16.10: Equilíbrio de Solubilidade

Os equilíbrios de solubilidade são estabelecidos quando a dissolução e precipitação de uma espécie de soluto ocorrem a velocidades iguais. Estes equilíbrios estão na base de muitos processos naturais e tecnológicos, que vão desde a degradação dos dentes até à purificação da água. A compreensão dos factores que afetam a solubilidade de compostos é, portanto, essencial para a gestão eficaz desses processos. Esta secção aplica conceitos e ferramentas de equilíbrio previamente introduzidos aos sistemas que envolvem dissolução e precipitação.

O Produto da Solubilidade

Recorde que a solubilidade de uma substância pode variar de praticamente zero (insolúvel ou pouco solúvel) a infinito (miscível). Um soluto com solubilidade finita pode produzir uma solução saturada quando adicionada a um solvente em quantidade superior à sua solubilidade, resultando em uma mistura heterogénea da solução saturada e no excesso de soluto não dissolvido. Por exemplo, uma solução saturada de cloreto de prata é aquela em que o equilíbrio mostrado abaixo foi estabelecido.

Nesta solução, um excesso de AgCl sólido dissolve e dissocia-se para produzir iões aquosos Ag⁺ e Cl^– à mesma velocidade que estes iões aquosos se combinam e precipitam para formar AgCl sólido. Como o cloreto de prata é um sal moderadamente solúvel, a concentração de equilíbrio dos iões dissolvidos na solução é relativamente baixa.

A constante de equilíbrio para os equilíbrios de solubilidade, como esta, é chamada de constante do produto de solubilidade, K_sp, neste caso

Recorde que somente gases e solutos são representados em expressões de constantes de equilíbrio, de modo que K_sp não inclui um termo para o AgCl não dissolvido.

K_sp e Solubilidade

O K_sp de um composto iónico ligeiramente solúvel pode estar simplesmente relacionado com a sua solubilidade medida, desde que o processo de dissolução envolva apenas dissociação e solvatação, por exemplo:

Para casos como estes, pode-se derivar valores de K_sp das solubilidades fornecidas, ou vice-versa. Os cálculos deste tipo são mais convenientemente realizados utilizando a solubilidade molar de um composto, medida como moles de soluto dissolvido por litro de solução saturada.

Previsão da Precipitação

A equação que descreve o equilíbrio entre carbonato de cálcio sólido e os seus iões solvatados é:

É importante perceber que este equilíbrio é estabelecido em qualquer solução aquosa contendo iões Ca²⁺ e CO₃^2–, não apenas em uma solução formada por água saturada com carbonato de cálcio. Considere, por exemplo, a mistura de soluções aquosas dos compostos solúveis carbonato de sódio e nitrato de cálcio. Se as concentrações de iões de cálcio e carbonato na mistura não produzirem um quociente de reação, Q, que exceda o produto de solubilidade, K_sp, então não ocorrerá precipitação. Se as concentrações de iões produzirem um quociente de reação superior ao produto de solubilidade, então ocorrerá precipitação, diminuindo essas concentrações até que seja estabelecido o equilíbrio (Q = K_sp). A comparação de Q com K_sp para prever a precipitação é um exemplo da abordagem geral para prever a direção de uma reação introduzida pela primeira vez nas aulas sobre o equilíbrio. Para o caso específico dos equilíbrios de solubilidade:

Q < K_sp: A reação prossegue na direção direta (a solução não está saturada; não foi observada precipitação)

Q > K_sp: A reação prossegue na direção inversa (a solução está supersaturada; ocorrerá precipitação)

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 15.1: Precipitation and Dissolution.

O cloreto de sódio é considerado solúvel porque grandes quantidades dissolver-se-ão na água, mas quando o cloreto de chumbo é adicionado à água, apenas uma pequena quantidade se dissolve, enquanto o resto permanece insolúvel. O sólido não dissolvido coexiste com os íons de chumbo e cloreto que estão na solução. Algum do cloreto de chumbo sólido continua a dissolver-se, enquanto alguns dos íons da solução se recombinam para formar um precipitado.

Quando a taxa de dissolução é igual à taxa de precipitação, um equilíbrio de solubilidade é estabelecido. A constante de equilíbrio pode ser calculada a partir das concentrações de equilíbrio dos íons de acordo com a reação da dissolução onde o cloreto de chumbo se dissocia numa só pista e dois íons de cloreto. Assim, o equilíbrio é dado constante pela concentração molar de íons de chumbo multiplicados pela concentração molar de íons de cloreto.

Porque a concentração do cloreto de chumbo sólido permanece constante, é excluídos do cálculo. Esta constante de equilíbrio é chamada produto de solubilidade, denotada por Ksp. A 25 C, a Ksp do cloreto de chumbo é de 1, 17 10-⁵.

O valor da Ksp representa a extensão para a qual um composto pode dissolver-se para formar uma solução aquosa saturada. A uma dada temperatura, o Ksp de um composto é constante. A solubilidade de um composto em mols por litro, conhecido como a solubilidade molar, é frequentemente utilizada para expressar a concentração do sólido dissolvido numa solução saturada.

A solubilidade de um composto pode variar dependendo de fatores, tais como o pH da solução e se houver outros íons presentes. A solubilidade molar de um composto, x, pode ser calculado a partir dos seus Ksp utilizando uma tabela ICE. As concentrações iniciais de íons de chumbo e cloreto os íons na solução são zero.

Em equilíbrio, a concentração molar de íons de chumbo é representada por x, enquanto que de íons cloreto é 2x. A substituição na expressão de equilíbrio, o produto de solubilidade para cloreto de chumbo é igual a x vezes 2x², o que equivale a 4x³. Como a Ksp para o cloreto de Chumbo é 1, 17 10-⁵, x será 1, 43 10-² molar.

Para compostos que tenham a mesma estequiometria de dissociação, tais como o cloreto de chumbo e o fluoreto de cálcio, onde 1 mole de cada composto produz 3 mols de íons dissolvidos, os respetivos valores Ksp podem ser utilizados diretamente para comparar as suas solubilidades relativas.