Equilíbrio de solubilidade

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1 Equilíbrio de solubilidade

2 Solubilidade É a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura e pressão. Solubilidade se sais em água: Regra geral - semelhante dissolve semelhante : Um líquido constituído por moléculas polares (ex: água) é o melhor solvente para substâncias cujas unidades estruturais sejam moléculas polares e iões. Um líquido constituído por moléculas apolares (ex: tetracloroeteno - Cl 2 C=CCl 2 - lavagem a seco) dissolve bem compostos de moléculas apolares como C 6 H 14 - gordura. Molécula Polar - se a densidade da nuvem electrónica não for uniforme, originando pelo menos um polo positivo e um negativo

3 A solubilidade de sais em água resulta da interacção entre moléculas de água polares e os iões do cristal a dissolver, dependendo de 3 forças: 1- Forças de atracção entre moléculas de água e iões do sólido. 2- Forças de atracção entre as cargas opostas dos iões no sólido. 3- Forças de atracção entre as moléculas de água. Se predominar a força 1, o composto é muito soluvel em água. Se predominarem as forças 2 e 3 a solubilidade do sólido em água é pequena. Formação de solução saturada - quando a uma determinada temperatura, não é possível dissolver mais soluto numa solução. Atinge-se uma situação de equilíbrio dinâmico heterogéneo - há trocas recíprocas entre os iões da rede cristalina e a solução. q A velocidade de dissolução e de precipitação igualam-se.

4 Variação da solubilidade de alguns sais em água, em função da temperatura A- Influência da temperatura na solubilidade dos sais: Para a maioria dos sais, a solubilidade aumenta com a temperatura. Há poucos casos em que a solubilidade diminui com a temperatura EX: sulfato de cério e sulfato de sódio. B - A influência da pressão na solubilidade de um sal é praticamente desprezável.

5 Constante do produto de solubilidade (Ks) Expressão de Ks para um sal pouco solúvel PbI 2 Produto de solubilidade: PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) (PbI 2, não consta na expressão por se tratar de um sólido puro.) Ks só depende da temperatura; Ks está relacionada com a concentração dos iões dada pela estequiometria da reacção. A concentração dos iões em solução está relacionada com a solubilidade do sal (s) pelos coeficientes estequiométricos. PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) Conc. Inicio 0 0 Conc. final s 2s Ks = s x (2s) 2 = 4s 3 A comparação de solubilidade pode ser através: - do Ks, se os compostos tiverem igual estequiometria; - de s, nas outras situações. H 2 O K s = [Pb 2+ ] x [I - ] 2

6 Alteração da solubilidade de um sal - Efeito da variação da temperatura: A solubilidade de sais pouco solúveis, tem o mesmo tipo de variação que o seu Ks. A solubilidade de sais muito solúveis depende da temperatura conforme o gráfico. - Efeito do ião comum: Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) PbI 2 (s) Se se adicionar aos reagentes uma solução de KI, verifica-se o aparecimento de um precipitado amarelo (PbI 2 ), que significa que a reacção evoluiu no sentido directo. A solubilidade de uma substância pouco solúvel diminui quando à solução inicial se adiciona um outro soluto que contêm um dos seus iões - efeito do ião comum

7 Solubilidade de gases em água A- Variação da solubilidade com a temperatura B- Variação da solubilidade com a pressão P 2 >P 1 => solubilidade gás B > solubilidade do gás A Quando se aumenta a pressão de um gás, a temperatura constante, a solubilidade aumenta

8 Precipitação selectiva de sais A- Obtenção de PbI 2 e PbCl 2 a partir de reacções de precipitação + Equação iónica: 2Na + (aq) + 2I - (aq) + Pb 2+ (aq) + 2NO 3- (aq) PbI 2 (s)+2na + (aq)+2no 3- (aq) Equação iónica efectiva da formação do precipitado 2I - (aq) + Pb 2+ (aq) PbI 2 (s) Ks = 1,39 x Equação iónica efectiva da formação do precipitado 2Cl - (aq) + Pb 2+ (aq) PbCl 2 (s) Ks = 1,62 x 10-5

