Aula 6 -- Equilíbrios de Solubilidade

Aula de Fernando Garcia

• Introdução:

Como você já deve ter visto, pelos nosso outros materiais, conseguimos perceber que quase toda reação química ocorre até atingir um estado de equilíbrio. Bom, analogamente, isso ocorre também com as dissoluções de sais em soluções. É fato que esse equilíbrio não é um de natureza química, haja visto que a dissolução de uma espécie iônica é uma dissociação iônica, ou seja, um fenômeno físico.

Com isso dito, vamos analisar um exemplo para compreender melhor esse conceito. Vejamos o caso do cloreto de prata (AgCl) em água. Assim que o adicionamos em água o seguinte equilíbrio se estabelece:

${AgCl}_{(s)} \rightleftharpoons {Ag^+}_{(aq)} + {Cl^-}_{(aq)}$

Agora, vamos expressar a constante de equilíbrio para esse sistema em função das concentrações das espécies:

$K = [{Ag^+}][{Cl^-}]$

Devido ao fato dessa constante expressar um fenômeno de dissolução e, além disso, ela é expressa como um produto entre as concentrações molares dos íons produzidos (lembre que sólidos e líquidos puros não entram na expressão da constante, já que sua atividade é sempre igual a 1). Dessa maneira, especificamente essa constante de equilíbrio tem um nome especial. Ela é a constante do produto de solubilidade de um sal, ou $Kps$.

Com essa ideia de $Kps$ já em mente, vamos analisar algumas situações que poderemos ter que trabalhar com essa constante, são elas:

1. Descobrindo a solubilidade
2. Formação de complexos estáveis
3. Predição da precipitação
4. Precipitação seletiva

Assim, vamos começar realmente nossa jornada pelo vale dos equilíbrios de solubilidade.

• Descobrindo a solubilidade:

Para essa grandiosa tarefa, podemos nos deparar com duas situações para o cálculo da solubilidade: Uma solução já saturada com concentrações fixas, ou uma solução saturada na qual um dos íons reage. Primeiro, devemos notar que ao dizer “solução saturada” queremos dizer que o equilíbrio de solubilidade foi atingido, ou $Qps = Kps$. Perceba que o $Qps$ é o coeficiente reacional do fenômeno de dissolução e tem expressão igual ao do $Kps$ mostrado na seção anterior.

• Solução saturada com concentrações fixas:

Neste caso as coisas são mais simples, vamos ver novamente o mesmo exemplo do $AgCl$:

${AgCl}_{(s)} \rightleftharpoons {Ag^+}_{(aq)} + {Cl^-}_{(aq)}$

Se assumirmos que não temos nada de prata e nem de cloreto na solução, após o equilíbrio teremos uma concentração de cloreto e de para igual à $s$. Assim, a expressão para o $Kps$ fica:

$Kps = (s).(s)$

$Kps = {s^2}$

Logo, a solubilidade fica sendo:

$s = {(Kps)^{\frac{1}{2}}}$

Esse modelo segue para sais que estão em outras proporções estequiométricas, basta montar a tabelinha e descobrir o s a partir do $Kps$ como feito agora a pouco.

• Solução saturada na qual um dos íons reage:

Neste caso não podemos usar a ideia anterior do $s$ e da tabelinha de equilíbrio, já que a concentração dos dois íons não será igual. Vejamos o exemplo do $K_2S$. Quando esse sal é posto em água ele se dissocia e digamos que é formado uma quantidade $s$ de ${{K}^{+}}$ e também $s$ de ${S^{2-}}$. Contudo, esse ${S^{2-}}$ formado vai rapidamente entrar em equilíbrio com seus ácidos conjugados, haja visto que ele é uma base. Assim, no final de tudo, a concentração de ${S^{2-}}$ não será $s$, mas uma outra desconhecida até então.

Nessas situações procedemos de maneira a achar primeiramente a concentração de ${S^{2-}}$ após todos os equilíbrios que ele irá sofrer e depois aplicamos na constante para determinar a concentração de ${{K}^{+}}$que é a solubilidade inicial. Muito cuidado com questões desse estilo.

• Formação de complexos estáveis:

Uma dessas reações que o cátions ou ânions podem sofrer que interferem na solubilidade é a formação de complexos de coordenação estáveis. A formação desses complexos acaba por consumir um dos produtos, deslocando o equilíbrio para a direita, dissolvendo o sal. tomemos novamente a seguinte dissolução:

${AgCl}_{(s)} \rightleftharpoons {Ag^{+}}_{(aq)} + {Cl^{-}}_{(aq)}$

Na presença de uma solução que contenha ${NH_3}$ em excesso, ocorre a complexação do íon $Ag^+$ para formação do complexo diaminoprata (I) ${{Ag(NH_3)_2}^{+}}$ que é bastante estável. Com isso em mente, surge um problema. Como calcular a solubilidade do sal sob estas condições?

