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Resumos/Física e Química A/Soluções e equilíbrio de solubilidade
Resumos · Física e Química APT · Secundário

Soluções e equilíbrio de solubilidade

Estudam-se a solubilidade e as soluções saturadas, o equilíbrio de solubilidade e o produto de solubilidade Ks, a relação entre a solubilidade molar e Ks (e a previsão de precipitação comparando Q com Ks) e o efeito do ião comum, com aplicação às águas naturais. Matéria do 11.º ano (Química), avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções·~9 min de leitura·3 competências·Nível Padrão 1 · Aprofundamento 3

T·131313 / 17
Perfil de exame
Distinguir soluções saturadas, não saturadas e sobressaturadasEscrever expressões de Ks e relacionar solubilidade molar com KsPrever a precipitação e interpretar o efeito do ião comum
Operadores:distingueescrevecalculaprevêrelacionainterpreta

nível básico

Reconhecer soluções saturadas e o significado do produto de solubilidade.

nível avançado

Relacionar solubilidade molar com Ks, prever a precipitação (Q vs Ks) e o efeito do ião comum.

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Conteúdo · 4 secções▾
  1. Soluções e equilíbrio de solubilidade
    • 01Solubilidade e soluções saturadas◐
    • 02Equilíbrio de solubilidade e produto de solubilidade Ks●
    • 03Solubilidade molar e previsão de precipitação●
    • 04Efeito do ião comum e águas naturais●
§ 01

Solubilidade e soluções saturadas#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-solubilidade

Pontos-chave

A solubilidade de um soluto é a quantidade máxima que se dissolve numa dada quantidade de solvente, a uma temperatura fixa. Uma solução que contém essa quantidade máxima está saturada; abaixo dela está não saturada (dissolve mais soluto); acima dela, em condições especiais, pode ficar sobressaturada (instável, precipitando ao mínimo distúrbio).
Nem todos os compostos são igualmente solúveis: existem regras de solubilidade que indicam, para os compostos iónicos comuns, se são solúveis ou pouco solúveis em água (ver Fig. 1). Por exemplo, praticamente todos os nitratos e os sais de metais alcalinos são solúveis, enquanto a maioria dos carbonatos e hidróxidos é pouco solúvel.

Regras de solubilidade em água

Regras de solubilidadeTabela com 2 colunas e 4 linhas, Dados: Compostos · Solubilidade em água; Nitratos e sais de grupo 1 · solúveis; Cloretos · solúveis (exceto Ag⁺, Pb²⁺); Sulfatos · solúveis (exceto Ba²⁺, Ca²⁺, Pb²⁺); Carbonatos e hidróxidos · pouco solúveis (exceto grupo 1)COMPOSTOSSOLUBILIDADE EM ÁGUANitratos e sais de grupo 1solúveisCloretossolúveis (exceto Ag⁺, Pb²⁺)Sulfatossolúveis (exceto Ba²⁺, Ca²⁺,Pb²⁺)Carbonatos e hidróxidospouco solúveis (exceto grupo1)
Fig. 1Fig. 1 — Regras de solubilidade de compostos iónicos comuns em água.
Um sal «pouco solúvel» dissolve-se apenas em quantidade muito pequena, estabelecendo um equilíbrio entre o sólido e os seus iões em solução. É a estes sais que se aplica o estudo quantitativo do produto de solubilidade, na secção seguinte.
A Fig. 1 resume regras de solubilidade úteis. Conhecê-las permite prever se, ao juntar duas soluções, se forma um precipitado (um sólido pouco solúvel) — uma competência aplicada, por exemplo, ao tratamento de águas.
Exemplo resolvido

Prever a solubilidade de sais

Classifica como solúvel ou pouco solúvel: (a) KNO₃; (b) BaSO₄; (c) AgCl.

  1. 01(a) KNO₃

    Nitrato e sal de metal do grupo 1 ⇒ solúvel.

  2. 02(b) BaSO₄

    Sulfato de bário — o bário é uma das exceções ⇒ pouco solúvel.

