Este documento discute conceitos sobre solubilidade, precipitação, equilíbrio químico e técnicas para aumentar ou diminuir a solubilidade de sais. Explica como a solubilidade de sais é afetada por fatores como temperatura, formação de complexos e íons comuns. Também aborda a dureza da água e métodos para sua remoção, como uso de resinas trocadoras de íons.

1. Solubilidade e Precipitação 1 Fernando Sayal

2. 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.

3. PRECIPITADOS Solúveis SAIS Pouco solúveis =PRECIPITADOS 3

4. DISSOCIAÇÃO – SAL SOLÚVEL NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl- (aq) 4

5. DISSOCIAÇÃO – SAL POUCO SOLÚVEL AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) 5

6. SOLUBILIDADE A solubilidade de um sal, representa-se por S, e corresponde à concentração máxima de soluto numa solução saturada, a uma dada temperatura g/l ; mol/l 6

8. deslocando-se o equilíbrio no sentido inverso7 CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l) <> Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq)

9. 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. 8

10. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 9 Variação da solubilidade dos sais com a temperatura

11. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 10 Ao contrário dos sais, a solubilidade dos gases: Diminui com a temperatura. Aumenta com a pressão

12. 11 Solubilidade de gases em água A- Variação da solubilidade com a temperatura B- Variação da solubilidade com a pressão Quando se aumenta a pressão de um gás, a temperatura constante, a solubilidade aumenta

13. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 12

14. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 13 Numa solução saturada de CaCO3 existe a quantidade máxima possível de iões Ca2+ e CO32- Verifica-se uma situação de equilíbrio entre o sólido e os iões CaCO3 (s) <> Ca2+ (aq) + CO32- (aq)

15. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ks = Ag+eq . Cl-eq Solução saturada 14

16. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ks = Ag+ . Cl- Como Ag+  =  Cl-  = S , então: ks = S 2 15 A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Kspois este é afectado pelos valores dos coeficientes estequiométricos

17. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE PbI2 (s) <> Pb2+ (aq) + 2 I – (aq) Ks =  Pb2+  .  I -  2 Como  Pb2+  = S e  I-  = 2 S , então: Ks = 4 S 3 16 S=4,4x10-6 Ks=8.5x10-17

18. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 17

19. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 18

20. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 19 A maior ou menor solubilidade de um sal depende do valor de S e não do de Kspois este é afectado pelos valores dos coeficientes estequiométricos Para comparar solubilidades de sais devemos comparar valores de S e não de Ks

21. Condição de precipitação Para que se inicie a precipitação de um sal é necessário que a solução atinja a saturação, ou seja, Qs = ks. 20

22. 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. 21 Iodeto de chumbo

23. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS NaNO3 (aq) + KI (aq) <> NaI (s) + KNO3 (aq) 22

24. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS Qs > ks Solução sobressaturadaHá precipitação e a solução saturada fica em equilíbrio com o precipitado. 23

25. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS Qs = Ks solução saturada Não há formação de precipitado. 24

26. PREVISÃO DA FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS Qs < ks solução não saturada Não há formação de precipitado. 25

27. 26 1 HCl + AgNO3 -> AgCl+ HNO3 2cloreto de prata escurece quando exposto à luz. 2AgCl luz2Ag + Cl2 3Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 4 CuSO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + Cu(OH)2 5FeSO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + Fe(OH)2 6Fe2(SO4)3 + 6NaOH -> 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3

28. 27

29. 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 solubilidadeaumenta por adição de ácido. 28

30. 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) 29

31. O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO B- Aumento da solubilidade nos carbonatos BaCO3 (s) Ba2+ (aq) + CO3 2- (aq) CO32- (aq) + 2 H + (aq) H2O (l) + CO2 (g) BaCO3 (s) + 2 H + (aq) Ba2+ (aq) + CO2 (g) + H2O (l) 30

32. O AUMENTO DA SOLUBILIDADE POR ADIÇÃO DE ÁCIDO C- Aumento da solubilidade nos sulfuretos MnS (s) Mn2+ (aq) + S 2- (aq) S 2- (aq) + 2 H+ (aq) H2S (aq) MnS (s) + 2 H+ (aq) Mn2+ (aq) + H2S(aq) 31

33. 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. 32

34. 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. 33

35. 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) 34

36. 3- Efeito do ião comum 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. 35

37. Efeito do ião comum = + AgCl (s) NaCl (aq) NaCl (aq) + AgCl (s) 36

38. 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 37 Formação de cristais de CuSO4 por arrefecimento

39. 38

40. 39

41. Dureza da águaDesmineralização da água 40

42. Dureza da água 41 A dureza da água é uma característica relacionada com a presença de iões cálcio Ca2+ e Mg2+

43. 42 Dureza da água O valor máximo da dureza da água para o consumo doméstico é de 500 mg/l

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

48. 46 Resinaiónica As dimensões das esferas variam de 0,2 mm a 1 mm Resina catiónica Resina aniónica. A catiónica geralmente é mais escura do que a aniónica.

49. 47 Descalcificadordoméstico de resinaiónica

50. Desmineralização da água do mar 48 Destilação

51. Desmineralização da água do mar 49 Osmose Inversa

52. 50

53. 51 FIM