Aula5 Precipitação e Solubilidade

Aula 05

Profa. Dra. Maria de Lourdes Leite de Moraes

Equilíbrio Equação

Constante de Equilíbrio

Tipos de Equilíbrio

M_yA_x Mx+ _{+ A}y- K_s, Produto de solubilidade

Solubil

idade

AgCl Ag

+ Cl

AgCl

AgBr Ag

_{+ Br}

s = [Ag+] [Br-] = 5,0x10-13

AgBr

AgI Ag

_{+ I}

s = [Ag+] [I-] = 8,5x10-17

EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

H

O

M

A

Sal pouco solúvel

M

A

M

+

A

K

=

[M

y+

_{] [A}

_]

Num determinado meio e a uma dada temperatura

Uma reação química se processa se for possível a formação de um

precipitado

ou uma substância menos solúvel que os reagentes.

É uma susbtância insolúvel no meio.

É uma susbtância que atingiu o K_s ou K_ps.

K_eq = [M

y+_{] [A}x x-_] y

[M_xA_y]

Sólido cte.

 K_eq . [M_xA_y]

cte. = K_s xxxx xxxx

M

A

sem se dissolver

.

.

.

.

.

.

.

.

Então:

“Uma susbtância precipita quando o K

é alcaçado. A

precipitação é tanto mais fácil quanto menor for o K

.

Só tem sentido falar em K

para sais pouco solúveis.

SOLUBILIDADE (S):

de soluto que pode ser dissolvida numa

quantidade pré-fixada de solvente numa

dada temperatura.

É a máxima quantidade

NaCl

Totalmente solúvel em H₂O

grande qtidade. de íons Na+ _Cl-

Sal insolúvel xxxx xxxx

.

.

.

.

.

.

H₂O

_{Pode ser expressa em g/L, mol/L}

ou m

/100 g solvente.

Quanto menor a solubilidade menor será o K

.

NaCl



360 g/L

KClO



80 g/L

AgCl



0,0018 g/L

Ag

CrO



0,0430 g/L

Ex.

(25o_C

em H₂O)

solúveis.

Determinação e significado numérico do K

Na equação do equilíbrio da dissociação tem-se:

1 1 1

AgCl

Ag

_{+ Cl}

S S S

Logo em solução:

[Ag

_{] = [Cl}

_{] = S = 1,26 x 10}

_mols/L

1 L H

O

AgCl

(10,0000 g)

Filtração, secagem e pesagem

da massa não dissolvida

9,9982 g

Logo: 0,0018 g/L foram disssolvidos

1

Então:

[AgCl]

= S =

0,0018 g/L

143,3 g/mol



S

= 1,26 x 10

_mols/L

m_dissolvida/L

Massa molar

Solubilidade

22

Observe que o K

tem uma relação direta com a solubilidade (S).

[AgCl]

= S = [Ag

_{]= [Cl}

_]

Então para o AgCl:

K

= [Ag

_][Cl

_{] = S}

_{S = S}



S

= K

Como 0,0430 g foram dissolvidos em 1 L de H

O, tem-se:

[Ag

CrO

]

=

0,0430 g/L

331,8 g/mol



S = 1,3 x 10

-4

_mols/L

JRM2007

2

Pesagem = 10,0000 g de Ag

CrO

Dissolução = 1 L de H

O

Filtração, secagem e pesagem = 9,9570 g

m = 10,0000 g - 9,9570 g = 0,0430 g

2CrO4 solução

(sólido retido no filtro)

Na equação do equilíbrio da dissociação tem-se:

Logo em solução:

[Ag

_{] = 2S = 2}

_{1,3 x 10}

_mols/L

[CrO

_{= S = 1,3 x 10}

_mols/L

Ag

CrO

2 Ag

_{+ CrO}

S 2 S S

Então: K

=

[Ag

_]

_[CrO

42-

] = (2,6 x 10

)

(1,3 x 10

)

= 8

,8 x 10

K

= [Ag

_]

_[CrO

42-

] = (2S)

(S) = 4S

 S =

3

K

/4

Apesar do K

ser < que o K

o Ag

CrO

é mais

solúvel, ou seja,

Ag₂CrO₄ AgCl

Conclusão: Só se pode comparar K

de espécies de

mesmas fórmulas estequiométricas.

