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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
Departamento de Química Analítica
Química analítica IQA 123
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE DE SAIS
Prof. Celeste Yara dos Santos Siqueira
 De acordo com esse limite, as soluções podem ser classificadas como:
 Insaturada: a quantidade de soluto dissolvida é inferior ao limite de 
solubilidade. Se adicionarmos mais soluto ele dissolverá.
 Saturada: a quantidade de soluto dissolvida é igual ao limite de 
solubilidade e a solução está estável, em equilíbrio com o fase sólida não 
dissolvida. Pode ser obtida pela adição de soluto ao solvente até que a 
dissolução cesse ou aumentando a com contração de íons até que não 
ocorra mais precipitação.
 Supersaturada: contém uma quantidade de soluto dissolvida superior ao 
limite de solubilidade. É uma situação instável. Se perturbado o sistema se 
transforma em uma solução saturada com corpo de fundo (ex. agitação, 
núcleos de cristalização). Essa situação pode ser alcançada quando uma 
solução (solvente+soluto) é aquecida e depois resfriada cuidadosamente.
Lembrando definições da aula de soluções
Curvas de Solubilidade
Nem todas as substâncias se comportam dessa maneira. Ex: Ce2(SO4)3
30g KCl – 100g H2O
Agitar com uma 
colher
a) Solução insaturada
34g KCl – 100g H2O
Agitar
com uma colher
b) Solução saturada
40g KCl – 100g H2O
Agitar
com uma colher
c) Solução supersaturada
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Solubilidade
Solubilidade (S) é a quantidade
máxima de soluto que se dissolve
em uma determinada quantidade de
solvente produzindo uma solução
saturada, a uma dada temperatura
(20oC)
Solubilidade e equilíbrio de solubilidade
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
✓ É O EQUILÍBRIO ENTRE UM ELETRÓLITO POUCO
SOLÚVEL E OS ÍONS QUE ESTE ELETRÓLITO LIBERA EM
SOLUÇÃO.
KCl(s) K+
(aq) + Cl- (aq)
K = [k+] . [Cl-] K . [KCl(s)] = [k+] . [Cl-]
[KCl(s)]
Kps = [k+] . [Cl-]
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Não eletrólitos→ substâncias que não sofrem dissociação em solução aquosa, condutividade =zero
Eletrólitos→ substâncias que sofrem dissociação em solução aquosa, tem condutividade
Constante do Produto de Solubilidade, Kps
Definição
➢ É o nome dado à constante de equilíbrio que reflete
a solubilidade de um composto.
Sólido iônico solução saturada (íons) .
BaSO4(s) Ba2+
(aq) + SO4
2-
(aq)
Kps = [Ba2+] . [SO4
2-] = s . s
Kps = s2 
Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+
(aq) + 2PO4
3-
(aq)
Kps = [Ca2+]3 . [PO4
3-]2 = (3s)3 . (2s)2
Kps = 108s5
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Princípio do produto de solubilidade
➢ “Em uma solução saturada de um eletrólito pouco
solúvel, o produto das concentrações molares dos
íons (mol/L), elevadas a potencias apropriadas é
constante, para uma dada temperatura,
independentemente de outros eletrólitos
presentes na solução”. (Nernst, 1889)
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Produto de solubilidade e solubilidade
1º Ex.: 1AgCl(s) 1Ag+
(aq) + 1Cl- (aq)
1 mol de Ag+ é formado para cada mol de AgCl, em
solução aquosa. Portanto, a solubilidade (s) do AgCl =
[Ag+]. [Cl-], sendo que a [Ag+] = [Cl-]:
Kps = [Ag+].[Cl-]  Kps = s . s  Kps = s2 KpsS =
1AgCl(s)  1Ag+
(aq) + 1Cl- (aq)
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Kps = [Ca2+] . [F-]2
Kps = 1S1 . (2S)2  1S1 . 4s2
Kps = 4S3
S =Kps / 4
CaF2(s) Ca2+
(aq) + 2F-
(aq)
  
1 mol 1 mol 2 moles
A solubilidade do CaF2 [Ca2+]=S e [F-]=2s
Exemplo
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Exercício Determinou-se experimentalmente que a
solubilidade do cloreto de AgCl a 25oC é de 1,9.10-4 g
por 100mL. Calcule o seu Kps.
