Estudo da solubilidade de alguns sais em água, Notas de estudo de Tecnologia Industrial
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Estudo da solubilidade de alguns sais em água, Notas de estudo de Tecnologia Industrial

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Para compreender o conceito de reacção de precipitação é necessário considerar as noções básicas de dissolução e de solubilidade de sais em água. O fenómeno de dissolução resulta de uma interacção soluto ? solvente. Quando uma substância (o soluto) se dissolve noutra (o solvente), as partículas do soluto interagindo com as partículas do solvente dispersam-se neste último. Pode imaginar-se que o processo de dissolução envolve três situações distintas. Inicialmente ocorre separação das partículas do solvente, seguidamente ocorre a separação das partículas do soluto e finalmente as partículas do soluto e do solvente misturam-se.
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ESTUDO DA SOLUBILIDADE DE ALGUNS SAIS EM GUA

ESTUDO DA SOLUBILIDADE DE ALGUNS SAIS EM ÁGUA

INTRODUÇÃO

Para compreender o conceito de reacção de precipitação é necessário considerar

as noções básicas de dissolução e de solubilidade de sais em água.

O fenómeno de dissolução resulta de uma interacção soluto – solvente. Quando

uma substância (o soluto) se dissolve noutra (o solvente), as partículas do soluto

interagindo com as partículas do solvente dispersam-se neste último.

Pode imaginar-se que o processo de dissolução envolve três situações distintas.

Inicialmente ocorre separação das partículas do solvente, seguidamente ocorre a

separação das partículas do soluto e finalmente as partículas do soluto e do solvente

misturam-se.

Os sais são compostos formados por iões (catiões e aniões). As ligações que se

estabelecem entre os iões são ligações fortes, designadas por ligações iónicas. Ao

contrário das ligações covalentes, onde predomina a partilha de electrões, nas ligações

iónicas as forças electrostáticas são responsáveis pela atracção entre os iões positivos

(catiões) e os iões negativos (aniões). Nos sais, os iões positivos e negativos agrupam-se

em redes iónicas (redes cristalinas), numa organização que pode tomar variadas formas.

Um dos exemplos mais comuns consiste a estrutura cúbica característica dos cristais de

cloreto de sódio, entre outros.

Quando uma substância iónica, como o cloreto de sódio, dissolve-se em água,

desfaz-se a malha tridimensional dos iões no cristal, ou seja, os iões Na+ e Cl – separam-

se. Esta separação ocorre devido à interacção com as moléculas do solvente polar – a

água. As atracções do tipo ião – dipolo, que se estabelecem entre os iões Na+ e Cl – com

a água, são suficientemente fortes para separar os iões do cristal. Chama-se hidratação a

este método de dissolução denomina-se, que consiste num processo no qual um ião é

rodeado por moléculas de água.

A solubilidade dos sais em água pode ser definida pela quantidade máxima de

soluto que se consegue dissolver em água de modo a perfazer 1 dm3 de solução

saturada, ou então, é a concentração de soluto numa solução saturada, a uma dada

temperatura.

Uma solução saturada é uma solução, que a uma dada temperatura e pressão,

contém dissolvida a quantidade máxima de soluto num determinado volume de

solvente. Quando um sal é pouco solúvel num dado solvente a solução fica saturada

com uma pequena quantidade de soluto. Embora a solução seja muito pouco

concentrada, esta fica saturada. Por outro lado, quando um sal é muito solúvel num dado

solvente a solução fica saturada apenas com uma grande quantidade de soluto. Esta

solução fica saturada e, além disso, é muito concentrada. Note-se que o conceito solução

saturada é distinto do conceito solução concentrada.

A água pode ser considerada um bom solvente, dado que, devido à sua natureza,

dissolve um elevado número de substâncias. Todavia, não é um solvente universal, pois

não existem solventes universais, isto é, não existem solventes que dissolvam todas e

quaisquer substâncias. Visto que a água é um solvente polar, a solubilidade de uma

substância em água depende do tipo de unidades estruturais que essa substância possui

(isto é o que condiciona a interacção soluto – solvente). Geralmente, as substâncias

covalentes polares e substâncias iónicas (sais e/ou hidróxidos) dissolvem-se em água.

