Não e diretamente Eletrodeposição, mas vai assistencia-los.
A deposição de metais pode ser feita por mergulho em metal fundido (hot dipping), condensação de vapor metálico, vaporização metálica (metal spraying) e eletrodeposição. Destas coberturas, interessam particularmente as obtidas por eletrodeposição, também chamadas revestimentos galvânicos.
A eletrodeposição é o método mais importante para a produção comercial de películas protetoras. As coberturas por eletrodeposição são de espessuras mais uniformes do que as obtidas por hot dipping, menos porosas do que as vaporizadas, e de maior pureza. O método permite facilmente o controle da espessura da camada depositada.
Os princípios fundamentais do processo são bem conhecidos. Na operação de eletrodeposição, a peça a ser tratada é considerada o cátodo de uma célula eletrolítica que contém uma solução conhecida como banho de deposição.
De acordo com a Lei de Faraday para a eletrólise, a quantidade de todos os elementos liberados no cátodo ou no ânodo durante a eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade que passa através da solução. Desde que no cátodo íons hidrogênio sejam descarregados ao mesmo tempo em que os íons metálicos, a eficiência do processo pode ser, e geralmente é, menor que 100%. De qualquer modo, sob quaisquer condições, a espessura do depósito é proporcional ao tempo de deposição.
A operação satisfatória de um banho de deposição requer o controle de, no mínimo, três variáveis, a saber: composição química do banho, temperatura do banho e densidade da corrente catódica. Estas variáveis exercem influência direta sobre o caráter do depósito e estão relacionadas entre si de tal forma que se uma delas for alterada dever-se-á alterar as outras.
A preparação da superfície dos artigos sobre os quais se deseja efetuar eletrodeposição é extremamente importante para a obtenção de coberturas aderentes, compactas e homogêneas. Inicialmente é fundamental para o êxito da deposição que a peça esteja perfeitamente limpa.c
A eletrólise é um processo muito utilizado pela indústria química, pois ele permite a obtenção de substâncias que não existem livres na natureza, tais como o cloro, o iodo, a soda cáustica, entre outros. A eletrólise é o oposto da pilha, sendo que nesta última se obtém eletricidade por meio de reações de oxirredução, isto é, transforma-se energia química em energia elétrica. Já na eletrólise, a eletricidade é usada para produzir reações de oxirredução e energia química. Daí a origem de seu nome, sendo que eletro significa “corrente elétrica” e lise significa “quebra”. É exatamente isso o que ocorre, a corrente elétrica quebra ou decompõe a substância que está sendo submetida a ela. A pilha é um processo espontâneo, a eletrólise, porém, é um processo não espontâneo, que precisa ser iniciado por meio da corrente elétrica. Existem dois tipos de eletrólise: a ígnea e a em meio aquoso. Neste texto, trataremos do primeiro caso. A diferença entre a eletrólise ígnea e a eletrólise em meio aquoso é a forma em que está a substância que será submetida à corrente elétrica. No caso da eletrólise ígnea, a substância iônica está no estado líquido, ou seja, fundida, sem a presença de água. A palavra “ígnea” vem do latim ígneus, que significa “ardente, inflamado”. Na eletrólise, usa-se um recipiente que é chamado de cuba ou célula eletrolítica, onde são adaptados dois eletrodos por onde passarão a corrente elétrica. Os eletrodos podem ser inertes (não sofrem alteração durante a eletrólise) ou ativos (sofrem algum tipo de alteração durante a eletrólise). Os mais usados são os inertes de platina ou de grafite. Os eletrodos são, então, ligados a uma fonte de corrente contínua (pilha ou bateria). O polo negativo da bateria irá fornecer elétrons para um dos eletrodos, ficando carregado negativamente e atrairá os cátions (íons positivos) da substância fundida. Devido ao fato de atrair os cátions, esse eletrodo negativo é chamado de cátodo. Nele, os cátions recebem elétrons e se reduzem. Já o eletrodo positivo atrai os ânions (íons negativos) e, devido a isso, é chamado de ânodo. Os ânions descarregam seus elétrons no ânodo, sofrendo oxidação.
Nas pilhas, o eletrodo positivo é chamado de cátodo e o negativo é o ânodo. Aqui na eletrólise é o contrário, o ânodo é o polo positivo e o cátodo é o polo negativo. No entanto, nos dois casos, na pilha e na eletrólise, no cátodo há a oxidação e no ânodo há a redução.