  3. 03(c) AgCl

    Cloreto de prata — a prata é exceção dos cloretos ⇒ pouco solúvel.

Resultado: KNO₃ solúvel; BaSO₄ e AgCl pouco solúveis (formam precipitado).

Foco no Exame Nacional

  • Distinguir soluções não saturadas, saturadas e sobressaturadas.
  • Aplicar regras de solubilidade para prever a formação de precipitados.

Erros frequentes

  • Confundir uma solução concentrada com uma solução saturada (nem toda a solução concentrada está saturada).
  • Considerar que todos os sais são solúveis (muitos são pouco solúveis).

Revisão ativa

Classifica como solúvel ou pouco solúvel em água: nitrato de sódio (NaNO₃), cloreto de prata (AgCl) e carbonato de cálcio (CaCO₃).

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 02

Equilíbrio de solubilidade e produto de solubilidade Ks#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-solubilidade

Pontos-chave

Num sal pouco solúvel em contacto com a sua solução saturada existe um equilíbrio dinâmico entre o sólido e os iões dissolvidos: «AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)». A velocidade de dissolução iguala a de precipitação, mantendo constantes as concentrações dos iões.
A constante deste equilíbrio é o produto de solubilidade «Ks», o produto das concentrações dos iões de equilíbrio, cada uma elevada ao respetivo coeficiente. Para «AgCl», «Ks = [Ag⁺][Cl⁻]»; para «PbI₂ ⇌ Pb²⁺ + 2 I⁻», «Ks = [Pb²⁺][I⁻]²». O sólido puro não entra na expressão.
O «Ks» só depende da temperatura e mede a solubilidade do sal: quanto menor o «Ks», menos solúvel é o sal (menor a concentração de iões que a solução saturada suporta). A Fig. 2 apresenta valores de «Ks» de alguns sais pouco solúveis, todos muito inferiores a 1.

Produtos de solubilidade de alguns sais

Produtos de solubilidadeTabela com 3 colunas e 3 linhas, Dados: Sal · Equilíbrio · Ks (25 °C); AgCl · Ag⁺ + Cl⁻ · 1,8 × 10⁻¹⁰; BaSO₄ · Ba²⁺ + SO₄²⁻ · 1,1 × 10⁻¹⁰; PbI₂ · Pb²⁺ + 2 I⁻ · 7,1 × 10⁻⁹SALEQUILÍBRIOKS (25 °C)AgClAg⁺ + Cl⁻1,8 × 10⁻¹⁰BaSO₄Ba²⁺ + SO₄²⁻1,1 × 10⁻¹⁰PbI₂Pb²⁺ + 2 I⁻7,1 × 10⁻⁹
Fig. 2Fig. 2 — Produtos de solubilidade (25 °C): quanto menor o Ks, menos solúvel o sal.
O produto de solubilidade é o análogo, para o equilíbrio de dissolução, da constante de equilíbrio «Kc». Escrever corretamente a sua expressão — com os expoentes certos — é o primeiro passo para relacionar «Ks» com a solubilidade e para prever precipitações.
AgCl(s)⇌Ag++Cl−,Ks=[Ag+][Cl−]\text{AgCl(s)} \rightleftharpoons \text{Ag}^+ + \text{Cl}^-, \qquad K_s = [\text{Ag}^+][\text{Cl}^-]AgCl(s)⇌Ag++Cl−,Ks​=[Ag+][Cl−]

Produto de solubilidade

Produto das concentrações dos iões na solução saturada, cada uma elevada ao respetivo coeficiente; o sólido não entra.

Exemplo resolvido

Escrever a expressão de Ks

Escreve a equação de dissolução e a expressão do produto de solubilidade do iodeto de chumbo, PbI₂.

  1. 01Dissolução

    PbI₂(s) ⇌ Pb²⁺(aq) + 2 I⁻(aq).

  2. 02Expressão

    Ks = [Pb²⁺] · [I⁻]², com o expoente 2 no ião iodeto.

