VIII. Precipitados

Princípios Químicos
Revisados

Equilíbrio químico
VIII. Precipitados

Adon A. Gordus
Universidade de Michigan, Ann Arbor, MI 48109

Neste ultimo artigo1 da série sobre equilíbrio químico nós iremos considerar o cálculo das solubilidades em água e soluções tampão. Nós iremos focar em certos precipitados iônicos em água: sais selecionados de ácidos fortes e fracos e hidróxidos selecionados. Consideramos soluções tampão porque seus pHs constantes permitem calcular sua solubilidade com facilidade.
Até mesmo para exemplos de precipitados em água, nós mantemos a álgebra relativamente simples ao fazermos várias suposições. Nós assumimos que nenhuma espécie secundária é formada dos átomos do precipitado, e nós limitamos a discussão no que se refere às reações secundárias para as quais nos referimos à geração de íons hidróxido. Nós calculamos solubilidades apenas quando os íons hidróxido participam do precipitado ou no equilíbrio aquoso ou em ambos é negligenciável. Nós usaremos a molaridade como unidade de concentração ao escrever a constante do produto de solubilidade Kps. Se a solução não é ideal, então a constante de produto de solubilidade que usa a concentração é expressa como

Kps =  Onde Kt é a constante de produto de solubilidade termodinâmica (dada em unidades de atividade) e Kf é a constante2 do coeficiente de atividade. Se a solução é ideal

K f = 1.00 e Kps = Kt

¹Os artigos anteriores são: Gordus, A. A “ I. Thermodynamic Equilibrium Constant” J. Chem. Educ. 1991, 68, 138-140; “II. Deriving and Exact Equilibrium Equation” J. Chem. Educ. 1991, 68, 215-217; “III. A Few Math Tricks” J. Chem. Educ. 1991, 68, 291-293; “IV. Weak Acids and Bases” J. Chem. Educ. 1991, 68, 566-567; “V. Seeing na Endpoint in Acid-base Titration” J. Chem. Educ. 1991, 68, 556-568; “VI. Buffer Solutions” J. Chem. Educ. 1991, 68, 656-658; “VII. pH. Approximations in Acid-Base Titrations” J. Chem. Educ. 1991, 68, 759-761.
²Refere-se ao artigo de rodapé