Resumidamente, temos:
Outro fato importante é que a pilha ou bateria usada para gerar a corrente elétrica deve ter uma ddp (diferença de potencial) igual ou maior que a diferença de potencial da reação.
Para entender melhor como ocorre o processo da eletrólise e como ela decompõe as substâncias produzindo elementos ou substâncias simples importantes.
Eletrólise em meio Aquoso
A eletrólise em meio aquoso é um processo em que se passa corrente elétrica através de uma solução aquosa, onde existem íons que produzem reações, gerando energia química.
Visto que é necessário que se passe uma corrente elétrica, esse processo não é espontâneo e é exatamente o contrário de uma pilha, que é um equipamento que transforma energia química em elétrica de modo espontâneo.
Na solução aquosa, a substância diluída se dissocia ou ioniza, liberando íons para o meio. Mas existem também os íons provenientes da ionização da água:
Apesar de haver tantos íons na solução, apenas um cátion e um ânion sofrerão a descarga nos eletrodos. Para sabermos quais serão eles, se são os íons da água ou os íons da substância diluída, temos que considerar uma ordem de prioridade, que é dada abaixo:
Observe que os cátions de metais alcalinos, de metais alcalinoterrosos e do alumínio não se descarregam em solução aquosa. Nesses casos, se o meio for neutro, a redução que ocorrerá no cátodo será a da água, mas se for em meio ácido, a redução será a do cátion H+, formando o gás hidrogênio, H2. Se quisermos produzir esses metais alcalinos, alcalinoterrosos e o alumínio, terá que ser por eletrólise ígnea, que ocorre sem a presença de água, com o material fundido.
Os cátions dos demais metais sofrem redução no eletrodo negativo, depositando seu respectivo metal. Por exemplo, se for o cátion prata (Ag1+(aq)), será depositada a prata metálica no eletrodo negativo (Ag0(s)).
Quanto aos ânions, veja que os que são oxigenados e o fluoreto nunca se oxidam em solução aquosa, mas sim os ânions da água. Se o meio for neutro, a água se oxidará no eletrodo positivo, produzindo gás oxigênio; mas se o meio for básico, os seus ânions hidroxila (OH-(aq)) serão oxidados.
Os ânions não oxigenados Cℓ-, Br- e I- oxidam-se gerando no eletrodo positivo as substâncias elementares cloro, bromo e iodo, respectivamente.
Vejamos um exemplo para entender melhor como isso ocorre:
Considere que numa cuba eletrolítica seja colocada uma solução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO4(aq)), com dois eletrodos mergulhados nela. Esses eletrodos estão ligados a um gerador de corrente elétrica, como mostra a figura:
Na solução, temos os íons gerados pelo sulfato de cobre e os da água:
Os cátions disponíveis são Cu2+(aq) e H+(aq). Se olharmos na ordem de facilidade de descarga, o cátion cobre tem maior poder oxidante, sofrendo redução no eletrodo negativo (cátodo) e depositando o metal cobre nele.
Entre os ânions SO2-4(aq) e OH-(aq), os ânions hidroxila têm maior facilidade de oxidação, gerando gás oxigênio no eletrodo positivo (ânodo):
A reação global dessa reação é dada por:
Como produtos dessa eletrólise foram obtidos o cobre metálico e o gás oxigênio. Além disso, a solução é ácida, pois apresenta os íons H+ que não foram reduzidos.
Exercitando:
01)Na eletrólise ígnea do MgCl2, obtiveram-se gás cloro no ânodo e magnésio metálico no cátodo. Para tal processo, indique:
a) As equações que representam as semirreações que ocorrem no cátodo e no ânodo
Resolução:
a)Cátodo: Mg2+(ℓ)+ 2 e-→ Mg(s)
Ânodo: 2Cl-(ℓ) → 2 e- + 1Cl2(g)
Comentário: Nível fácil, fez-se necessária somente conhecimento teorico básico apresentados acima.
02)(UFRGS-RS) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre:
a) Deposição de metais.
b) Uma semirreação de redução.
c) Produção de corrente elétrica.
d) Desprendimento de gás hidrogênio.
e) Corrosão química.
Comentário: Nível fácil. O cátodo é assim chamado porque ele é o polo onde se desprendem os cátions; portanto, onde há ganho de elétrons, há redução. Assim como mostramos no assunto acima.