PM = 143,32g.mol-1
AgCl(s) Ag+ 
(aq) + Cl- (aq)
  
1 mol 1mol 1mol
Kps = [Ag+] . [Cl-]
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Exercícios: Cálculos de Kps a partir da Solubilidade
a) Calcular a molaridade da solução de AgCl
1,9.10-4g em 100mL
M = m
PM . V
M = 1,9.10-4 / (143,32 . 0,1) = 1,33.10-5mol.L-1
b) Calcular Kps
[Ag+] = [Cl-] = 1,33.10-5mol/L
Kps = [Ag+] . [Cl-]
Kps = (1,33.10-5mol/L) . (1,33.10-5mol/L) = 1,74 . 10-10
Exercícios: Cálculos de Kps a partir da Solubilidade
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Produtos de solubilidade, solução aquosa, 25ºC
Nome do composto
Fórmula do 
sal
Kps
Cloreto de chumbo PbCl2 1,7. 10-5
Carbonato de bário BaCO3 8,1.10-9
Carbonato de cálcio CaCO3 4,8.10-9
Cloreto de prata AgCl 1,8.10-10
Cloreto de mercúrio I Hg2Cl2 3,5.10-18
Hidróxido de alumínio Al(OH)3 8,5.10-23
Hidróxido de ferro Fe(OH)3 3,8.10-38
Sulfeto de cobre (II) CuS 1,0.10-44
Sulfeto de mercúrio HgS 4,0.10-54
Sulfeto de zinco ZnS 1,0.10-23
Valores de Kps de alguns sais
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Quanto maior o valor do Kps mais solúvel é o sal
Substâncias e íons
Fórmula 
geral
Solubilidade
Exceção 
(insolúveis)
Ácidos orgânicos R-COOH solúveis --------
Metais alcalinos solúveis Li+
Nitratos Mn+NO3
- solúveis ---------
Acetatos R-COO-Mn+ solúveis R-COO-Ag+
Sulfetos Mn+S2- Insolúveis
Hidróxido de 
metais alcalinos 
e NH4
Cloreto, Brometo e 
Iodeto
Mn+X- solúveis
Iodetos e 
cloretos de Pb2+, 
Ag2
2+, Hg2
2+
Carbonatos e sulfitos
Mn+CO3
Mn+SO3
2- Insolúveis
Carbonatos e 
sulfitos de 
metais alcalinos 
e NH4
Hidróxidos Mn+(OH)n- Insolúveis 
Hidróxido de 
metais alcalinos 
e NH4
Regras de solubilidade
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Se:
[Ba2+] . [SO4
2-] Kps  solução supersaturada
Kps e formação de precipitado
BaSO4(s) Ba2+
(aq) + SO4
-2 
(aq)
[Ba2+] . [SO4
-2] = Kps
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Exercício 3: 10 mL de NaCl 0,010 M é adicionado a
10 mL de AgNO3 0,2 M. Ocorrerá formação de
precipitado? (Kps AgCl= 1,7 .10-10) .
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(aq?) ou (s?) + NaNO3(aq)
AgCl Ag+ + Cl-
Kps = [Ag+] . [Cl-]
Produto de solubilidade e o Quociente da reação
Lembrete:
Molaridade (M) = mol.L-1 ou mol/L
1Litro -10000mL
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a) Calcular a molaridade (M) da solução diluída
Mi .Vi = Mf . Vf
[Ag+]  0,20 . 0,010 = Mf. 0,020 Mf = 0,1 M
[Cl-]  0,010 . 0,010 = Mf. 0,020 Mf. = 5.10-3M
b) Calcular o quociente da reação (Q)
Qps = [Ag+] . [Cl-]
Qps = [0,1] . [5,0x10-3]
Qps = 5,0x10-4
Qps (5,0x10-4) > Kps (1,7x10-10)
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➢ Se Qps = Kps  a solução é saturada.