Pergunta-se: Qual sal é mais insolúvel Ag

CrO

ou AgCl?

Composto

K

Ag

CrO

8,8 x 10

AgCl

1,56 x 10

Solubilidade (mol/L)

VALORES DAS CONSTANTES DOS PRODUTOS DE SOLUBILIDADE À 25o_C

K_s

Equilíbrio de solubilidade Equilíbrio de solubilidade K_s Equilíbrio de solubilidade K_s

Para saber qual sal é mais solúvel ou insolúvel

deve-se determinar a sua solubilidade (S)

Alguns tipos comuns de expressões de produto de solubilidade

FÓRMULA EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE EXPRESSÃO PARA Kps

s, a solubilidade molar, é a concentração molar na solução saturada do soluto dissolvido na forma dos íons que são os produtos da reação do equilíbrio de solubilidade.

OBS.: K

é um número muito pequeno, não tem sentido falar

em K

para substâncias solúveis.

Em termos qualitativos: A partir das regras de solubilidade

pode-se dizer se uma substância é solúvel ou insolúvel.

a) Sais derivados de ácidos fortes, em geral, são solúveis

HCl, H

SO

, HNO

,

HI, HBr,

HClO

,

H

MnO

, HMnO

 Todos os nitratos são solúveis



Certos sulfatos são insolúveis: Ba

_{, Sr}

_{, Pb}

_{, Ca}

_{, Ag}

_{, Hg}

22+

(são poucos solúveis)



Cl

_{, Br}

_{, I}

_{, em geral são solúveis}

Exceções: Cl

_/Br

_{: Ag}

_{, Hg}

22+

, Pb

I

_{: Ag}

_{, Hg}

22+

, Pb

,

Hg

, Cu

Cu

_{+ 2 I}

_CuI

2 (marrom)

2 CuI

Cu

I

+ I

Hg

_{+ 2 I}

_HgI

2 (coral)

HgI

+ 2I

[HgI

]



ClO

_{: são solúveis, exceto os de K}

_{e NH}

4+

 Os fluoretos são insolúveis, exceto: Ag

_{, NH}

d) Os hidróxidos, em geral, são insolúveis. Os hidróxidos de NH

_e

dos metais alcalinos são solúveis. Ca(OH)

, Sr (OH)

, e Ba (OH)

são

moderadamente solúveis.

b) Sais derivados de ácidos fracos, em geral, são insolúveis

HCN, H

CO

, H

S,

H

BO

,

H

PO

CN- _{é agente}

complexante

Fe2+ _{+ 2 CN}- _Fe(CN) 2

Fe(CN)₂ + 4 CN- _[Fe(CN) 6]4-

c) Os sais de metais alcalinos, na sua maioria, são solúveis

e)

Os hidrogenosais são todos solúveis.

OBS.: Os fosfatos são insolúveis exceto de NH

_{e dos Me (alcalinos).}

Os sulfetos de metais alcalinos terrosos são solúveis.

Os acetatos e nitritos são solúveis, aqueles formados com Ag

EFEITO DE OUTROS ÍONS NA SOLUBILIDADE

Considerando um sal moderadamente solúvel:

1 L H

O

PbCl

a)

1 L H

O contendo

0,1 mol de Pb

PbCl

b)

Em qual situação o

PbCl

é mais solúvel?

PbCl

Pb

_{+ 2 Cl}

-(H

O pura)

PbCl

Pb

_{+ 2 Cl}

_(H

2

O com Pb

)

Determine a solubilidade molar do PbCl

(K

= 1,6x10

₎

a) H

O pura ; b) Em solução que tem Pb(NO

)

0,1 M.

a) H

O pura:

K

= [Pb

_][Cl

_]

_{= (S)}

_(2S)

_{= 4S}



_1,6x10

S =

1,6x10

/4



S = 1,6x10

mols/L

b)

_PbCl

_Pb

_{+ 2 Cl}

-Início 0 0,1 M 0 Adição (PbCl₂) S 2S (0,1+S) 2S

K

= [Pb

_][Cl

_]

_{= 1,6x10}

_{= (0,1+S)x(2S)}

_{= (0,1)x(2S)}

_{= 0,4S}



S <<<0,1 M



S = 6,0x10

_mols/L

A solubilidade molar do MgF

é 1,2

10

mol/L em H

O pura a 25

C.

