VIII. Precipitados

2938 palavras 12 páginas
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

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