03) Considere a eletrólise do brometo de cálcio (CaBr2(aq)), feita com eletrodos inertes, em solução aquosa. Determine os cátions e os ânions, respectivamente, que se descarregam primeiro:
Ca2+(aq) e Br-(aq)
Ca2+(aq) e OH-(aq)
H3O+(aq) e Br-(aq)
H3O+(aq) e OH-(aq)
Ca2+(aq) e H3O+(aq) Resolução: Nível intermediário.Os cátions existentes no meio são o Ca2+(aq)(proveniente do brometo de cálcio) e H3O+(aq)(proveniente da água), mas segundo a ordem de facilidade de descarga dos íons em eletrólise aquosa, os cátions de metais alcalinoterrosos (que é o caso do Ca2+(aq)) não se descarregam em solução aquosa. Nesses casos, se o meio for neutro, a redução que ocorrerá no cátodo será a da água, mas se for em meio ácido, a redução será a do cátion H3O+(aq), formando o gás hidrogênio, H2.
Já os ânions existentes no meio são o Br-(aq) (proveniente do brometo de cálcio) e OH-(aq) (proveniente da água). Segundo a ordem de facilidade de descarga dos íons em eletrólise aquosa, os ânions não oxigenados (como o Br-) oxidam-se gerando no eletrodo positivo as substâncias elementares, que nesse caso é o bromo. (vídeo aula e toria acima)
O aço em contato com o meio ambiente tende a se oxidar pela presença de O2 e H2O, começando pela superfície do metal até a sua total deterioração. Algumas soluções reduzem ou mesmo eliminam a velocidade da corrosão, entre elas podemos sugerir a utilização de aços resistentes à corrosão atmosférica, aplicação de zincagem e pintura.
Aços Resistentes à Corrosão Atmosférica
1 - Aços Inoxidáveis
São obtidos pela adição de níquel e cromo, porém seu uso é restrito em edificações.
2 - Aços Patináveis ou Aclimáveis (CORTEN)
São obtidos pela adição de cobre e cromo. Algumas siderúrgicas adicionam níquel, vanádio e nióbio.
São encontrados na forma de chapas, bobinas e perfis laminados. Apresentam resistência à corrosão atmosférica até oito vezes maior que os aços-carbono comuns; resistência mecânica na faixa de 500Mpa e boa soldabilidade.
A sua utilização não exige revestimento contra corrosão, devido a formação da “pátina”(camada de óxido compacta e aderente) em contato com a atmosfera. O tempo necessário para a sua completa formação varia em média de 2 a 3 anos conforme a exposição do aço, ou pré-tratamento em usina para acelerar o processo.
Estudos verificam que os aços apresentam bom desempenho em atmosferas industriais não muito agressivas. Em atmosferas industriais altamente corrosivas seu desempenho é bem menor, porém superior à do aço-carbono. Em atmosferas marinhas, as perdas por corrosão são maiores do que em atmosferas industriais, sendo recomendado a utilização de revestimento.
Cuidados na utilização dos aços patináveis sem revestimento
Devem ser removidos resíduos de óleo e graxa, respingos de solda, argamassa e concreto, bem como a carepa de laminação;
Devem receber pintura regiões de estagnação que possam reter resíduos ou água;
Regiões sobrepostas, frestas, articulação e juntas de expansão devem ser protegidas do acúmulo de resíduos sólidos e umidade.
Materiais adjacentes aos perfis expostos à ação da chuva devem ser protegidas nos primeiros anos devido a dissolução de óxido provocada;
Acompanhamento periódico da camada de pátina, pois caso não ocorra a formação, a aplicação de uma pintura de proteção torna-se necessária.
Utilização dos aços patináveis com revestimento
Devem receber pintura, os aços patináveis utilizados em locais onde as condições climáticas não permitam o desenvolvimento da pátina protetora, quando expostas à atmosfera industrial altamente agressiva, atmosfera marinha severa, regiões submersa e locais onde não ocorram ciclos alternados de molhagem e secagem, ou quando for uma necessidade imposta no projeto arquitetônico.
Os aços patináveis apresentam boa aderência ao revestimento com desempenho duas vezes maior que o aço-carbono comum.
Antes da pintura devem ser removidos resíduos de óleo e graxa, respingos de solda ou quaisquer outros materiais, além de carepas de laminação.
Zincagem
O processo de corrosão dos metais está diretamente relacionado com o potencial de oxidação de eletrodo, que remove os elétrons do ferro formando cátions Fe++, quanto mais positivo for o potencial de oxidação, mais reativo é o metal.