Calcule a solubilidade molar do MgF

em solução de NaF 0,1 M à

25

_{C. Dado: K}

s

=6,4 x10

Ex. 2

NaF

Na

_{+ F}

0,1M 0,1M 0,1M

H₂O (completa)

MgF

Mg

_{+ 2 F}

-Início 0 0,1

Adição de MgF₂ S 2S

S (0,1 + 2S)

S <<<0,1 M

(0,1+2S)2_{x(S) =}

_6,4

₁₀

(0,1)2_{x(S) =}

_{6,4 x10}

S =

6,4

10

FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS A PARTIR DE SOLUÇÕES

Ex. 1- 100 mL de solução de Na

SO

0,00075 M é misturado com 50 mL

de solução de BaCl

0,015 M. Ocorrerá a formação de um ppt.?

Dado: K

(BaSO

)

=1,1 x10

a) Qual o número de mols de cada soluto?

 = M

V(L) =

0,00075 x 0,1 = 7,5x10

_mols

 =

0,015 x 0,05 = 7,5x10

_mols

[Na

SO

]

= =

5x10

_mol/L

-5 _mols

0,15 L

[BaCl

]

= =

5x10

_mol/L

7,5x10-4 _mols

0,15 L

Na

SO

2 Na

_{+ SO}

H₂O 100%

5x10-4 _2x5x10-4 _1x5x10-4

BaCl

Ba

_{+ 2 Cl}

H₂O 100%

5x10-3 _1x5x10-3 _2x5x10-3

Para que ocorra a pptação é

necessário que o produto

das [ ]s (Q

) das espécies

envolvidas seja > que o K

Logo, ocorrerá

a pptação do BaSO

Q

> Ks

Q

= 5x10

_x

_5x10

_{= 2,5 x10}

Ex. 2- Qual a [Ba

_{] necessária para iniciar a pptação do BaSO}

4

numa

solução que é 0,0015 M em Na

SO

? Dado: K

(BaSO

)

=1,1 x10

A pptação do BaSO

ocorre a partir do momento em que:

Q

seja exatamente igual a

K

1,1

10

[Ba

_{] [SO}

42-

] =

[Ba

_{] = = =}

[SO

_]

1,1 x10-10

0,0015 M 1,1 x10-10

Satisfaz o K_s

Então para iniciar a pptação do BaSO₄ é necessário que [Ba2+_{]seja > 7,3 x10}-8 _M

Ex3.) Suponha que um analista farmacêutico, empregando NaCl, pretende recuperar prata por precipitação como AgCl a partir de um composto solúvel de prata empregado para o tratamento

de micose. Qual a [Cl-_{] é necessária para diminuir a [Ag}+_{] à 1x10}-9 _M?

Ag+ _{+ Cl}- _{AgCl Ks = [Ag}+ _][Cl-_{] = 1,8x10}-10

Então: [Cl-_{] = 1,8x10}-10_/1x10-9 _{= 0,18 M}

Ex.

2-Adição lenta de Ag+

Cl- _{0,001 M}

Br- _{0,001 M}

I- _{0,001 M}

1,6x10-10 _{5x10-13 8,5x10}-17

AgCl AgBr AgI K_s

a) Calcule a [Ag+] necessária para iniciar a pptação de cada AgX.

b) Calcule a % de I- _{ppt ao se atingir o Ks do AgBr.}

a) [Ag+_{] necessária para iniciar a pptação de cada X}- _será:

[Ag+_{] = Ks/[X}-_]

iii) I-  [Ag+] 8,5x10-14

i) Cl-  [Ag+] 1,6x10-7

ii) Br-  [Ag+] 5x10-10

Para atingir o Ks do AgBr a [Ag+_{] = 5x10}-10 _M

[I-_]

solução = Ks/[Ag+]Br = 8,5x10-17/5x10-10 = 1,7x10-7 M, portanto,

b) % de I- _{ppt. ao se atingir o Ks do AgBr.}

0,017% I- _{não pptou.}

ou está na solução %I_solução = [I

-_]

solução

[I-_]

inicial

1,7x10-7

0,001

= x100

c) %I- _{e a %Br}- _{ppt ao se atingir o Ks do AgCl. Ao atingir o Ks do AgCl a [Ag}+_{] = 1,6x10}-7 _M.