➢ Se Qps Kps  a solução é supersaturada.
Considerações sobre as relações entre 
Kps e Qps
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Exercício 4. Misturam-se 200 mL de BaCl2 0,004M
com 600mL de K2SO4 0,0080M. Haverá formação de
precipitado? Kps BaSO4 = 1,1 x 10-10 .
BaCl2 + K2SO4 BaSO4 + 2KCl 
BaSO4 Ba2+ + SO4
2-
Kps = [Ba2+] . [SO4
2-]
Produto de solubilidade e o Quociente da reação:
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Ba2+ SO4
2-
Mi .Vi = Mf . Vf
0,004 . 200 = Mf . 800
Mf = 0,001 M
Mi .Vi = Mf . Vf
0,008 . 600 = Mf . 800
Mf = 0,006 M
Qps = [Ba2+] . [SO4
2-]
Qps = (0,001) . (0,006)
Qps = 6,0.10-6
Qps (6,0.10-6) > Kps (1,1 x 10-10)

Ocorrerá precipitação
Produto de solubilidade e o Quociente da reação:
Exercício 4
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Fatores que afetam a Solubilidade
Fatores Físicos
Fatores Químicos
Temperatura
Natureza do solvente
Tamanho da Partícula
Força Iônica
Efeito do Íon Comum 
Reações Ácido base – Efeito do pH
Reações de formação de complexos 
Fatores que afetam a solubilidade
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I) Pressão: Não exerce efeito significativo.
II) Temperatura: solubilidade aumenta com o
aumento da temperatura se a dissolução for
endotérmica (Princípio de Le Chatelier). Se a
dissolução for exotérmica, ocorre o contrário.
Quando a quantidade de calor absorvida em (a) é maior que a despendida em (b),
o processo de dissolução é ENDOTERMICA → Solubilidade aumenta com a
temperatura
AB (s) +  H = A + + B-
Quando a quantidade de calor liberado em (b) é maior que a despendida em (a), o
processo de dissolução e dissociação é EXOTERMICO → Solubilidade diminui
com a temperatura
AB (s) = A + + B- +  H 
EFEITO DA TEMPERATURA
Durante a dissolução e a dissociação de um sólido ocorrem dois processos que
envolvem a absorção e desprendimento de calor.
a) Separação de íons ou moléculas do soluto → para isso é necessário
absorção de calor
b) Solvatação (hidratação dos íons) → envolve o desprendimento de calor
(íon hidratado é mais estável)
✓ na temperatura de 50°C, a quantidade máxima de KNO3 que se
dissolve em 100g de água são 80 g. A solução em questão é saturada.
✓para obtermos uma solução saturada KNO3 a 80 °C, teria que
dissolver 160 g de KNO3 em 100 g de água.
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Constante Dielétrica () é a medida do efeito de um meio
sobre a interação entre cargas opostas
Em meios com alta , a atração entre íons de carga opostas
diminui e fica mais fácil separa-los, favorecendo o processo de
dissolução/ dissociação
Lei de Coulomb : F= q1 . q2 / r2 . 
Solvente 
H20 80
Metanol 32,3
Etanol 25
Acetona 21,3
Efeito da natureza do solvente
Exemplo da prática: teste do sódio com uranil e álcool etílico→ diminui a 
solubilidade
Efeito do íon comum
✓ Lei das Ação das Massas descrita no princípio de
Le Chatelier.
O efeito do íon comum é
responsável pela redução da
solubilidade. A solubilidade
diminui devido a presença de um
segundo soluto que contenha um
íon igual a um de seus próprios
íons (Princípio de Le Chatelier,
V1