A proteção pelo uso de zinco consiste em combinar o zinco com o ferro, resultando no zinco como anodo e o ferro como cátodo, prevenindo assim a corrosão do ferro, uma vez que o zinco atua como uma barreira protetora evitando a entrada de água e ar atmosférico, além de sofrer corrosão antes do ferro.
Este tratamento garante à peça uma maior durabilidade, já que a corrosão do zinco é de 10 a 50 vezes menor que no aço em área industriais e rurais, e de 50 a 350 vezes em áreas marinhas.
Galvanização
A galvanização é o processo de zincagem por imersão a quente, que consiste na imersão da peça em um recipiente com zinco fundido a 460°C.
O zinco adere à superfície do aço através da formação de uma camada de liga Fe-Zn, sobre a qual deposita-se uma camada de zinco pura de espessura correspondente a agressividade do meio a qual a peça será submetida.
Para garantir uma proteção ainda maior contra a corrosão costuma-se aplicar tintas sobre as superfícies zincadas.
Pintura
A proteção contra corrosão através de pintura consiste em criar uma barreira impermeável protetora na superfície exposta do aço através de aplicação de esmaltes, vernizes, tintas e plásticos, obedecendo as seguintes etapas:
a) Limpeza da superfície: pode ser feita através de escovamento, aplicação de solventes e jateamento;
b) Aplicação de primer: garante aderência a camada subseqüente;
c) Camada intermediária: fornece espessura ao sistema;
d) Camada final: atua como barreira protetora, além da finalidade estética.
Aços - Liga
Com a adição de cobre, cromo, silício, fósforo e níquel são obtidos aços de baixa liga que se caracterizam pela formação de uma película aderente que impede a corrosão, podendo ser empregado sem pintura com restrições em atmosfera marítimas.
Para diminuir o processo de corrosão do aço sob a água ou atmosfera marítima, utiliza-se uma percentagem de 0.1 a 0.2% de cobre.
Para estruturas aparentes deve-se tomar cuidado, uma vez que na primeira fase de corrosão os produtos resultantes do processo podem manchar outros elementos estruturais.
Proteção Contra Incêndio
O aço quando atacado pelo fogo apresenta resistência reduzida e uma redução brusca do seu estado limite de escoamento a partir de 400°C, atingindo valores críticos em temperaturas em torno de 550°C.
Quando recebem proteção adequada para o tempo de duração do fogo, as estruturas metálicas recuperam suas propriedades após cessado a ação do fogo, além das suas funções estáticas.
Na proteção contra incêndio são utilizados alguns materiais como a vermiculita, o gesso e o amianto.
A aplicação do amianto consiste na utilização de um equipamento especial que projeta uma polpa de fibras (amianto) que se adere perfeitamente à superfície onde é aplicado.
A porosidade decorrente do método de aplicação, aliada às propriedades do amianto, torna este material um dos mais eficientes contra o fogo.
Outro material inorgânico também bastante empregado como isolante térmico é a vermiculita, devido a sua baixa condutibilidade térmica.
A vermiculita sob a forma de placas, ou como argamassa com cimento, cal e água. Também empregado sob a forma de argamassa ou placas, temos o gesso armado com fibra, que é bastante utilizado em forros para proteção do vigamento e da laje.
Exercitando:
1) Qual a diferença existente entre corrosão química e corrosão eletroquímica ?
Resolução:
Na corrosão química, há interação direta entre o metal e o meio corrosivo, ausência de água líquida e temperaturas, em geral elevadas; já na corrosão eletroquímica, há formação de uma pilha, com circulação de elétrons na superfície metálica, necessariamente presença de água no estado líquido, e a grande maioria ocorre na temperatura ambiente.
2) Por que erosão (apenas) não é considerada corrosão ? Por que a erosão acelera um processo corrosivo ?
Resolução:
A erosão remove mecanicamente partículas do material. Tem-se um processo eminentemente físico, e não químico ou eletroquímico, que seriam necessários para caracterizar a corrosão. A erosão acelera um processo corrosivo, pois a película produzida pela corrosão é removida pela erosão expondo a superfície a novo desgaste corrosivo.
3) O que é corrosão intergranular ?
Resolução:
É a corrosão que se processa entre os grãos da rede cristalina do material metálico, que perde suas propriedades mecânicas e pode fraturar quando solicitado por esforços mecânicos. Os grãos vão sendo destacados à medida que a corrosão se propaga.