Usando o mesmo raciocínio: %I

-solução = 0,000053% ;

%Br

-solução = 0,31%

2-CONCENTRAÇÃO DE ÍONS APÓS PRECIPITAÇÃO

Em análise quali ou quantitativa considera-se que uma

precipitação foi completa qdo a C

do íon, que está

sob determinação, atingir 10

_{à 10}

_{M ou também qdo}

C

≤

0,001C

. Em outras palavras, 99,9% da

quantidade original do referido íon deve estar no

precipitado.

Se

C

≤

0,001C

a) Qual é a [CO

_{] quando cada cátion (Ag}

_{, Ba}

_{e Sr}

_):

i) Começa a precipitar?

ii) está completamente precipitado?

b) Qual dos cátions está completamente separado dos

outros por pptação fracionada e quais não estão?

Adição lenta de Na₂CO₃

[AgNO₃] = 1,0x10-3 _M

[Ba(NO₃)₂] = 4,0x10-5 _M

[Sr(NO₃)₂] = 3,5x10-2 _M

a) [CO

_{] necessária para iniciar a pptação de cada cátion:}

Ag

CO

: Ks = 8,1x10

_{= [Ag}

_]

_[CO

32-

] = (1,0x10

)

[CO

]

[CO

_{] = 8,1x10}

_M

BaCO

: Ks = 5,1x10

_{= [Ba}

_{] [CO}

32-

] = 4,0x10

[CO

]

[CO

_{] = 1,3x10}

_M

SrCO

: Ks = 1,1x10

_{= [Sr}

_{] [CO}

32-

] = 3,5x10

[CO

]

_[CO

32-

] = 3,1x10

M

b) [CO₃2-_{] necessária para a pptação completa de cada cátion}

(substitua C_final = 0,001C_inicial na expressão do Ks):

Ag₂CO₃: Ks = 8,1x10-12 _=[Ag+_]2 _[CO

32-] = (1,0x10-6)2 [CO32-]  [CO32-] = 8,1 M

BaCO₃: Ks = 5,1x10-9 _{= [Ba}2+_{] [CO}

32-] = 4,0x10-8 [CO32-]  [CO32-] = 0,13 M

SrCO₃: Ks = 1,1x10-10 _=[Sr2+_{] [CO}

32-] =3,5x10-5 [CO32-]  [CO32-] = 3,1x10-6 M

Como a [CO

_]



_{, o SrCO}

3

ppta. 1

qdo [CO

] = 3,1x10

M e a

pptação será completa qdo [CO

_{] = 3,1x10}

_{M. A [CO}

32-

]

continua a



e, à [CO

_{] = 8,1x10}

_{M, o Ag}

2

CO

começa a pptar,

mas a pptação não se completa até [CO

_{] = 8,1 M . No entanto, o}

BaCO

ppt. e sua pptação se completa qdo a [CO

_{] = 0,13 M.}

Dessa forma, apenas o Sr

_{é separado completamente e os íons}

A) Precipitação de hidróxidos metálicos moderadamente solúveis.

Como o agente pptante é o íon OH- _{o início e a completa pptação}  _f([OH- _].

Então pode-se calcular o valor de pH para que a pptação do hidróxido se inicie e finalize.

