5 Subdomnio Unidade Solues e equilbrio de solubilidade

5 Subdomínio Unidade Soluções e equilíbrio de solubilidade

5. 2 Solubilidade de sais em água

Quando um sal se dissolve em água, ocorre a separação dos seus iões da rede cristalina. Na. Cℓ Os iões ficam rodeados por moléculas de solvente, num processo denominado solvatação.

Pretende-se dissolver 10 g de dois sais em 100 cm 3 de água (a 25 ºC): Cloreto de sódio (Na. Cℓ) Cloreto de cobre(I) (Cu. Cℓ) 10 g de Cu. Cℓ 10 g de Na. Cℓ 100 cm 3 Será que os dois sais são igualmente solúveis em água?

Pretende-se dissolver 10 g de dois sais em 100 cm 3 de água (a 25 ºC): Cloreto de sódio (Na. Cℓ) Cloreto de cobre(I) (Cu. Cℓ) 10 g de Cu. Cℓ 10 g de Na. Cℓ 100 cm 3 Na+ Cℓ– Cu. Cℓ por dissolver Adicionando gradualmente os dois sais à água, observa-se que: • o Na. Cℓ é totalmente dissolvido; • apenas uma pequena quantidade de Cu. Cℓ é dissolvida.

Pretende-se dissolver 10 g de dois sais em 100 cm 3 de água (a 25 ºC): Cloreto de sódio (Na. Cℓ) Cloreto de cobre(I) (Cu. Cℓ) 10 g de Cu. Cℓ 10 g de Na. Cℓ 100 cm 3 Na+ Cu+ Cℓ– Cu. Cℓ por dissolver Conclui-se, por isso, que: • o Na. Cℓ é um sal muito solúvel em água; • o Cu. Cℓ é um sal pouco solúvel em água. Cℓ–

Em 100 cm 3 de água, à temperatura de 25ºC, . . . 36 g de Na. Cℓ 100 cm 3 0, 0056 g de Cu. Cℓ Na+ Cℓ– 100 cm 3 Cu+ Cℓ– . . . dissolvem-se, no máximo, 36 g de Na. Cℓ. 0, 0056 g de Cu. Cℓ. Como não é possível dissolver mais Na. Cℓ ou Cu. Cℓ, diz -se que ambas as soluções estão saturadas.

Define-se solubilidade (s) como a composição analítica de uma solução saturada expressa em termos da proporção de um dado soluto num solvente. A solubilidade de um sal pode ser expressa de diferentes modos: • massa de soluto/100 g de água; • moles de soluto/dm 3 de solução; • massa de soluto/100 g de solução.

A partir do conhecimento da solubilidade de um sal, é possível prever a maior ou menor facilidade com que um sal se dissolve em água. Compostos solúveis • Praticamente todos os sais de Li+, Na+, K+ e NH 4+; • Praticamente todos os nitratos (NO 3–), nitritos (NO 2–), cloratos (CℓO 3–), percloratos (CℓO 4–) e permanganatos (Mn. O 4–); • Quase todos os cloretos (Cℓ–), brometos (Br–) e iodetos (I–); • Quase todos os sulfatos (SO 42–), brometos (Br–) e iodetos (I–). Exceções • Ag+, Hg 2+, Pb 2+, Cu+ Ba 2+, Sr 2+, Ca 2+, Pb 2+, Ag 2+, Hg 22+.

A partir do conhecimento da solubilidade de um sal, é possível prever a maior ou menor facilidade com que um sal se dissolve em água. Compostos praticamente insolúveis • A maioria dos sulfuretos (S 2–); • Carbonatos (CO 32–), sulfitos (SO 32–), fosfatos (PO 43–), oxalatos (C 2 O 42–) e cromatos (Cr. O 42–). Exceções • Sais de NH 4+, Ca 2+, Sr 2+ e de catiões de metais alcalinos.

