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Equilíbrio de Solubilidade

Fig.1 - Constantes de produto de solubilidade de várias espécies

O cloreto de prata (AgCl) é uma espécie que se solubiliza pouco. Como está no estado sólido não entra para a fórmula da constante de solubilidade (Kps).

A solubilidade de uma espécie é a quantidade dessa mesma espécie que se dissocia, ou seja, a quantidade de iões que esta dá. Neste caso esta dá iões prata e iões cloreto. Este último dissocia-se completamente, excepto na presença de iões prata, daí esta espécie ser pouco solúvel.

Sendo a quantidades dos iões x:

AgCl _(s)  -->  Ag⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

                          x                x

 K_ps = x . x

Assim pode-se medir a quantidade de iões: x (mol/L ou g/L).

Efeitos na solubilidade:

Fig. 2 - Efeitos na solubilidade do tartarato de potássio K₂C₄H₄O₆

K₂C₄H₄O₆ à 2K⁺ + C₄H₄O₆^-

A solubilidade deste composto diminui à medida que se aumenta a concentração de KCl devido ao chamado efeito do ião comum. Segundo o princípio de Le Chatelier, se se adicionar mais K⁺ à reacção (proveniente da dissociação de KCl) esta tem tendência a deslocar-se no sentido inverso para compensar o excesso de K⁺, ou seja, para gastá-lo.

Em NaCl e MgSO₄ a solubilidade aumenta devido ao efeito do ião distinto. Uma molécula é solúvel quando fica totalmente rodeada pelas moléculas de água (solvente), neste caso, uma vez que o cloreto de sódio e o sulfato de magnésio dissociam-se em iões sódio e cloreto, e magnésio e sulfato, respectivamente, vão, juntamente com as moléculas de água, rodear os iões potássio e tartarato:

-          -  ião cloreto, com carga negativa vai ligar-se e rodear o ião potássio;

-          - ião sódio, com carga positiva, vai ligar-se e rodear o ião tartarato.

O mesmo se passar com o sulfato de magnésio.

Isto vai aumentar a estabilidade dos iões resultantes do tartarato de potássio, fazendo com que este se dissocie mais um pouco, aumentando consequentemente a solubilidade.

Neste efeito está implicada a força iónica da solução (μ), ou seja, a quantidade de iões nela presentes. Neste caso calculava-se da seguinte maneira:

μ = [Na⁺] 1² + [Cl^-] 1²

No entanto, no caso da glucose como solvente, a solubilidade do composto não varia. Isto acontece porque a glucose não se dissocia em iões, logo, não há ligações para estabelecer com os iões resultantes da dissociação do tartarato de potássio.

Volumetria de precipitação

Reacções onde há formação de precipitados, compostos de baixa solubilidade.

É utilizado em titulações - muitas vezes feitas com nitrato de prata - designado assim por argentimetria.

pAg = -log [Ag⁺]

Para titular o ião cloreto, ou seja, tentar descobrir a concentração de cloreto na solução titulada adiciona-se o nitrato de prata. Esta reage com o ião cloreto formando cloreto de prata (AgCl).

Sabendo o volume e concentração do titulante determina-se a concentração de cloreto no titulado.

Fig. 3 - Exemplos de titulações de cloretos com nitrato de prata

• Método de Mohr - ião cromato

Este ião é utilizado como indicador para determinar cloretos, brometos e cianetos com nitrato de prata pois forma um precipitado de cromato de prata, atingindo o ponto de equivalência.

• Método de Volhard - ião ferro III

Adiciona-se prata em excesso à solução. Seguidamente faz-se uma retrotitulação à prata com ião tiocianato, usando o ião ferro III como indicador. Este forma igualmente um precipitado vermelho.

Volumetria de Complexação

Complexos - formados entre iões metálicos e dadores de pares de electrões (ligandos). São muito estáveis.

Exemplo de ligando: Amoníaco

Quelato - quando um ligando estabelece mais que uma ligação a um ião metálico.

Ex: EDTA - forma quelatos até 6 ligações, muito estáveis. É um ligando hexadentado.

Fig. 4 - Possíveis ligações do EDTA a um ião metálico

Constante de formação (Kf) - ao contrário das constantes de acidez e de solubilidade que são constantes de dissociação, esta é uma constante de formação. Valores elevados significam que os complexos são bastante estáveis, ou seja, que há muito complexo formado e poucos iões.

Fig. 5 - Algumas constantes de formação

Volumetria de oxidação-redução

Uma reacção redox é uma reacção onde há transferência de electrões (e-):

- agente oxidante - oxida o outro, reduz-se a ele próprio, recebe electrões, fica negativo;

- agente redutor - reduz o outro, oxida-se a ele próprio, dá electrões, fica positivo.

Esta reacção pode ser separada em semi-equações:

Ce⁴⁺ + e^- --> Ce³⁺                           Fe²⁺ --> Fe³⁺ + e^-

Existe um potencial eléctrico associado ao fluxo de electrões. Cada semi-equação tem um potencial de redução, medido em volts (V). Este potencial dá-nos a capacidade que a espécie tem para se reduzir, quanto maior o potencial maior a capacidade de se reduzir, ou seja, de receber electrões.