1) Considere o Mg(OH)₂ Ks = 6,0x10-10 _{e [Mg}2+_{] = 0,01 M.}

EFEITO DO pH DA SOLUÇÃO

ii) Para pptação completa: C_final = 0,001C_inicial [Mg2+_]

final = 10-5 M , logo: [OH-] = Ks/[Mg2+]final = 7,75x10-3 M

pOH = -log 7,75x10-3 M = 2,11  pH = 11,9 (onde a pptação é completa)

Se o pH 11,9 Mg(OH)₂ precipita completamente; para pH entre 11,9 e 10,4 a pptação será incompleta e não há pptação se o pH  10,4.

i) Início da pptação:

[Mg2+_][OH-_]2 _{= Ks = 6,0x10}-10  _[OH-_{] = Ks/[Mg}2+_{] = 2,5x10}-4 _M

pOH = -log 2,5x10-4 _{M = 3,6}  _{pH = 10,4 (onde inicia a pptação.)}

2) No caso do Fe(OH)

(Ks = 3,2x10

_{) ; [Fe}

_{] = 0,01 M}

i) Início da pptação:

3,2x10-38 = [Fe

_][OH

_]



_[OH

_{] = 3,17x10}

_;

pOH = 12,5 ; pH = 1,5

ii) Para pptação completa:

[OH

]

= 3,2x10

/10

= 3,2x10



[OH

] = 3,17x10

;

(*) Os valores experimentais não dizem respeito à conc. 1 M dos cátions correspondentes, mas à sua atividade (a = 1).

(**) Como diversos autores indicam vários valores de K_s destes hidróxidos que diferem bastante um dos outros, nesta tabela está listado o valor que traduz a melhor concordância entre os valores calculados e os valores experimentais.

pH de precipitação de alguns hidróxidos

Fórmula _K

s

Precipitação completa

Calculado

Determinado experimental

mente*

1 M 10-2 _{M 10}-6 _M

[OH-_{] = [NH}

4+] = x Adição de NH₄Cl 0,1M

com NH₄OH 0,1 M

[Mg2+_{] = 0,01 M}

--- --- ---

b)

Adição de NH₄OH 0,1M

[Mg2+_{] = 0,01 M}

--- --- ---

a)

 ppt?

 ppt?

2) Por quê o Mg(OH)₂ não ppta com NH₄OH na presença de NH₄Cl?

a) Numa solução NH₄OH 0,1M qual a [OH-_{]? K}

b = 1,76x10-5

Início 0,1 0 0

NH₄OH NH₄+ _{+ OH}

-K_b = [NH4

+_{] [OH}-_]

[NH₄OH] 

0,1 – x x x

Dissocia/forma x x x

pOH = pK_b + log[NH₄OH]/[NH₄+_]

[OH-_{] = 1,33x10}-3

K_b = [OH

-_]2

[NH₄OH] 

pOH 2,87; pH = 11,13

b) Na adição de NH₄Cl 0,1 M então a [OH-_{] nessa solução tampão será:}

Início 0,1 0 0

Dissocia/forma x x x

NH₄OH NH₄+ _{+ OH}

0,1–x+y 0,1-x+y x-y

Adição de NH₄+ _{0 0,1 0}

Reage/forma y y y

~0,1 _~0,1

[OH-_]2 _[Mg2+_{] = (1,75x10}-5₎2 _{(0,01) = Qs = 2,96 x 10}-12  _Ks

( não há pptação) K_b = [NH4

+_{] [OH}-_]

[NH₄OH]

pOH = pKb + log 1

pOH = pK_b + log[NH₄OH]/[NH₄+_]

[NH₄OH] = [NH₄+_{] = 0,1M}

[OH-_{] = K} b

[OH-_{] = 1,76x10}-5

B) Precipitação de sais poucos solúveis derivados de ácidos fracos

H_yA yH+ _{+ A}y- _(Ka_{) ; X}

yAb yXb+ + bAy- (Ks)

Por exemplo: CdS (K_s = 8x10-27_{) ; MnS (Ks = 2,5x10}-13₎

i) O pH necessário para garantir a pptação total depende

primeiramente do K

do sal.