O eletrodo de gás hidrogênio é usado como padrão de referência para se descobrir os potenciais-padrão de redução dos outros eletrodos.
Uma pilha pode ser definida como um equipamento que consegue converter energia química em energia elétrica. Para tal, ela precisa conter dois eletrodos, o cátodo e o ânodo, que são formados por diferentes metais, por onde os elétrons irão fluir gerando a corrente elétrica.
Conforme explicado no texto Diferença de potencial de uma pilha, esse fluxo de elétrons sempre irá correr no sentido do cátodo para o ânodo, isto é, do eletrodo que tem menor potencial de redução para o eletrodo que possui maior potencial de redução. Além disso, foi mostrado o exemplo da pilha de Daniell, que tem a força eletromotriz ou diferença de potencial entre os eletrodos igual a 1,10 V.
Encontramos esse valor diminuindo o potencial-padrão (de redução ou de oxidação) de um eletrodo por outro. No caso dessa pilha, o cátodo é o cobre e o ânodo é o zinco. Os potenciais-padrão de redução de cada um são + 0,34V e – 0,76 V, respectivamente. Fazendo a conta, temos:
Mas daí surge uma questão: De onde surgiram os valores dos potenciais-padrão de redução desses dois metais?
Para poder calcular a força eletromotriz de uma pilha, convencionou-se medir o potencial (de redução e de oxidação) de cada eletrodo em relação a um eletrodo padrão, isto é, um eletrodo que estivesse em condições padrão e que serviria de referência para se comparar com os demais eletrodos.
O escolhido foi o eletrodo de hidrogênio, que é formado por um fio de platina (Pt) com uma placa de platina na ponta dentro de um tubo de vidro que está preenchido com gás hidrogênio (H2) sob pressão de 1 atm. O gás hidrogênio fica adsorvido na placa de platina, que é inerte e não participa da reação. Esse conjunto fica mergulhado numa solução de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L, em temperatura de 25ºC ou 298 K.
Adotou-se por convenção que os potenciais-padrão de redução e de oxidação normais do hidrogênio, medidos em condições padrão, são iguais a zero.
Portanto, ligando o eletrodo de hidrogênio com um eletrodo de outro metal, medimos a diferença de potencial dessa pilha formada com um voltímetro e, então, sabemos o valor do potencial-padrão do metal.
Por exemplo, digamos que formemos uma pilha em que um eletrodo é de zinco e o outro é o de hidrogênio. O valor medido no voltímetro é igual a - 0,76 V.
O fato de ter dado um valor negativo indica que a corrente está fluindo do eletrodo de zinco para o eletrodo de hidrogênio. Isso significa que nesse caso o zinco é o ânodo (polo negativo, onde o zinco metálico sofre oxidação, perdendo elétrons), e o hidrogênio é o cátodo (polo positivo, onde os cátions de hidrogênio sofrem redução, ganhando elétrons).
Sabendo que o potencial-padrão do hidrogênio é igual a zero, podemos descobrir o potencial-padrão do zinco:
Assim, descobrimos que o potencial-padrão de redução do zinco é – 0,76 V. O seu potencial-padrão de oxidação é numericamente igual, mas com sinal contrário, isto é, +0,76 V.
Agora considere uma pilha formada entre o eletrodo de cobre e o de hidrogênio:
Dessa vez, o voltímetro marcou um valor positivo, igual a + 0,34. Isso quer dizer que agora ocorre o contrário da pilha anterior, a corrente está fluindo do eletrodo de hidrogênio para o eletrodo de cobre.
O hidrogênio é o ânodo (polo negativo, onde o gás hidrogênio sofre oxidação, perdendo elétrons), e o cobre é o cátodo (polo positivo, onde os cátions de cobre sofrem redução, ganhando elétrons).
Seguindo o mesmo raciocínio da pilha anterior, temos:
O potencial-padrão de redução do cobre é igual a + 0,36 V e o seu potencial-padrão de oxidação é + 0,36 V.
Desse modo foi possível obter experimentalmente os valores de potenciais-padrão de redução de vários metais e os de oxidação dos seus cátions. Também foram obtidos os potenciais-padrão de oxidação de alguns ametais e de redução de seus ânions. Esses valores estão na tabela abaixo:
01) (VUNESP) A imersão de um fio de cobre num recipiente contendo solução aquosa de cloreto de mercúrio II provoca, depois de algum tempo, o aparecimento de gotículas de um líquido de brilho metálico no fundo do recipiente, e a solução que era inicialmente incolor adquire coloração azul. explique o que aconteceu do ponto de vista químico. Escreva a reação do processo, identificando os produtos formados.
