Produto de solubilidade de sais

Produto de solubilidade de sais Nos sais pouco solúveis (solubilidade menor que 0,01mol/L) o produto da concentração molar de íons é uma constante a uma determinada temperatura, esse produto (Kps) é chamado produto de solubilidade. Seja a equação genérica: AB A + + B - K ps (AB) = [A + ]. [B - ] K ps (AB) = Produto das concentrações de A + e B - De uma maneira geral: A p B q pa q+. qb p- A P B q = [A q+ ] p. [B p- ] q

Produto de solubilidade de sais Escrever a equação do produto de solubilidade do Ag 2 CrO 4. Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 K ps = [Ag + ] 2. [CrO 4 ]

Produto de solubilidade de sais O K ps do AgCl a 25 o C é 1,0x10-10. Calcule as concentrações de Ag + e Cl - em solução saturada de AgCl e a solubilidade molar do AgCl. reação = AgCl Ag + + Cl - K ps = [Ag + ].[Cl - ] onde s é a solubilidade molar : [Ag + ] = [Cl - ] = s Substituindo na equação do K ps 1,0x10-10 = [Ag + ].[Cl - ] 1,0x10-10 = s. s 1,0x10-10 = s 2 s = (1,0x10-10 ) 1/2 s = 1,0x10-5 se s = [Ag + ] = [Cl - ] = 1x10-5

Produto de solubilidade de sais

Produto de solubilidade de sais Cálcio, estrôncio e bário formam carbonatos insolúveis em solução alcalina. O magnésio não precipita com hidróxido em presença de excesso de íons amônio que reduzem a concentração dos íons hidroxila a um valor tal, que o produto de solubilidade do hidróxido de magnésio não é atingido. Por razões semelhantes, o carbonato de magnésio não precipita na presença de excesso de íons amônio. Esta propriedade tende a separar os íons Mg 2+ de Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+.

Produto de solubilidade de sais Ânions Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+ OH- 5,9x10-12 CO 3 1,0x10-5 4,8x10-9 7,0x10-10 4,9x10-9 C 2 O 4 8,6x10-5 2,3x10-9 5,6x10-8 2,3x10-8 SO 4 6,1x10-5 2,8x10-7 1,0x10-10 CrO 4 7,1x10-4 3,6x10-6 1,2x10-10

Reações dos íons Mg 2+ Reação com base forte (NaOH): Mg 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Mg(OH) 2 (s) Esse precipitado deve dissolver-se na presença de sais de amônio. A adição de sais de amônio resulta num aumento da concentração de íons NH 4 + que ocasiona um deslocamento do equilíbrio da dissociação da amônia no sentido da formação de amônia não dissociada. NH 3(aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Esse deslocamento de equilíbrio implica numa diminuição da concentração de OH -. Quando a concentração de OH - for reduzida a um valor tal que o produto de solubilidade do Mg(OH) 2 não for atingido deve haver dissolução completa do precipitado.

Reações dos íons Mg 2+ Reação com Hidróxido de amônio: NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Mg 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Mg(OH) 2(s) A razão da não formação do precipitado de Mg(OH) 2 na presença de NH 4 Cl é a mesma da reação com NaOH. Se usarmos solução de HCl no lugar do cloreto de amônio também não haverá formação de precipitado.

Reações dos íons Mg 2+ Íons Mg 2+ reagem com solução de carbonato de amônio, dando origem a um sal básico, gelatinoso, de composição variável, quando se deixa a solução em repouso, ou quando se aquece brandamente: Reação com Carbonato de amônio: 5 Mg 2+ (aq) + 5 CO 3 (aq) + 6 H 2 O (l) 4 MgCO 3.Mg(OH) 2.5H 2 (s) + CO 2(g) Aquece-se o tubo da reação sem ferver, centrifugando-se o precipitado e desprezando-se o sobrenadante. Separa-se o precipitado em duas partes. Tratando-se uma das partes do precipitado com solução de ácido acético deve-se observar a dissolução do precipitado. Esta dissolução se dá devido à diminuição da concentração dos íons carbonato pela reação com os íons hidrogênio.

Reações dos íons Mg 2+ CO 3 (aq) + H + (aq) HCO 3 - (aq) (1) HCO 3 - (aq) + H + (aq) H 2 CO 3(g) + CO 2(aq) + H 2 O (l) (2) Observando-se os equilíbrios acima, nota-se que o aumento da concentração de H + desloca os equilíbrios para a direita, diminuindo a concentração de CO 3. Tratando-se a segunda parte do precipitado com solução de cloreto de amônio, nota-se dissolução do precipitado, devido à diminuição da concentração dos íons carbonato: CO 3 (aq) + NH 4 + (aq) HCO 3 - (aq) + NH 3 (aq)