Resultado: Ks = [Pb²⁺][I⁻]² (o coeficiente 2 do I⁻ é o expoente da sua concentração).

Foco no Exame Nacional

  • Escrever a expressão do produto de solubilidade a partir da equação de dissolução.
  • Relacionar o valor de Ks com a solubilidade do sal.

Erros frequentes

  • Incluir o sólido na expressão de Ks (só entram os iões em solução).
  • Esquecer os expoentes (por exemplo, [I⁻]² em PbI₂).

Revisão ativa

Escreve a equação de dissolução e a expressão do produto de solubilidade para o fluoreto de cálcio, CaF₂.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 03

Solubilidade molar e previsão de precipitação#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-solubilidade

Pontos-chave

A solubilidade molar «s» é a quantidade de matéria de sal que se dissolve por unidade de volume de solução saturada (mol/dm³). Relaciona-se diretamente com «Ks» através da estequiometria da dissolução. Para um sal de tipo «1:1» como «AgCl», «Ks = s²», logo «s = √Ks»; para «PbI₂» (tipo «1:2»), «Ks = 4s³».
A partir de «Ks» calcula-se «s» (e vice-versa), o que permite comparar solubilidades de sais e prever a massa que se dissolve num dado volume. Atenção: comparar solubilidades a partir de «Ks» só é imediato para sais do mesmo tipo estequiométrico; para tipos diferentes é preciso calcular «s».
Para prever se ocorre precipitação ao juntar soluções, calcula-se o produto iónico «Q» (mesma expressão de «Ks», mas com as concentrações do instante) e compara-se com «Ks»: se «Q < Ks», a solução não está saturada e não precipita; se «Q = Ks», está saturada (equilíbrio); se «Q > Ks», há iões a mais e o sal precipita até «Q» descer a «Ks» (ver Fig. 3).

Comparação do produto iónico Q com Ks

Q versus KsTabela com 2 colunas e 3 linhas, Dados: Comparação · Situação; Q < Ks · não saturada (dissolve mais soluto); Q = Ks · saturada (equilíbrio); Q > Ks · precipita (forma-se sólido)COMPARAÇÃOSITUAÇÃOQ < Ksnão saturada (dissolve maissoluto)Q = Kssaturada (equilíbrio)Q > Ksprecipita (forma-se sólido)
Fig. 3Fig. 3 — Q comparado com Ks prevê se há (ou não) precipitação.
A Fig. 3 sistematiza esta comparação, análoga à de «Qc» com «Kc» no equilíbrio químico. É a ferramenta para responder a «forma-se precipitado?» — muito frequente nos itens de construção do Exame.
Q<Ks⇒na˜o precipita;Q=Ks⇒saturada;Q>Ks⇒precipitaQ < K_s \Rightarrow \text{não precipita}; \quad Q = K_s \Rightarrow \text{saturada}; \quad Q > K_s \Rightarrow \text{precipita}Q<Ks​⇒na˜o precipita;Q=Ks​⇒saturada;Q>Ks​⇒precipita

Previsão de precipitação

Q tem a expressão de Ks calculada com as concentrações do instante; compara-se com Ks.

Exemplo resolvido

Solubilidade molar a partir de Ks

Calcula a solubilidade molar do cloreto de prata (Ks = 1,8 × 10⁻¹⁰) em água pura.

  1. 01Equilíbrio

    AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻; se s é a solubilidade molar, [Ag⁺] = [Cl⁻] = s.

  2. 02Expressão

    Ks = [Ag⁺][Cl⁻] = s · s = s², logo s = √Ks.

    s=Kss = \sqrt{K_s}s=Ks​​
  3. 03Calcular

    s = √(1,8 × 10⁻¹⁰) ≈ 1,34 × 10⁻⁵ mol/dm³.

Resultado: A solubilidade molar do AgCl é ≈ 1,3 × 10⁻⁵ mol/dm³ (muito baixa, sal pouco solúvel).

