Slide - Equilíbrio em Solução de Compostos Pouco Solúveis 2022-1

EQUILÍBRIO EM SOLUÇÃO DE COMPOSTOS POUCO SOLÚVEIS Química Geral 1 •Prever a solubilidade •Controlar a formação de precipitado 1. APLICAÇÃO •Separar e analisar misturas de sais •Tratamento de águas residuárias •Extração de minerais EQUILÍBRIO EM SOLUÇÃO DE COMPOSTOS POUCO SOLÚVEIS 2 2. PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps) Bi2S3(s)  2Bi3+(aq) + 3S2-(aq) Como as concentrações em sais pouco solúveis são baixas: Obs.: a dificuldade está no fato da dissociação não ser completa PbI2(s) (PbI+ + Pb2+ + PbI2 + I-) 3 S 2 Bi S Bi 3 S 2 Bi ps Bi S 2 3 3 2 2 3 2 3 a a a a a K           3 2 2 3 3 S 2 Bi ps Bi S S Bi a a K 2 3 3 2       3 3. SOLUBILIDADE MOLAR E PRODUTO DE SOLUBILIDADE Exemplo 1 Dada a solubilidade molar de Ag2CrO4, que é 6,5x10-5mol.L-1, determine o produto de solubilidade (Kps).        2 4 2 ps Ag CrO CrO Ag K 4 2 12 3 3 3 2 ps Ag CrO 1,1x10 4(6,5x10 ) 4s (2s) s K 4 2       4 Vamos encontrar essa relação resolvendo um exemplo em que se tem a solubilidade molar. Ag2CrO4(s)  2Ag+(aq) + CrO4 2-(aq) 6,5x10-5mol.L-1 2x6,5x10-5mol.L-1 6,5x10-5mol.L-1 Exemplo 2: A solubilidade molar do iodato de chumbo (II) [Pb(IO3)2] a 26oC é 4,0x10-5 mol.L-1. Determinar o valor do Kps. 5 Pb(IO3)2(s)  Pb2+(aq) + 2IO3 -(aq)    2 3 2 ps Pb(IO ) IO Pb K 2 3    Exemplo 3: O Kps do iodato de crômio (III) a 25oC é 5,0x10-6. Determinar a solubilidade molar desse composto. 6 Cr(IO3)3(s)  Cr3+(aq) + 3IO3 -(aq) 7 Fonte: Peter Atkins, Princípios de Química 4. O EFEITO DO ÍON COMUM Importante na remoção de espécies que devido ao equilíbrio dinâmico permanece em solução (exemplo: metais pesados em águas residuárias) Exemplo: CuCl(s)  Cu+(aq) + Cl-(aq) Kps CuCl =1,0x10-6 e a solubilidade molar (s) = 1,0x10-3mol.L-1 a 25oC. A solubilidade do CuCl em uma solução de NaCl(aq) 0,10mol.L-1, na qual [Cl-]=0,10mol.L-1 é: (de 1,0x10-3mol.L-1 para 1,0x10-5mol.L-1  decréscimo de 100x) Observação: Deve-se levar em consideração a atividade 8       Cu Cl K CuCl ps        1,0x10 mol/L 0,10 1,0x10 Cl K Cu Cu Cl K 5 6 CuCl ps CuCl ps            s s CuCl(s)  Cu+(aq) + Cl-(aq) NaCl(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) 0,10 0,10 0,10+s  0,10 s s 0,10+s  0,10 Exemplo 4: Qual é a solubilidade aproximada de carbonato de cálcio em CaCl2 0,20mol.L-1? Dados: Kps a 25oC de CaCO3 é 8,7x10-9 9 CaCl2(aq)  Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO3 2-(aq) 0,2 mol/L Caminho 1 Caminho 2 5. PREVENDO A PRECIPITAÇÃO Como podemos prever se ao misturar volumes iguais de solução de nitrato de chumbo (II) 0,2mol.L-1 e iodeto de potássio 0,2mol.L-1 haverá precipitação de PbI2? Pb(NO3)2(aq) + KI(aq)  PbI2(s) + 2KNO3(aq) (+diluição) Qps = quociente de reação Kps = constante de equilíbrio Se Qps>Kps, haverá precipitação Se QpsKps, não haverá precipitação KI(aq)  K+(aq) + I-(aq) 0,2mol.L-1 (diluição) 0,1mol.L-1 0,1mol.L-1 Pb(NO3)2(aq)  Pb2+(aq) + 2NO3 -(aq) 0,2mol.L-1 (diluição) 0,1mol.L-1 0,2mol.L-1 11    2 2 ps PbI I Pb K 2    500mL de Pb(NO3)2(aq) 500mL de KI(aq) PbI2(s)  Pb2+(aq) + 2I-(aq) Qps= 0,1x(0,1)2=0,001 > Kps PbI2 = 1,4x10-8, então haverá precipitação. 12                                                                                                                      Qps ≥ Kps Qps = Kps QpsKps Adaptado: P. Atkins, Princípio de Química Exemplo 5 Responda se haverá precipitação de cloreto de prata quando 200 mL de AgNO3(aq) 1,0x10-4 mol/L e 900 mL de KCl(aq) 1,0x10-6 mol/L forem misturados. 13 AgNO3(aq) + KCl(aq)  AgCI(s) + KNO3(aq) (+diluição) 200mL de AgNO3(aq) 900mL de KCl(aq) C1V1=C2V2 n1=n2 V1=0,2 ou 0,9 L V2=1,1 L M1V1=M2V2 Exemplo 5 Responda se haverá precipitação de cloreto de prata quando 200 mL de AgNO3(aq) 1,0x10-4 mol/L e 900 mL de KCl(aq) 1,0x10-6 mol/L forem misturados. 