Reações dos íons Mg 2+ Reação com monohidrogeno-fosfato de sódio: Quando se adiciona uma solução de monohidrogeno-fosfato de sódio a uma solução contendo íons magnésio tamponada com hidróxido de amônio-cloreto de amônio, há a formação de um precipitado branco de MgNH 4 PO 4.6H 2 O, que cristaliza sob a forma característica de estrelas: HPO 4 (aq) + OH - (aq) H 2 O (aq) + PO 4 3- (aq) (1) Mg 2+ (aq) + NH 4 + (aq) + PO 4 3- (aq) + 6 H 2 O (aq) MgNH 4 PO 4.6H 2 O (s) (2) Na precipitação dos íons magnésio por esse método, a solução deve ser alcalinizada com hidróxido de amônio para que a precipitação seja completa. Por outro lado, é necessária a adição de cloreto de amônio, pois a presença dos íons amônio impede a formação de uma precipitado branco, floculento, de fosfato ácido de magnésio (Mg 2 HPO 4 ) e impede a formação de hidróxido de magnésio.

Reações dos íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Reação com carbonato de amônio: Soluções contendo os íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ quando tratadas com solução de carbonato de amônio dão origem a formação de precipitados brancos de CaCO 3, SrCO 3 e BaCO 3. Ca 2+ (aq) + CO 3 (aq) CaCO 3 (s) Sr 2+ (aq) + CO 3 (aq) SrCO 3 (s) Ba 2+ (aq) + CO 3 (aq) BaCO 3 (s)

Reações dos íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Separando-se cada precipitado formado em duas partes, após centrifugação. Uma parte deve ser tratada com solução de cloreto de amônio e outra com solução de ácido acético. No tratamento com cloreto de amônio o precipitado deverá permanecer inalterado, mas no tratamento com ácido acético deverá haver dissolução do precipitado. MCO 3 (s) M 2+ (aq) + CO 3 (aq) (1) CO 3 (aq) + H + (aq) HCO 3 - (aq) (2) HCO 3 - (aq) + H + (aq) H 2 CO 3 (aq) H 2 O (aq) + CO 2 (aq) (3) Na presença de HAc, os equilíbrios (1), (2) e (3) são deslocados para a direita, dissolvendo o precipitado. Na presença de íons amônio, há uma diminuição da concentração de CO 3, mas que ainda é suficiente para atingir o produto de solubilidade destes carbonatos (~ 10-9 ). Entretanto, esta concentração de CO 3 não é suficiente para atingir o produto de solubilidade do MgCO 3, que por essa razão é solúvel em solução de NH 4 Cl. CO 3 (aq) + NH 4 + (aq) HCO 3 - (aq) + NH 3 (aq)

Reações dos íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Reações com oxalato de amônio: Soluções neutras de oxalato de amônio ou de sódio, formam precipitados com os íons dos metais da coluna 2. O precipitado formado à frio é finamente dividido e difícil de centrifugar e decantar, entretanto, à quente, formam-se cristais grandes. Os oxalatos dissolvem-se em soluções de ácidos fortes, devido à formação dos íons HC 2 O 4- : MC 2 O 4(s) M 2+ (aq) + C 2 O 4 (aq) C 2 O 4 (aq) + H + (aq) HC 2 O 4 - (aq) Um ácido fraco, tal como o HAc não é suficiente para deslocar o equilíbrio e dissolver o precipitado no caso do cálcio. A solubilidade dos oxalatos aumenta na ordem Ca > Sr > Ba.

Reações dos íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Reações com dicromato de potássio: Os íons bário formam com o cromato um precipitado amarelo de cromato de bário, BaCrO 4, somente solúvel em ácidos muito fortes. Os íons Sr 2+ e Ca 2+ não precipitam em meio ácido. Cr 2 O 7 (aq) + H 2 O (aq) 2 CrO 4 (aq) + 2 H + (aq) M 2+ (aq) + Cr 2 O 7 (aq) MCrO 4(s)

Reações dos íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Reações com dicromato de potássio: Em soluções neutras, a reação de precipitação do bário com o dicromato não é completa, porque um ácido forte é formado, como resultado da própria reação de precipitação, como mostrado no equilíbrio abaixo: Cr 2 O 7 2 (aq) + 2 Ba 2+ (aq) + H 2 O (aq) 2 BaCrO 4(s) + 2 H + (aq) Contudo, a precipitação do BaCrO 4 pode ser total se for adicionado acetato de sódio à solução, que reagirá com os íons H + resultante de precipitação, no sentido de formação de ácido acético, mantendo a concentração de H + baixa. Os íons cálcio e estrôncio não formam precipitados com os íons cromato nestas condições. Ac - (aq) + H + (aq) HAc (aq)

Reações dos íons Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Reações com sulfato de amônio: Os íons sulfato provém de um ácido relativamente forte, HSO 4 -, de tal modo que há pouca tendência para os íons H + e SO 4 se combinarem. Desse modo, a dissolução do precipitado em qualquer ácido requer uma concentração alta de íons H +. MSO 4(s) + H + (aq) M 2+ (aq) + HSO 4 - (aq) No caso de Ba 2+ e Sr 2+ deverá haver formação de precipitados, enquanto que Ca 2+ não deverá precipitar em meio ácido.