Foco no Exame Nacional

  • Relacionar a solubilidade molar com Ks (Ks = s² para sais 1:1; Ks = 4s³ para 1:2).
  • Prever a precipitação comparando o produto iónico Q com Ks.

Erros frequentes

  • Usar Ks = s² para sais que não são do tipo 1:1 (para PbI₂ é Ks = 4s³).
  • Comparar Ks diretamente entre sais de tipos estequiométricos diferentes sem calcular s.

Revisão ativa

O produto de solubilidade do cloreto de prata é Ks = 1,8 × 10⁻¹⁰. Calcula a sua solubilidade molar em água pura.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 04

Efeito do ião comum e águas naturais#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-solubilidade

Pontos-chave

O efeito do ião comum traduz a diminuição da solubilidade de um sal pouco solúvel quando se adiciona à solução um dos seus iões (proveniente de outra fonte). Segundo o Princípio de Le Châtelier, o excesso desse ião desloca o equilíbrio de dissolução no sentido da precipitação, reduzindo a solubilidade (ver Fig. 4).

Efeito do ião comum na solubilidade

Efeito do ião comumGráfico de barras: solubilidade relativa, Dados: solubilidade relativa do AgCl · água pura: 1; solubilidade relativa do AgCl · solução com Cl⁻: 0.0800.20.40.60.81água purasolução com C…10.08solubilidade relativa
Fig. 4Fig. 4 — A presença de um ião comum (Cl⁻) diminui a solubilidade do AgCl.
Por exemplo, o cloreto de prata é menos solúvel numa solução que já contenha iões cloreto (por exemplo, de «NaCl») do que em água pura: o «Cl⁻» adicional faz «Q» ultrapassar «Ks», precipitando «AgCl». Este efeito é usado para reduzir perdas por dissolução em análises e para forçar precipitações.
Nas águas naturais, os equilíbrios de solubilidade explicam fenómenos como a mineralização (dissolução de sais das rochas, que confere «dureza» à água) e a desmineralização, bem como a formação de incrustações e de estalactites (precipitação de carbonato de cálcio). A dureza da água deve-se sobretudo a iões «Ca²⁺» e «Mg²⁺» dissolvidos.
A Fig. 4 compara a solubilidade de um sal em água pura e na presença de um ião comum, evidenciando a redução. Compreender estes equilíbrios permite interpretar a composição das águas e processos de tratamento (amaciamento, precipitação seletiva).
Exemplo resolvido

Efeito do ião comum

Justifica, pelo Princípio de Le Châtelier, por que o AgCl é menos solúvel numa solução de NaCl do que em água pura.

  1. 01Equilíbrio

    AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻.

  2. 02Perturbação

    O NaCl adiciona iões Cl⁻ (ião comum), aumentando [Cl⁻].

  3. 03Resposta

    O equilíbrio desloca-se no sentido inverso (precipitação), consumindo Ag⁺ e Cl⁻ ⇒ dissolve-se menos AgCl.

Resultado: O ião comum Cl⁻ desloca o equilíbrio para a precipitação, diminuindo a solubilidade do AgCl (Ks mantém-se).

Foco no Exame Nacional

  • Explicar o efeito do ião comum com base no Princípio de Le Châtelier.
  • Relacionar equilíbrios de solubilidade com a mineralização e a dureza das águas naturais.

Erros frequentes

  • Pensar que adicionar um ião comum aumenta a solubilidade (diminui-a).
  • Supor que o ião comum altera o valor de Ks (não altera; desloca o equilíbrio, como qualquer perturbação de concentração).

Revisão ativa

Explica, com base no Princípio de Le Châtelier, por que o cloreto de prata é menos solúvel numa solução de cloreto de sódio do que em água pura.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Conteúdo

Secção -- / 04

    • 01Solubilidade e soluções saturadas◐
    • 02Equilíbrio de solubilidade e produto de solubilidade Ks●
    • 03Solubilidade molar e previsão de precipitação●
    • 04Efeito do ião comum e águas naturais●

0/4 Lidos

Dos resumos à prática

Soluções e equilíbrio de solubilidade

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Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

  • Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE)

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