Por outro lado, as substâncias iónicas podem ser pouco, moderadamente ou muito

solúveis em água.

As substâncias covalentes apolares não se dissolvem ou dissolvem-se pouco em

água.

Usualmente, um solvente polar dissolve um soluto polar (ou iónico) e um

solvente apolar dissolve um soluto apolar.

Contudo, a solubilidade não depende apenas do tipo de unidades estruturais da

substância que constitui o soluto, mas também depende de outros factores, tais como:

A concentração – Ao aumentar a concentração dos reagentes faz-se

com que o equilíbrio evolua no sentido directo, produzindo uma

maior quantidade de produtos. Na existência de uma maior

quantidade de iões, estes, por sua vez, combinam-se para formar um

precipitado, até atingir o equilíbrio.

A temperatura – quando a dissolução é um processo endotérmico, a

solubilidade aumenta com o aumento de temperatura; quando a

dissolução é um processo exotérmico, a solubilidade diminui com o

aumento temperatura.

A pressão – como a pressão é directamente proporcional à

temperatura pode dizer-se que quando a dissolução é um processo

endotérmico, a solubilidade aumenta com o aumento de pressão;

quando a dissolução é um processo exotérmico, a solubilidade

diminui com o aumento pressão.

Outro facto importante é que o estado de divisão de um sal e agitação da solução

não aumentam a solubilidade de um sal, apenas interferem no tempo de dissolução

(aumentam a rapidez com que o sal se dissolve no solvente), mantendo a temperatura e

a pressão constantes.

Numa solução aquosa saturada de um sal estabelece-se um equilíbrio dinâmico

entre o precipitado e os iões dissolvidos presentes na solução saturada e existe uma

troca recíproca entre iões da rede cristalina e da solução.

Considere-se, por exemplo, uma solução aquosa de sulfato de bário, a uma

determinada temperatura e a uma determinada pressão.

Se lhe for adicionado com agitação, mais sulfato de bário sólido, verifica-se que,

a partir de um determinado instante, já não é possível dissolver mais sulfato de bário. A

essa determinada temperatura a solução fica saturada. É exactamente a partir deste

instante, que o sal começa a depositar-se no fundo do recipiente sem se dissolver, isto é,

precipita. A este sal que se deposita no recipiente chama-se precipitado. Estabelece-se

então um equilíbrio dinâmico entre o sulfato de bário que não se dissolveu [BaSO4 (s)] e

os iões Ba2+ (aq) e SO42- (aq), em solução:

BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + SO42- (aq) H2O

O equilíbrio que se estabelece é um equilíbrio heterogéneo, isto é, é um

equilíbrio químico em que as espécies químicas envolvidas não se encontram todas no

mesmo estado físico.

Designando por s a solubilidade do sal, e atendendo à estequiometria da reacção

química traduzida pela equação anterior, pode escrever-se:

s (BaSO4) = [Ba2+]eq= [SO42-]eq

Atendendo a que nos equilíbrios heterogéneos se considera constante a

concentração das espécies químicas no estado sólido e líquido, a expressão da constante

de equilíbrio, para o equilíbrio ilustrado no exemplo anterior, é:

Ks = [Ba2+]eq [SO42-]eq Onde Ks representa a constante de produto de solubilidade ou meramente o

produto de solubilidade.

O produto de solubilidade, como constante de equilíbrio que é, só depende da

temperatura.

Depois de se ter analisado resumidamente as noções básicas ligadas ao conceito

de solubilidade está-se em condições de definir reacção de precipitação.

Uma reacção de precipitação é uma reacção que é caracterizada pela formação

de um composto insolúvel (precipitado) que se separa da solução (Chang, 1994). Estas

reacções ocorrem, geralmente, entre compostos iónicos.

Torna-se oportuno e útil a possibilidade de poder agrupar alguns sais mais

comuns de acordo com a sua solubilidade em água.

Pretende-se com a realização desta actividade laboratorial, estudar

qualitativamente a solubilidade de alguns sais em água, isto é, pretende-se obter sais

pouco solúveis em água a partir de soluções aquosas de sais muito solúveis em água.