K_a = = 1,1x10-21

[H+_]2_[S2-_]

[H₂S]

[Cd+2+_{] = 0,01 M}

[Mn+2+_{] = 0,01 M}

[H₂S] = 0,1 M Considere:

a) Para iniciar a pptação do CdS, tem-se:

CdS Cd2+ _{+ S}2-  _[S2-_{] = 8x10}-27_{/0,01 = 8x10}-25

Ka = 1, 1x10-21 _{= [H}+_]2 _8x10-25_/0,1  _[H+_{] = 11,72 M}  _{pH = -1,07}

Para completa pptação do CdS, tem-se:

[Cd2+_{] = 10}-5 _M  _[S2-_{] = 8x10}-27_/10-5 _{= 8x10}-22

b) Para iniciar a pptação do MnS, tem-se:

MnS Mn2+ _{+ S}2-  _[S2-_{] = 2,5x10}-13_{/0,01 = 2,5x10}-11

K_a = 1,1x10-21 _{= [H}+_]2 _2,5x10-11_/0,1  _[H+_{] =2,1x10}-6 _M  _{pH = 5,68}

Para completa pptação do MnS, tem-se:

[Mn2+_{] = 10}-5 _M  _[S2-_{] = 2,5x10}-13_/10-5 _{= 2,5x10}-8

K_a = 1,1x10-21 _{= [H}+_]2 _2,5x10-8_/0,1  _[H+_{] = 6,63x10}-8 _M  _{pH = 7,18}

32

Ácidos Polipróticos

K

é sempre < que K

porque é muito + difícil retirar um

próton para formar uma carga 2- do que para formar espécie

com carga 1-.

H

A H

_{+ HA}

[H+_{] [HA}-_]

[H₂A]

HA- H

_{+ A}

K₂ = [H +_{] [A}2-_]

[HA-_]

H

A 2H

_{+ A}

K

=

[H

_]

_[A

_]

[H

A]

K

= K

K

Exemplos, H

₂

S

H

S H

_{+ HS}

-HS- H

_{+ S}

K

= 1,1x10

K

= 1,x10

33

2) As [ ]s de todas as espécies envolvidas presentes na solução deve ser

consistente com ambas as expressões das ctes. de ionização k

e k

.

3) Como HS

_{é ácido muito + fraco do que H}

2

S. Então o H

é produzido quase que

exclusivamente na 1

_{ionização. Isto é válido somente se K}

2

<<<<

K

(pelo

menos de um fator de 10

_{e 10}

_{, caso contrário a 2}

_{ionização (}



2

até 10%)

pode ser uma fonte de H

_).

4) Apesar da ionização da 2

_{etapa ocorrer a uma extensão muito limitada, esta}

ionização é a única forte de S

Observações em relação ao equilíbrio ácido-base do H

S:

1)

Todas as espécies envolvidas no equilibrio estão presentes numa única fase da

solução. Para qualquer condição de equilibrio cada concentração ([H

S], [H

_{], [HS}

_{] e}

[S

_{]) tem um valor fixo.}

H

S H

_{+ HS}

-HS

_H

_{+ S}

K₁ = 1,1x10-7

K₂ = 1,x10-14

MeS K_s HgS 10-53

CuS 10-36

SnS 10-28

ZnS 10-21

FeS 10-18

MnS 10-13

H₂S 2H+ _{+ S}

2-Me2+ _{+ S}2- _MeS

Me2+ _{+ H}

2S MeS + 2H+

K_a 1/K_s

Precipitação

MeS Me2+ _{+ S}2-

2H+ _{+ S}2- _H

2S

MeS + 2H+ _Me2+_{+ H} 2S

1/K_a K_s

Dissolução

= [H

+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_a K_s

= [H+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_s K_a

K_eq = [H

+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_eq = Ka K_s

K_eq = [Me

2+_][H 2S]

[H+_]2

K_eq = Ks K_a

= [H+_]2 [Me

2+_][H 2S]

K_a

K_s

=

[H+_]2 Ka [Me2+][H2S]

MeS K_s CuS 10-36

ZnS 10-21

H₂S 2H+ _{+ S}

2-Zn2+ _{+ S}2- _ZnS

Zn2+ _{+ H}

2S ZnS + 2H+

K_a 1/K_s

Precipitação

K_eq = [H

+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_eq = Ka K_s

[Zn2+_{] = 10}-3 _M

[H₂S] = 0,1 M

Ka = 1,1x10

+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_a

K_{s [H =} +_]2 (1,1x10

-21₎₍₁₀-3_)(0,1)