9 B- Na junção de Pb(NO) 3 a uma solução onde se encontra NaCl (aq) e NaI (aq), qual precipita primeiro, o PbI 2 ou o PbCl 2? Como têm a mesma estequiometria, a comparação da solubilidade faz-se usando os valores de Ks: Ks (PbI 2 ) = 1,39X10-8 < Ks (PbCl 2 ) = 1,62 x 10-5 => PbI 2 precipita primeiro, pois é menos solúvel. C- Quando se evapora o solvente numa solução de vários sais, estes vão precipitando por ordem - cristalização ou precipitação fraccionada ou selectiva Ex: à medida que a àgua do mar evapora, a ordem de precipitação pode ser: carbonato de cálcio (calcite), carbonato de cálcio e de magnésio (dolomite); sulfato de cálcio; cloreto de sódio; sais de potássio e outros sais de magnésio.

10 Dureza total da água: Corresponde à soma das concentrações de iões cálcio e magnésio nela contidos. A dureza expressa-se em miligramas de carbonato de cálcio por litro (ppm de CaCO 3 ) Dureza temporária da água: é devida aos iões hidrogenocarbonato dissolvidos na água e que podem ser eliminados por fervura. Carbonato de cálcio e a dolomite são pouco solúveis em água, no entanto a presença de CO 2 atmosférico dissolvido aumenta a solubilidades destes sais. Alterações de pressão e de temperatura levam a variações da [CO 2 ] na água Leva a variações nas [Ca 2+ ] e [Mg 2+ ]

11 A - Origem das águas duras e macias: Águas duras - provêm de solos calcários e dolomíticos, pois apresentam elevadas concentrações de iões Ca 2+ e Mg 2+ em solução. Águas macias - provêm de solos basálticos, areníticos e graníticos, pois apresentam, normalmente, baixas concentrações de iões Ca 2+ e Mg 2+ em solução. B - Inconvenientes da utilização de uma água dura: Abastecimento público exige controlo desta dureza, para se evitar: Problemas de saúde; Entupimento nas canalizações devido às incrustações; Perigos de rebentação; Consumos exagerados de energia; Custos acrescidos pela necessidade de aditivos na lavagem doméstica.

12 C- Formas de remover depósitos de calcário Adição de iões cálcio na forma de cal apagada (Ca(HO) 2 ) - esta base forte converte os hidrogenocarbonatos solúveis (de cálcio, de magnésio e outros que se encontram na água) em carbonatos insolúveis, que podem ser removidos por filtração. Processo usado nas ETA. Ca(HCO 3 ) 2 (aq) + Ca(HO) 2 (aq) 2CaCO 3 (s) + 2H 2 O (l) (pag.205) A adição de pequenas quantidades de HCl que dissolve o carbonato de cálcio. CaCO 3 (s) + 2HCl (aq) CaCl 2 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g) solúvel D- Formas de minimizar os efeitos da dureza de uma água Uso de aditivos (substâncias tensioactivas) para protecção das máquinas de lavar, que impedem a formação do calcário. Uso de amaciadores. Uso de sal nas máquinas de lavar (substituem os iões Ca 2+ por iões Na + ). Uso de dispositivos com leitos de resinas de permuta iónica (substituem os iões Ca 2+ e Mg 2+ por iões Na + ).

13 Processos usados para desmineralização das águas do mar (Dessalinização): Destilação - consiste em aquecer a água à temperatura de 110ºC, passando o seu vapor num circuito em que na parte final condensa. Osmose inversa - a água é bombeada a alta pressão passando através de membranas semipermeáveis separando os sais da água. A água tem que ser pré-tratada para remover partículas que possam colmatar as membranas. Vantagens da destilação em relação à osmose inversa: -Na destilação não é necessário fechar a instalação(para limpar ou trocar peças) com tanta frequência como acontece com a osmose inversa. -A destilação necessita de menos pré-tratamentos do que a osmose inversa (uso de coagulantes para evitar o seu depósito na membrana). -A destilação é uma tecnologia menos dispendiosa que a osmose inversa, em termos de equipamentos -A destilação tem menores custos energéticos.

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