Ao juntar determinadas soluções aquosas de sais muito solúveis poderá ocorrer

uma reacção de precipitação. Consoante os iões presentes nas duas soluções aquosas

poderá haver tendência para dois deles se combinarem formando um sal pouco solúvel

em água. Tudo isto depende da solubilidade do sal a obter ou, então, do seu produto de

solubilidade.

Nesta actividade laboratorial procede-se à junção das seguintes soluções

aquosas:

Solução aquosa de carbonato de cálcio com as soluções aquosas de cloreto

de sódio, de carbonato de sódio, de hidróxido de sódio, de sulfato de

potássio, de cromato de potássio e, por fim, de iodeto de potássio. A junção

destas soluções aquosas, de acordo com a solubilidade dos sais envolvidos,

promove a ocorrência das reacções químicas traduzidas pelas equações

químicas:

CaCl2 (aq) + NaCl (aq) Ca2+ (aq) + Na+ (aq) + 3Cl- (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

CaCl2 (aq) + Na2CO3 (aq) CaCO3(s) + 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)

Obtém-se um precipitado de carbonato de cálcio.

CaCl2 (aq) + 2NaOH (aq) Ca(OH)2 (s) + 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)

Obtém-se um precipitado de hidróxido de cálcio.

CaCl2 (aq) + K2SO4 (aq) CaSO4 (s) + 2Cl- (aq) + 2K+ (aq)

Obtém-se um precipitado de sulfato de cálcio.

CaCl2 (aq) + K2CrO4 (aq) Ca2+ (aq) + CrO42- (aq) + 2Cl- (aq) + 2K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

CaCl2 (aq) + KI (aq) Ca2+ (aq) + I- (aq) + 2Cl- (aq) + K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

Solução aquosa de cloreto de bário com as soluções aquosas de cloreto de

sódio, de carbonato de sódio, de hidróxido de sódio, de sulfato de potássio,

de cromato de potássio e, por fim, de iodeto de potássio. A junção destas

soluções aquosas, de acordo com a solubilidade dos sais envolvidos,

promove a ocorrência das reacções químicas traduzidas pelas equações

químicas:

BaCl2 (aq) + NaCl (aq) Ba2+ (aq) + 3Cl- (aq) + Na+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

BaCl2 (aq) + Na2CO3 (aq) BaCO3(s) + 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)

Obtém-se um precipitado de carbonato de bário.

BaCl2 (aq) + 2NaOH (aq) Ba(OH)2 (s) + 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)

Obtém-se um precipitado de hidróxido de bário.

BaCl2 (aq) + K2SO4 (aq) BaSO4 (s) + 2K+ (aq) + 2Cl- (aq)

Obtém-se um precipitado de sulfato de bário.

BaCl2 (aq) + K2CrO4 (aq) BaCrO4 (s) +2K+ (aq) + 2Cl- (aq)

Obtém-se um precipitado de cromato de bário.

BaCl2 (aq) + KI (aq) Ba2+ (aq) + I- (aq) + 2Cl- (aq) + K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

Solução aquosa de sulfato de zinco com as soluções aquosas de cloreto de

sódio, de carbonato de sódio, de hidróxido de sódio, de sulfato de potássio,

de cromato de potássio e, por fim, de iodeto de potássio. A junção destas

soluções aquosas, de acordo com a solubilidade dos sais envolvidos,

promove a ocorrência das reacções químicas traduzidas pelas seguintes

equações químicas:

ZnSO4 (aq) + NaCl (aq) SO42- (aq) + Zn2+ (aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

ZnSO4 (aq) + Na2CO3 (aq) ZnCO3(s) + 2Na+ (aq) + SO42- (aq)

Obtém-se um precipitado de carbonato de zinco.

ZnSO4 (aq) + 2NaOH (aq) Zn(OH)2 (s) + 2Na+ (aq) + SO42- (aq)

Obtém-se um precipitado de hidróxido de zinco.