Solução não saturada, saturada e sobressaturada

Numa solução saturada, a concentração de sal é igual à solubilidade. Solubilidade = concentração da solução saturada Quanto à concentração de soluto, as soluções classificam-se em: • soluções não saturadas; • soluções sobressaturadas.

36 g de Na. Cℓ 100 cm 3 Na+ Cℓ– Solução saturada. Quando se adicionam 36 g de Na. Cℓ em 100 cm 3 de água (a 25 ºC): • dissolve-se a totalidade de Na. Cℓ adicionado; • atingiu-se a quantidade máxima de Na. Cℓ que é possível dissolver em 100 cm 3 de água; • a solução está saturada; • a solubilidade do Na. Cℓ é de 36 g / 100 cm 3 (a 25 ºC).

10 g de Na. Cℓ 100 cm 3 36 g de Na. Cℓ Na+ Cℓ– Solução não saturada. 100 cm 3 Na+ Cℓ– Solução saturada. Quando se adicionam apenas 10 g de Na. Cℓ em 100 cm 3 de água: • dissolve-se a totalidade de Na. Cℓ adicionado; • a concentração de Na. Cℓ em solução é inferior à solubilidade do sal; • é possível dissolver uma maior quantidade de Na. Cℓ nesta solução; • esta é uma solução não saturada.

10 g de Na. Cℓ 100 cm 3 36 g de Na. Cℓ Na+ Cℓ– Solução não saturada. 100 cm 3 50 g de Na. Cℓ Na+ Solução saturada. Cℓ– 100 cm 3 Na+ Cℓ– Solução saturada em equilíbrio com sólido em excesso. Quando se adicionam 50 g de Na. Cℓ em 100 cm 3 de água: • dissolvem-se apenas 36 g de Na. Cℓ; • a restante quantidade (14 g) deposita-se no fundo do recipiente; • estabelece-se um equilíbrio entre a fase sólida e a solução saturada.

Em determinadas condições, é possível preparar uma solução que temporariamente possua uma quantidade de soluto dissolvido maior do que a de uma solução saturada. Nesse caso, a concentração do soluto é superior ao valor da solubilidade, e a solução diz-se sobressaturada. As soluções sobressaturadas só podem existir em condições muito especiais e são muito instáveis.

Solução não saturada Solução sobressaturada A solução é estável. instável. O soluto dissolve-se. Para distinguir soluções não saturadas, saturadas e sobressaturadas, adiciona-se à solução uma pequena quantidade de soluto.

Solução não saturada Solução sobressaturada A solução é estável. instável. O soluto não se dissolve-se. dissolve. Para distinguir soluções não saturadas, saturadas e sobressaturadas, adiciona-se à solução uma pequena quantidade de soluto.

Solução não saturada Solução sobressaturada A solução é estável. instável. O soluto não se O soluto em excesso dissolve-se. dissolve. precipita. Para distinguir soluções não saturadas, saturadas e sobressaturadas, adiciona-se à solução uma pequena quantidade de soluto.

Efeito da temperatura na solubilidade

A solubilidade dos sais depende da temperatura. Temperatura/ºC Massa (g) de KNO 3/100 g de água 0 13, 3 10 20, 9 20 31, 6 30 45, 8 40 63, 9 50 85, 5 60 110, 0 70 138, 0 80 169, 0 90 202, 0 100 246, 0 Na tabela estão indicados os valores de solubilidade do nitrato de potássio (KNO 3) a diferentes temperaturas. Como se pode concluir, a solubilidade deste sal aumenta com a temperatura. Aumento de temperatura de solubilidade

A solubilidade dos sais depende da temperatura. Com os dados da tabela, é possível representar a curva de solubilidade do KNO 3. Mais uma vez se conclui que a solubilidade deste sal aumenta com a temperatura.

