Solubilidade e Precipitação

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Fernando Sayal

PRECIPITADOS

O pó branco e macio que o dentista utiliza como creme dental é carbonato de cálcio(precipitado), CaCO3 (s).

2

A água do mar é salgada devido a: ?

diversos sais que nela se encontram dissolvidos ( sais solúveis), sendo o cloreto de sódio, NaCl (aq) o mais abundante.

PRECIPITADOS

Solúveis

SAIS Pouco solúveis

=PRECIPITADOS

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DISSOCIAÇÃO – SAL SOLÚVEL

NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl- (aq)

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DISSOCIAÇÃO – SAL POUCO SOLÚVEL

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

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SOLUBILIDADE

A solubilidade de um sal, representa-se por

S, e corresponde à concentração

máxima de soluto numa solução

saturada, a uma dada temperaturag/l ; mol/l

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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

A formação de estalactites e dos esqueletos externos dos corais deve-se à precipitação de sais de cálcio devido a

- diminuição da pressão de dióxido de carbono nas grutas- - diminuição da solubilidade do gás nos mares quentes,- deslocando-se o equilíbrio no sentido inverso

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CaCO 3(s) + CO2(aq) + H2O(l) <> Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq)

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

O sentido directo traduz a dissociação do sal; o inverso, a precipitação.

A solubilidade depende da temperatura e pode ser expressa em mol/dm3 ou g/dm3.

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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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Variação da solubilidade dos sais com a temperatura

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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Ao contrário dos sais, a solubilidade dos gases:

Diminui com a temperatura.

Aumenta com a pressão

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B- Variação da solubilidade com a pressão

Quando se aumenta

a pressão de um gás,

a temperaturaconstante, asolubilidade

aumenta

Solubilidade de gases em água

A- Variação da solubilidade com a temperatura

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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Numa solução saturada de CaCO3 existe a quantidade máxima possível de iões Ca2+ e CO3

2-

Verifica-se uma situação de equilíbrio entre o sólido e os iões

CaCO3 (s) <> Ca2+ (aq) + CO32- (aq)

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Ks = -Ag+-eq . -Cl--eq

Solução saturada

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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Ks = -Ag+- . -Cl--

Como -Ag+ - = - Cl- - = S , então:

ks = S 2

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A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Ks pois este é afectado pelos valores dos coeficientes estequiométricos

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

PbI2 (s) <> Pb2+ (aq) + 2 I –

(aq)

Ks = - Pb2+ - . - I - - 2

Como - Pb 2+ - = S e - I- - = 2 S , então:

Ks = 4 S 3

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S=4,4x10-6 Ks=8.5x10-17

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

18

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

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A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Ks pois este é afectado pelos valores dos coeficientes estequiométricos

Para comparar solubilidades de sais devemos comparar valores de S e não de Ks

Condição de precipitação

Para que se inicie a precipitação de um

sal é necessário que a solução atinja a saturação, ou seja, Qs = ks.

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Condição de precipitação

Para se saber se há ou não formação de precipitado , deve-se calcular as concentrações dos iões na mistura e, a partir destas, determinar o Q. Se Qs > ks , então há formação de precipitado.

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Iodeto de chumbo

PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS

NaNO3 (aq) + KI (aq) <> NaI (s) + KNO3 (aq)

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PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS

Qs > ks Solução

sobressaturada Há precipitação

e a solução saturada fica em equilíbrio com o

precipitado. 23

PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS

Qs = Ks solução saturada Não há formação de

precipitado.

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PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS

Qs < ks solução não

saturadaNão há formação de

precipitado.

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1 HCl + AgNO3 → AgCl + HNO3

2 cloreto de prata escurece quando

exposto à luz. 2AgCl luz 2Ag + Cl2

3 Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

4 CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2

5 FeSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2

6 Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3

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TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS

1-Adição de ácidos: Se o anião que o precipitado origina em solução é uma base cujo ácido conjugado é fraco, a solubilidade aumenta por adição de ácido.

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O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO

A- Aumento da solubilidade nos hidróxidos

Fe(OH)3 (s) Fe3+ (aq) + 3 OH- (aq)

3 OH – (aq) + 3 H+ (aq) 3 H2O (l)

Fe (OH)3 (s) + 3 H+ (aq) Fe3+ (aq) + 3 H2O (l)

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O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO

B- Aumento da solubilidade nos carbonatos

BaCO3 (s) Ba 2+ (aq) + CO3 2- (aq)

CO3 2- (aq) + 2 H + (aq) H2O (l) + CO2 (g)

BaCO3 (s) + 2 H + (aq) Ba 2+ (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

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O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO

C- Aumento da solubilidade nos sulfuretos

MnS (s) Mn 2+ (aq) + S 2- (aq)

S 2- (aq) + 2 H+ (aq) H2S (aq)

MnS (s) + 2 H+ (aq) Mn 2+ (aq) + H2S (aq)

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TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS

2-Formação de complexos Se o catião que o precipitado origina em solução formar com aniões ou moléculas um ião complexo estável, a solubilidade aumenta por adição de um agente complexante.

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Efeito da formação de iões complexos na solubilidade

Ião complexo – é uma espécie química, iónica ou molecular, constituída por um ião metálico central ao qual estão ligados aniões ou moléculas neutras.

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Efeito da formação de iões complexos na solubilidade

Na dissolução de AgCl (s)

AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq)Ag + (aq) + 2 NH3 (aq) - Ag(NH3)2 - +

(aq)

AgCl (s) + 2 NH3 (aq) - Ag(NH3)2 -+ (aq) + Cl – (aq)

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AgCl (s) Ag + (aq) + Cl – (aq)

Se adicionarmos NaCl a concentração de Cl - ( ião comum ) aumenta, o que faz com que o sistema em equilíbrio se desloque no sentido inverso, com a correspondente formação de mais AgCl (s). Isto é, a solubilidade do sal diminui.

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3- Efeito do ião comum

Efeito do ião comum

AgCl (s)NaCl (aq) NaCl (aq) + AgCl (s)

= +

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TÉCNICAS DE SOLUBILIZAÇÃO DE PRECIPITADOS

4-Efeito da Temperatura

Se a solubilização for um fenómeno endotérmico, a solubilidade aumenta com a temperatura, se for exotérmico, diminui com a temperatura

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Formação de cristais de CuSO4 por arrefecimento

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Dureza da águaDesmineralização da água

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Dureza da água

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A dureza da água é uma característica relacionada com a presença de iões cálcio Ca2+ e Mg2+

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Dureza da água

O valor máximo da dureza da água para o consumo doméstico é de 500 mg/l

Dureza da água

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Inconvenientes da dureza

• Nível doméstico – não dissolvem bem o sabão, provocam resíduos de calcário nos recipientes e incrustações nas máquinas de lavar loiça e roupa, esquentadores etc

• Nível industrial - incrustações em tubagens e caldeiras

Dureza da água

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Minimização dos efeitos da dureza

• Usar produtos anticalcário (que formam complexos estáveis com os iões cálcio e magnésio, impedindo-os de precipitar)

• Usar produtos que formem sais pouco solúveis, que precipitam mas que é necessário retirar depois por decantação ou filtração.

• Usar resinas permutadoras de iões que trocam os iões cálcio e magnésio por iões sódio, por exemplo.

Diminuição da dureza da água

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Resina catiónica Resina aniónica.

As dimensões das esferas variam de 0,2 mm a 1 mm

A catiónica geralmente é mais escura do que a aniónica.

Resina iónica

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Descalcificador doméstico

de resina iónica

Desmineralização da água do mar

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Destilação

Desmineralização da água do mar

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Osmose Inversa

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FIM