Quando a uma solução é adicionada mais uma quantidade do sal que a originou, passa a existir um equilíbrio entre a fase sólida (sal) e a aquosa (iões do sal):
$$\text{A}_{\text{a}}\text{B}_{\text{b}}\text{(s)}\rightleftarrows\text{a A}^{\text{b+}}\text{(aq) + b B}^{\text{a-}}\text{(aq)}$$
A este equilíbrio chama-se equilíbrio de solubilidade, e a constante de equilíbrio passa a ser chamada
|
PRODUTO DE SOLUBILIDADE O produto de solubilidade, \(K_{s}\), é igual ao produto das concentrações dos iões na solução saturada, elevadas aos coeficientes estequiométricos da reação do equilíbrio: $$K_{s}=[\text{A}^{\text{b+}}]^{\text{a}} \; [\text{B}^{\text{a-}}]^{\text{b}}$$ |
A constante de solubilidade só depende da temperatura.
Constantes de solubilidade com valores baixos são representativas de sais pouco solúveis.
Formação de precipitados
O produto iónico, \(K_{i}\), é o produto das concentrações dos iões presentes numa solução, elevadas aos coeficientes estequiométricos da equação de dissolução.
Comparando o valor de \(K_{i}\) com o valor de \(K_{s}\), se:
\(K_{i}<K_{s}\) - a solução é insaturada, não há formação de precipitado;
\(K_{i}=K_{s}\) - a solução está saturada;
\(K_{i}>K_{s}\) - a solução está sobressaturada, há formação de precipitado do sal até que \(K_{i}=K_{s}\).