14 AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq) 5. PRECIPITAÇÃO SELETIVA •Ordem de precipitação Numa mistura contendo Mg2+ a 0,050mol.L-1 e Ca2+ a 0,010mol.L-1, a ordem com que as espécies precipitam à medida que NaOH sólido é adicionado pode ser prevista, dado: Kps Mg(OH)2 = 1,1x10-11 e do Ca(OH)2 = 5,5x10-6. Ca(OH)2: 15    2 2 ps Mg(OH) OH Mg K 2        1,5x10 mol/L 0,050 1,1x10 Mg K OH 3 -11 2 ps Mg(OH) 2          2 2 ps Ca(OH) OH Ca K 2        0,023 mol/L 0,01 5,5x10 Ca K OH -6 2 ps Ca(OH) 2      Mg(OH)2: Mg(OH)2(s)  Mg2+(aq) + 2OH-(aq) Ca(OH)2(s)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq) Ca(OH)2: Significa que o hidróxido de magnésio precipitará quando a concentração de íon hidróxido atingir 1,5x10-3mol.L-1 e continuará precipitando até a concentração de 0,023mol.L-1, quando o hidróxido de cálcio iniciará a precipitar. A ordem é: Mg(OH)2 e depois o Ca(OH)2. 16 Mg(OH)2: Calculando a concentração do Mg2+ na eminência do Ca2+ precipitar.    2 2 11 ps Mg(OH) OH Mg 1,1x10 K 2            mol/L 2,08x10 0,023 1,1x10 OH K Mg 8 2 11 2 ps (Mg(OH) 2 2             1,5x10 mol/L 0,050 1,1x10 Mg K OH 3 -11 2 ps Mg(OH) 2           0,023 mol/L 0,01 5,5x10 Ca K OH -6 2 ps Ca(OH) 2      Exercício 6: O carbonato de potássio é adicionado a uma solução contendo as seguintes concentrações de cátions solúveis: Mg2+(aq) 0,030mol.L-1 e Ca2+(aq) 0,0010mol.L-1. Sabendo-se que os Kps a 25oC dos seus carbonatos são 1,0x10-5 e 8,7x 10-9 , respectivamente, determinar a ordem na qual cada íons precipita à medida que a concentração do K2CO3 aumenta. Informe a concentração do primeiro íon na eminência da precipitação do segundo. 17 CaCO3: MgCO3: MgCO3(s)  Mg2+(aq) + CO3 2-(aq) CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO3 2-(aq) 18 CaCO3: MgCO3: MgCO3(s)  Mg2+(aq) + CO3 2-(aq) CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO3 2-(aq) 6. DISSOLVENDO PRECIPITADOS •Adição de ácidos •Adição de oxidantes ou redutores •Formação de íon complexo Adição de ácidos Fe(OH)3(s)  Fe3+(aq) + 3OH-(aq) Adicionando ácido, remove o OH- e o Fe (OH)3 dissolve. ZnCO3(s)  Zn2+(aq) + CO3 2-(aq) CO3 2-(aq) + 2HNO3(aq)  CO2(g) + H2O(l) + 2NO3 -(aq) Adição de oxidantes ou redutores CuS(s)  Cu2+(aq) + S2-(aq) 3S2-(aq) + 8HNO3(aq)  3S(s) + 2NO(g) + 4H2O(l) + 6NO3 -(aq) Os íons cobre dissolvem na forma de nitrato de cobre (II) 19 Formação de íon complexo AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq) Kps AgCl=1,6x10-10 Ag+(aq) + 2NH3(aq)  Ag(NH3)2 +(aq) Kf = 1,6x107 Ag+(aq) + 2S2O3 2-(aq)  Ag(S2O3)2 3-(aq) (tiossulfato) Ag+(aq) + 2Cl-(aq)  AgCl2 -(aq) 20 Exercício 7: Calcule a solubilidade de cloreto de prata em NH3(aq) 0,10mol.L-1 a 25oC dado que o Kps AgCl=1,6x10-10 e Kf Ag(NH3)2+=1,6x107. 21 AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq) Sem amônia Com amônia AgCl(s) + 2NH3(aq)  [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq) Caminho 1 22 AgCl(s) + 2NH3(aq)  [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq) 7. ANÁLISE QUALITATIVA Pb2+, Hg2 2+, Ag+, Cu2+ e Zn2+ Separação de PbCl2 Cloretos de prata (AgCl), mercúrio (Hg2Cl2) e chumbo (PbCl2) são insolúveis. Do restante são solúveis. HCl Precipitado AgCl, Hg2Cl2, PbCl2 Precipitado AgCl, Hg2Cl2 Dissolve a quente Separação de PbCl2 Dissolve com NH3 Separação de Ag(NH3)2 + Separação de Hg(l)+HgNH2Cl(s) Pb2+, Hg2 2+, Ag+, Cu2+ e Zn2+ Cu2+ e Zn2+ 24 Exemplo 8: Uma solução contendo íons tricianocuprato (I), [Cu(CN)3]2-, e tetracianocadmiato (II), [Cd(CN)4]2-, sendo a concentração de ambos 0,5M, a solução apresenta pH=9,0 e contém 0,1mol.L-1 de íons cianeto livres. Analisar se pode precipitar Cu2S e/ou CdS se adicionarmos H2S. 25 Cu+(aq) + 3CN-(aq)  [Cu(CN)3]2-(aq) Cu2S(s)  Cu+(aq) + S2-(aq) 26 Cd2+(aq) + 4CN-(aq)  [Cd(CN)4]2-(aq) CdS(s)  Cd2+(aq) + S2-(aq)