(10-21₎ = 1,1x10 -4

[H

_{] = 10}

_M

ZnS Zn2+ _{+ S}2-

2H+ _{+ S}2- _H

2S

ZnS + 2H+ _Zn2+_{+ H} 2S

1/K_a K_s

Dissolução

= [H+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_s K_a

K_eq = [Me

2+_][H 2S]

[H+_]2

K_eq = Ks K_a

=

[H+_]2 Ka [Me2+][H2S]

K_s

MeS K_s CuS 10-36

ZnS 10-21

H₂S 2H+ _{+ S}

2-Zn2+ _{+ S}2- _ZnS

Zn2+ _{+ H}

2S ZnS + 2H+

K_a 1/K_s

Precipitação

JRM2007

K_eq = [H

+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_eq = Ka K_s

[Cu2+_{] = 10}-3 _M

[H₂S] = 0,1 M

Ka = 1,1x10

+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_a

K_{s [H =} +_]2 (1,1x10

-21₎₍₁₀-3_)(0,1)

(10-36₎ = 1,1x10 11

[H

_{] = 3,3x10}

_M

ZnS Zn2+ _{+ S}2-

2H+ _{+ S}2- _H

2S

ZnS + 2H+ _Zn2+_{+ H} 2S

1/K_a K_s

Dissolução

= [H+_]2

[Me2+_][H 2S]

K_s K_a

K_eq = [Me

2+_][H 2S]

[H+_]2

K_eq = Ks K_a

=

[H+_]2 Ka [Me2+][H2S]

K_s

Dissolução de Precipitados

BaCO₃ Ba2+ _{+ CO}

32-

H+ _{+ CO}

32- HCO3-

BaCO₃ + H+ _Ba2+ _{+ HCO} 3-

1/K₂

K_s Ks = 5,1x10-9 K2 = 4,7x10-11

= K_dissolução Ks

K₂

5,1x10

4,7x10

= 11,7

K

=

BaSO₄ Ba2+ _{+ SO}

42-

H+ _{+ SO}

42- HSO4-

BaSO₄ + H+ _Ba2+ _{+ HSO} 4-

1/K₂

K_s Ks = 1,1x10-10 K2 = 1,2x10-2

= K_dissolução Ks

K₂

1,1x10

1,2x10

= 9,2x10

ii) O pH necessário para garantir a pptação total também

depende da K

do ácido:

[Ca2+_{] = 0,01 M}

[H₂CO₃]=[H₂C₂O₄ ] = 0,1 M

Os ânions são derivados de ácidos fracos:

Por exemplo: CaCO₃ (K_s =4, 8x10-9_{) ; Ca}

2C2O4 (Ks = 2,3x10-9)

Considere:

H₂CO₃ 2H+ _{+ CO}

32- (K1 = 4,5x10-7 ; K2 = 4,8x10-11)

H₂C₂O₄ 2H+ _{+ C}

2O42- (K1 = 5,6x10-2 ; K2 = 5,4x10-5)

a) Para iniciar a pptação: CaCO₃ Ca2+ _{+ CO}

32-

[CO₃2-_{] = 4,8x10}-9_{/0,01 = 4,8x10}-7

K_a = 2,16x10-17 _{= [H}+_]2 _4,8x10-7_/0,1  _[H+_{] = 2,12x10}-6 _M  _{pH = 5,67}

Para completa pptação: [Ca2+_{] = 10}-5 _M  _[CO

32-] = 4,8x10-9/10-5 = 4,8x10-4

K_a = 2,16x10-17 _{= [H}+_]2 _4,8x10-4_/0,1  _[H+_{] = 6,72x10}-8 _M  _{pH = 7,17}

b) Para iniciar a pptação: CaC₂O₄ Ca2+ _{+ C}

2O42- 

[C₂O₄2-_{] = 2,3x10}-9_{/0,01 = 2,3x10}-7

K_a = 3x10-6 _{= [H}+_]2 _2,3x10-7_/0,1  _[H+_{] = 1,14 M}  _{pH = -0,058}

Para completa pptação: [Ca2+_{] = 10}-5 _M  _[C

2O42-] = 2,3x10-9/10-5 = 2,3x10-4