ZnSO4 (aq)) + K2SO4 (aq) Zn2+ (aq) + 2SO42- (aq) + 2K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

ZnSO4 (aq) + K2CrO4 (aq) Zn2+ (aq) + CrO42- (aq) + SO42- (aq) + 2K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

ZnSO4 (aq) + KI (aq) Zn2+ (aq) + I- (aq) + SO42- (aq) + K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

Solução aquosa de sulfato de cobre (II) com as soluções aquosas de cloreto

de sódio, de carbonato de sódio, de hidróxido de sódio, de sulfato de

potássio, de cromato de potássio e, por fim, de iodeto de potássio. A junção

destas soluções aquosas, de acordo com a solubilidade dos sais envolvidos,

promove a ocorrência das reacções químicas traduzidas pelas seguintes

equações químicas:

CuSO4 (aq) + NaCl (aq) Cu2+ (aq) + SO42- (aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

CuSO4 (aq) + Na2CO3 (aq) CuCO3 (s) + 2Na+ (aq) + SO42- (aq)

Obtém-se um precipitado de carbonato de cobre (II).

CuSO4 (aq) + 2NaOH (aq) Cu(OH)2(s) + 2Na+ (aq) + SO42- (aq)

Obtém-se um precipitado de hidróxido de cobre (II).

CuSO4 (aq) + K2SO4 (aq) Cu2+ (aq) + 2SO42- (aq) + 2K+ (aq)

Não se obtém nenhum precipitado.

CuSO4 (aq) + K2CrO4 (aq) CuCrO4 (s) + SO42- (aq) + 2K+ (aq)

Obtém-se um precipitado de cromato de cobre (II).

CuSO4 (aq) + 2KI (aq) CuI2 (s) + SO42- (aq) + 2K+ (aq)

Obtém-se um precipitado de iodeto de cobre (II).

Solução aquosa de nitrato de prata com as soluções aquosas de cloreto de

sódio, de carbonato de sódio, de hidróxido de sódio, de sulfato de potássio,

de cromato de potássio e, por fim, de iodeto de potássio. A junção destas

soluções aquosas, de acordo com a solubilidade dos sais envolvidos,

promove a ocorrência das reacções químicas traduzidas pelas seguintes

equações químicas:

AgNO3 (aq) + NaCl (aq) AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de cloreto de prata.

2AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) Ag2CO3(s) + 2Na+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de carbonato de prata.

AgNO3 (aq) + NaOH AgOH (s) + Na+ (aq) + NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de hidróxido de prata.

2AgNO3 (aq) + K2SO4 (aq) Ag2SO4 (s) + 2NO3- (aq) + 2K+ (aq)

Obtém-se um precipitado de sulfato de prata.

2AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq) Ag2CrO4 (s) + 2K+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de cromato de prata.

AgNO3 (aq) + KI (aq) AgI (s) + K+ (aq) + NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de iodeto de prata.

Solução aquosa de nitrato de chumbo (II) com as soluções aquosas de

cloreto de sódio, de carbonato de sódio, de hidróxido de sódio, de sulfato de

potássio, de cromato de potássio e, por fim, de iodeto de potássio. A junção

destas soluções aquosas, de acordo com a solubilidade dos sais envolvidos,

promove a ocorrência das químicas traduzidas pelas seguintes equações

químicas:

Pb(NO3)2 (aq) + 2NaCl (aq) PbCl2 (s) + 2Na+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de cloreto de chumbo (II).

Pb(NO3)2 (aq) + Na2CO3 (aq) PbCO3(s) + 2Na+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de carbonato de chumbo (II).

Pb(NO3)2 (aq) + 2NaOH Pb(OH)2 (s) + 2Na+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de hidróxido de chumbo (II).

Pb(NO3)2 (aq) + K2SO4 (aq) PbSO4 (s) + 2K+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de sulfato de chumbo (II).

Pb(NO3)2 (aq) + K2CrO4 (aq) PbCrO4 (s) + 2K+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de cromato de chumbo (II).

Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) PbI2 (s) + 2K+ (aq) + 2NO3- (aq)

Obtém-se um precipitado de iodeto de chumbo (II).

Esta actividade teve por base uma proposta da autora deste trabalho (2006).

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