Resolução:
Assim, quando o íon metálico estiver na fila em uma posição à direita do metal (que foi introduzido no recipiente) a reação ocorrerá.
Comentário: Nível intermediário, pois necessita da obtenção de conhecimento a respeito do íons de metal que reagem ou não, e da formação da reação do processo. 02) (Fuvest-SP) Deixando funcionar uma pilha formada por uma barra de chumbo imersa em uma solução de Pb(NO3)2 e uma barra de zinco imersa em uma solução de Zn(NO3)2 separadas por uma parede porosa, após algum tempo a barra de zinco vai se desgastando e a de chumbo ficando mais espessa, em consequência da deposição de átomos neutros no início do de chumbo do experimento, as duas barras apresentavam as mesmas dimensões e o espessamento da barra de chumbo. Qual o sentido do fluxo de elétrons no fio metálico. Resolução: Desgaste da barra de zinco:
Os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o de chumbo.
Comentário: Nível intermediário. O espessamento da barra de chumbo, implica em ganho de massa e portanto ganho de elétrons ,ou seja redução; portanto o desgaste da barra de zinco implica em perda de elétrons , ou seja , em oxidação. Portanto, fez-se necessário o conhecimento a respeito do processo de oxidação e redução.
03) Numa pilha eletroquímica sempre ocorre:
a) Redução no ânodo.
b) Movimentação de elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo para o ânodo.
d) Reação de neutralização.
e) Uma reação de oxirredução.
Resolução: E
Comentário: Nível intermediário. No ânodo ocorre uma oxidação. A movimentação de elétrons ocorre nos eletrodos. A passagem de elétrons é do ânodo para o cátodo. A reação que ocorre é de oxirredução e não de neutralização. Assim como explicamos nos textos e na vídeo-aula anexada.
Em primeira instância podemos afirmar que o produto de solubilidade é uma constante de equilíbrio
específica para eletrólitos fortes.
Por exemplo, o sal apresenta grau de dissociação iônica de 100%, ou seja, sal é um eletrólito forte (independente de ser
muito ou pouco solúvel). Considere então que um sal do tipo AxBy foi utilizado na preparação de uma
solução contendo 0,01 mol desse sal em água suficiente para um litro.
Uma vez que em soluções de eletrólitos fortes, a concentração do reagente tende a zero, esse tipo de equilíbrio depende apenas da concentração dos produtos, porque no sistema “só existem os íons, não existem reagentes”. Dessa forma concluímos que a constante de equilíbrio de soluções de eletrólitos fortes, Kps, depende apenas das concentrações dos íons presentes na solução.
A solubilidade de uma substância em água, por exemplo, pode ser alterada se houver variações de temperatura. Em função disso concluímos que a temperatura é o único fator que altera o produto de solubilidade, Kps.
Se um certo soluto em análise apresenta um determinado Kps, o valor dessa constante de equilíbrio, em uma mesma temperatura, é invariável independente da adição de qualquer outra substância que possa ou não reagir com o soluto em questão.
Exercitando:
01) A solubilidade de um sal AB2 é da ordem de 2 . 10–4 mol/L. Determine sua constante de solubilidade (Kps).
Comentário : Nível fácil, foi fornecida a solubilidade em mol/L e, com base nessa solubilidade, determinamos a constante de equilíbrio Kps, também chamada de produto de solubilidade.
02) A constante de solubilidade de um sal A2B é de 1,08 . 10–13. Determine a solubilidade do sal.
A solubilidade do sal A2B é 3 . 10–5 mol/L
Comentário: Nível intermediário, foi fornecida a constante de solubilidade e, com base nessa constante, determinamos a concentração em mol/L do sal na solução saturada, ou seja, a solubilidade ou coeficiente de solubilidade do sal.
03 ) (Fuvest–SP) A determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0 . 10–2 mol/L. O produto de solubilidade (Kps) desse sal à mesma temperatura é:
a) 4,0 . 10–4
b) 8,0 . 10–4
c) 6,4 . 10–5
d) 3,2 . 10–5
e) 8,0 . 10–6
Comentário: Nível intermediário, foi fornecida a constante de solubilidade e, com base nessa constante, determinamos o produto da solubilidade (Kps) do sal.