A solubilidade dos sais depende da temperatura. À temperatura de 20 ºC: • A solubilidade do sal é de 31, 6 g/100 g de água; • Uma solução aquosa de KNO 3 com 31, 6 g de soluto dissolvido em 100 g de água está saturada; 31, 6

A solubilidade dos sais depende da temperatura. À temperatura de 20 ºC: • O ponto A representa uma solução que contém apenas 20 g de KNO 3 dissolvidos em 100 g de água; • A massa de soluto dissolvido é menor do que o valor da solubilidade, obtendo-se uma solução não saturada; 31, 6 A

A solubilidade dos sais depende da temperatura. À temperatura de 20 ºC: • O ponto B representa uma solução que contém apenas 60 g de KNO 3 dissolvidos em 100 g de água; • A massa de soluto dissolvido é maior do que o valor da solubilidade, obtendo-se uma solução sobressaturada. B 31, 6 A

A solubilidade dos sais depende da temperatura. Conclui-se, então, que: • Pontos sobre a curva de solubilidade representam soluções saturadas; Sobressaturada • Pontos abaixo da curva de solubilidade representam soluções não saturadas; Não saturada • Pontos acima da curva de solubilidade representam soluções sobressaturadas.

O gráfico ao lado representa as curvas de solubilidade de vários sais: Para a maioria dos sais, a solubilidade aumenta com a temperatura. A dissolução desses sais ocorre com absorção de calor (dissolução endotérmica).

O gráfico ao lado representa as curvas de solubilidade de vários sais: A dissolução do KNO 3 é endotérmica: H 2 O KNO 3(s) → K+(aq) + NO 3–(aq) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aquecimento favorece a reação no sentido direto, o que se traduz numa maior dissolução.

O gráfico ao lado representa as curvas de solubilidade de vários sais: Há, contudo, alguns sais para os quais a solubilidade diminui com a temperatura. A dissolução desses sais ocorre com libertação de calor (dissolução exotérmica).

O gráfico ao lado representa as curvas de solubilidade de vários sais: A dissolução do Ce 3(SO 4)3 é exotérmica: H 2 O Ce 3(SO 4)3(s) → 2 Ce 3+(aq) + 3 SO 42–(aq) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aquecimento favorece a reação no sentido inverso, o que se traduz numa menor dissolução.

O gráfico ao lado representa as curvas de solubilidade de vários sais: Há, ainda, sais para os quais a solubilidade praticamente não varia com a temperatura. O cloreto de sódio (Na. Cℓ) é um exemplo de sal para o qual a solubilidade praticamente não varia com a temperatura.

Nos sais hidratados, a curva de solubilidade pode apresentar 0 SO a 2 pontos de inflexão. ‧ 1 4 O H 2 32, 4 ºC N O gráfico acima representa a curva de solubilidade do sulfato de sódio hidratado (Na 2 SO 4‧ 10 H 2 O). A solubilidade deste sal aumenta com a temperatura até aos 32, 4 ºC.

Nos sais hidratados, a curva 4 O de solubilidade pode apresentar pontos de inflexão. Na 2 SO 0 SO a 2 ‧ 1 4 H 2 32, 4 ºC N A partir dos 32, 4 ºC, ocorre uma mudança na estrutura do sal, que perde as águas de hidratação. A partir dos 32, 4 ºC, a solubilidade do sal diminui com o aumento da temperatura.

Conclusão • Define-se solubilidade (s) como a composição analítica de uma solução saturada expressa em termos da proporção de dado soluto num solvente.

Conclusão • Numa solução saturada, a concentração de sal é igual à solubilidade. • Quanto à concentração de soluto, as soluções classificam-se em: o soluções não saturadas; o soluções sobressaturadas.

Conclusão • As soluções sobressaturadas só podem existir em condições muito especiais e são muito instáveis. • Quando a solubilidade de um sal ocorre com absorção de calor, a dissolução é endotérmica.

Conclusão • Quando a solubilidade de um sal ocorre com libertação de calor, a dissolução é exotérmica.