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16.11:

Fatores que Afetam a Solubilidade

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Factors Affecting Solubility

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A solubilidade de um composto iónico pode variar consoante sobre outros solutos presente na solução. O soluto pode ser um íon comum para o composto, ou um ácido ou base. Assim, os dois fatores principais que afetam a solubilidade são o efeito iónico comum e o pH de uma solução.Se cloreto de chumbo for adicionado a uma solução de cloreto de sódio, ambos os sais ionizarão na água, produzindo sódio e catíons de chumbo e o aníon comum, cloreto. Porque os íons do cloreto na solução vêm tanto do completo ionização do cloreto de sódio e a ionização parcial de cloreto de chumbo a sua concentração seria mais alta do que a de qualquer um dos íons de sódio ou os íons de chumbo. Para compensar, o equilíbrio entre o cloreto de chumbo sólido e os seus íons na solução desloca-se para o sal não dissociado, causando mais cloreto de chumbo que fica por dissolver.Assim, a presença de um íon comum diminui a solubilidade de uma substância moderadamente solúvel. Por exemplo, a solubilidade molar, x, do cloreto de chumbo em 0, 100 molar de uma solução de cloreto de sódio pode ser calculada a partir da tabela ICE. A concentração inicial dos íons de chumbo na solução é zero, enquanto o cloreto é 0, 100 molar.Cada molécula de cloreto de chumbo irá dissociar-se num só chumbo e dois íons de cloreto. Assim, a alteração na concentração de íons de chumbo será x e do cloreto será 2x. A concentração de equilíbrio dos íons de chumbo será x, mas para os íons de cloreto, será a soma de 2x e 0, 100.A 25 C, o valor de Ksp para o cloreto de chumbo é 1, 17 10-⁵, e a expressão de equilíbrio é o produto das concentrações de equilíbrio dos íons de chumbo e de cloreto, que é x vezes o quadrado de Porque a Ksp é pequena, 2x é muito menor que 0, 100 molar e a sua soma pode ser aproximado a 0, 100 molar. A substituição no rendimento de expressão 1, 17 10-⁵ igual a x vezes 0, 100 molar ao quadrado. Solucionando para x, a solubilidade molar do cloreto de chumbo em 0, 100 molar cloreto de sódio a solução é 1, 17 10-³ molar.Em comparação com a solubilidade molar do cloreto de chumbo na água, que é 1, 43 10-² molar, o íon comum diminui a solubilidade do cloreto de chumbo 12 vezes. A solubilidade de um pode também ser afetado pelo pH da solução. Consideremos a dissociação parcial do hidróxido de cálcio em íons de cálcio e hidróxido de cálcio.Se o pH for aumentado, em adição ao hidróxido de potássio por exemplo, o íon hidróxido comum irá baixar a solubilidade do hidróxido de cálcio. Inversamente, se o pH é diminuído, acrescentando, por exemplo ácido clorídrico, os prótons combinarão com íons de hidróxidos, baixando a concentração de íons hidróxidos na solução. O equilíbrio da solubilidade do hidróxido de cálcio mudaria então em relação aos produtos, levando a um aumento da solubilidade numa solução ácida.

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Fatores que Afetam a Solubilidade

Em comparação com a água pura, a solubilidade de um composto iónico é menor em soluções aquosas contendo um ião comum (um também produzido por dissolução do composto iónico). Este é um exemplo de um fenómeno conhecido como efeito de ião comum, que é uma consequência da lei de ação das massas que pode ser explicada utilizando o princípio de Le Chȃtelier. Considere a dissolução do iodeto de prata:

Eq1

Este equilíbrio de solubilidade pode ser deslocado pela adição de iões de prata ou iodeto, resultando na precipitação de AgI e na diminuição das concentrações de Ag+ e I dissolvidos. Em soluções que já contêm qualquer destes iões, menos AgI pode ser dissolvido do que em soluções sem estes iões.

Este efeito pode também ser explicado em termos de ação das massas, tal como representado na expressão do produto de solubilidade:

Eq2

O produto matemático das molaridades dos iões de prata e iodeto é constante em uma mistura de equilíbrio, independentemente da fonte dos iões, e assim um aumento na concentração de um ião deve ser equilibrado por uma diminuição proporcional no outro.

O Papel da Precipitação no Tratamento de Águas Residuais

Os equilíbrios de solubilidade são ferramentas úteis no tratamento de águas residuais realizadas em instalações que podem tratar a água municipal em uma cidade ou município. Especificamente, a precipitação selectiva é utilizada para remover contaminantes das águas residuais antes de serem libertadas para corpos naturais de água. Por exemplo, os iões fosfato (PO43−) estão frequentemente presentes na água descarregada das instalações de fabrico. Uma abundância de fosfato faz com que algas cresçam em excesso, o que afeta a quantidade de oxigénio disponível para a vida marinha, assim como torna a água inadequada para consumo humano.

Uma maneira comum de remover fosfatos da água é pela adição de hidróxido de cálcio, ou cal, Ca(OH)2. À medida que a água se torna mais básica, os iões de cálcio reagem com iões fosfato para produzir hidroxiapatita, Ca5(PO4)3·OH, que depois precipita da solução:

Eq3

Como a quantidade de iões de cálcio adicionada não excede os produtos de solubilidade para outros sais de cálcio, os aniões desses sais permanecem para trás nas águas residuais. O precipitado é então removido por filtração, e a água é trazida de volta para um pH neutro pela adição de CO2 em um processo de recarbonização. Outros produtos químicos também podem ser utilizados para a remoção de fosfatos por precipitação, incluindo cloreto de ferro(III) e sulfato de alumínio.

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

Suggested Reading

  1. Koubek, E. "Demonstration of the Common Ion Effect." Journal of chemical education 70, no. 2 (1993): 155.
  2. Amaral, L. F., I. R. Oliveira, R. Salomão, E. Frollini, and V. C. Pandolfelli. "Temperature and common-ion effect on magnesium oxide (MgO) hydration." Ceramics International 36, no. 3 (2010): 1047-1054.
  3. Cassens, Jan, Anke Prudic, Feelly Ruether, and Gabriele Sadowski. "Solubility of pharmaceuticals and their salts as a function of pH." Industrial & Engineering Chemistry Research 52, no. 7 (2013): 2721-2731.