Para responder tal pergunta, vamos primeiro escrever todos os equilíbrios que estão acontecendo no exemplo acima.

${AgCl}_{(s)} \rightleftharpoons {Ag^{+}}_{(aq)} + {Cl^{-}}_{(aq)}$

${Ag^+}_{(aq)} + 2{NH_3}_{(aq)}\rightleftharpoons {{Ag(NH_3)_2}^{+}}_{(aq)}$

Note que $Kf$ é a constante de formação do complexo estável em questão e $Kps$ é a constante de solubilidade. Geralmente essa constante é bastante alta, já que o complexo é estável, o que nos permite afirmar que toda o ${Ag^{+}}$formado se transforma em ${{Ag(NH_{3})_{2}}^{+}}$. Assim, podemos somar as duas reações e obter o seguinte:

${AgCl}_{(s)} + 2{NH_{3}}_{(aq)} \rightleftharpoons {{Ag(NH_{3})_{2}}^+}_{(aq)} + {Cl^{-}_{(aq)}}$

Como somamos as duas equações, a constante dessa nova reação é o produto $Kps.Kf$. Assumindo uma concentração inicial de amônia como sendo ${M_{o}}$, a variação até o equilíbrio seria de $x$. Assim chegamos que a concentração no equilíbrio de amônia é ${({M_{o}} - 2x)}$ e a do ${Ag(NH_{3})_{2}^+}$ e do ${Cl^-}$ é igual a $x$. Aplicando na constante:

$Kps.Kf = \frac{x^{2}}{(M_{o} - 2x)^{2}}$

Resolvendo para $x$ achamos a solubilidade do sal. Isso ocorre pois como $x$ é a concentração de ${Cl^{-}}$ e ele não reage no processo, ou seja, não é consumido ou produzido além da dissolução do sal, podemos assumir que ele é o $s$, assim como no caso do ${Fe^{2+}}$ no exemplo do $FeS$.

• Predição de precipitação:

O segredo para podermos prever se uma solução formará precipitado ou não é pelo $Qps$. Ao calcularmos esse $Qps$, podemos ter cerca de 3 situações diferentes:

1. $Qps < Kps$
2. $Qps = Kps$
3. $Qps > Kps$

Quando $Qps < Kps$ a reação segue no sentido direto, ou seja, formaremos íons em solução, dissolvendo o sal, assim teremos uma solução insaturada e não ocorrerá a precipitação. Agora, quando $Qps = Kps$, significa que estamos exatamente na posição de equilíbrio. Isso significa que a nossa solução está saturada, não ocorrendo precipitação, entretanto, ela está na iminência de precipitação. Já quando $Qps > Kps$ o equilíbrio seguirá na direção dos reagentes, ou seja, do sólido. Assim, ocorre a precipitação de sal.

Resumindo tudo de uma forma bem simples, quando $Qps < Kps$ não há precipitação, com $Qps = Kps$ também não ocorre a precipitação. Contudo com $Qps < Kps$ temos precipitação.

• Precipitação seletiva:

Digamos que temos em uma solução íons ${{Fe}^{2+}}$ e ${{Mg}^{2+}}$ e queira precipitar apenas o ${{Fe}^{2+}}$ na forma de ${{Fe(OH)}_{2}}$. Para tal tarefa, adicionaremos $NaOH$ à solução para que apenas o ferro precipite. Em outras palavras, adicionaremos $NaOH$ de tal modo que o $Qps$ do hidróxido de ferro (II) seja maior que o $Kps$ do mesmo e que o $Qps$ do hidróxido de magnésio continue menor ou igual ao seu $Kps$. Isso garantirá que apenas o ferro precipita.

Esse processo é a chamada precipitação seletiva, onde precipitamos um cátion ou ânion de uma mistura dos mesmos a partir de um íon comum. Note que para que isso funcione devemos adicionar o íon comum até que, um cátion ou ânion tenha o $Qps$ maior que seu $Kps$ e outro não. Caso contrário, obteremos uma mistura de sólidos, o que é sem sentido.

Além desse método usando íons comum aos dois, podemos usar um íon que forma um sal insolúvel apenas com um deles. Entretanto, na maioria das questões que você irá fazer, eles utilizam o íon comum para essa precipitação seletiva.

• Conclusão:

Espero ter ajudado com essa explicação do conceito de $Kps$ e de situações mais diferenciadas envolvendo diferentes abordagens de produto de solubilidade. Não esqueça que apenas com exercícios você conseguirá, de fato, aprender essa matéria. Bons estudos!