o reagente adicionado vai originar com um dos iões um complexo solúvel e estável, diminuindo assim a concentração do referido ião.

Solubilização de um precipitado de cloreto de prata, AgCl, por adição de uma solução aquosa de amoníaco, NH3

As equações químicas que traduzem as reacções são as seguintes:

AgCl (s) « Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) « [Ag(NH3)2]+ (aq)

Ao ocorrer a formação do ião complexo estável, ião diaminoprata, a reacção é muito extensa, existe uma diminuição da concentração do catião prata, pelo que a primeira reacção se vai deslocar no sentido directo, para contrariar a perturbação introduzida ao sistema, inicialmente em equilíbrio, provocando, assim, um aumento da solubilidade do cloreto de prata.

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