Equílibrio Iônico

Equílibrio Iônico

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EQUILÍBRIO IÔNICO

Equilíbrio químico que se estabelece entre as moléculas não ionizadas e os íons resultantes da ionização. O equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico no qual, além de moléculas, estão presentes íons. Ocorre particularmente nos processos de dissociação de: I - ácidos fracos; II - bases fracas e III – água.

Nos ácidos e bases fortes a dissociação é quase completa, não ocorrendo, pois, um estado de equilíbrio. Ácidos fortes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 .

Bases fortes: alcalinas e alcalino-terrosas.

Ex: Ácido forte: HCl (aq) H(aq)+ + Cl(aq)-

Base forte: NaOH (aq) Na(aq)+ + OH(aq)-

(predominam espécies iônicas)

Em resumo: Não se define equilíbrio iônico para compostos tipicamente iônicos, ou seja, bases fortes e sais solúveis provenientes de reações de ácido forte com base forte, pois sua dissociação é considerada 100% e, portanto, o sistema é simples e não reversível, sendo assim, jamais entrará em equilíbrio.

Dissociação de ácidos ou bases fracas

Nesse caso, ao ser dissolvido em água, haverá um predomínio de moléculas, ao contrário do que ocorreria para um ácido ou base forte.

Exemplos:   HCN (aq)             H +(aq)   +   CN(aq) Ka = 4,2.10-10

NH4OH (aq) NH4+(aq) + OH-(aq) Kb = 4,0.10-10

Para equilíbrios iônicos, Kc é denominado Ki (constante de ionização ou constante de dissociação iônica). Valores altos de Ki indicam eletrólitos fortes, enquanto valores baixos de Ki indicam eletrólitos fracos.

Obs: Em ionizações de várias etapas, existe uma constante de ionização para cada etapa. A dissociação de ácidos e bases fortes e sais solúveis, como já dito, não é reversível, assim, não faz sentido falar em constante de ionização para essas substâncias. 

Sinônimos do Ki

a) Constante de equilíbrio para ácidos (Ka) ou constante de ionização para ácidos (Ka)

b) Constante de equilíbrio iônico para base (Kb) ou constante de dissociação para base (Kb).

c) Constante de equilíbrio iônico para água ou produto iônico da água (Kw).

Ki é de fundamental importância para medir a força de um eletrólito (ácido ou base). Assim, qu.anto maior for o valor do Ki, mais forte será o eletrólito. Exemplos de valores de constantes de equilíbrio para alguns ácidos.

(Os dados referem-se à temperatura de 25°C)

Constante de ionização de ácidos e bases

CH3COOH

CH3COO + H+

Ka =

[CH3COO] [H+]————————[CH3COOH]

NH3 + H2O

NH4+ + OH

Kb =

[NH4+] [OH]——————[NH3]

|H2O| não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.

Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > > K3 > > ...

No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K1).

Grau de ionização ( ): é a relação entre o número de mols que dissociam e o número inicial de mols.

Lei da Diluição de Ostwald ou Lei de Ostwald:

É a relação matemática entre a constante de ionização (Ki) e o grau de ionização () de um eletrólito. Quanto menor a concentração do eletrólito, maior será o seu grau de ionização. Ostwald relacionou Ki, M (molaridade) e da seguinte maneira:

K =

2———1  

· M

Para eletrólito fraco (α ≤ 5%)(1 - )1. Portanto: K = 2 . M

O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração molar (mol/L) do eletrólito.

Diluindo um ácido fraco, aumenta o mas diminui a [H+]. Diluindo uma base fraca, aumenta o mas diminui a [OH-].

 Efeito do Íon Comum: O efeito do íon comum descreve o efeito, sobre o equilíbrio, de uma segunda substância que fornecem íons que podem participar daquele equilíbrio. Dizemos que os íons adicionados são comuns ao equilíbrio. Pode-se dizer também que é a aplicação do princípio de Le Chatelier para equilíbrios iônicos.

Exemplo: Considere o equilíbrio abaixo:

        HCN (aq)                H +(aq)   +   CN(aq)

 Adicionando NaCN verifica-se que o equilíbrio desloca-se no sentido da reação inversa. Isso ocorre, pois NaCN dissocia-se em Na+ e CN , aumentando a concentração de CN .

Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) produz:

  • diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;

  • diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.

Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz:

  • diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;

  • diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização da base.

Obs: Há íons que apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico, também podem deslocá-lo. Como exemplo, temos a adição de um ácido à dissociação de NH4OH, o H+ do ácido reage com o OH  da base, diminuindo a concentração desse íon e, conseqüentemente, deslocando o equilíbrio.

EQUILÍBRIO IÔNICO NA ÁGUA

A água é formada por moléculas de H2O, vamos considerar um recipiente contendo água pura. Será que as moléculas de H2O sofrem alguma interação iônica? A resposta a essa pergunta é sim, pois as moléculas nos líquidos estão em constante movimento, sendo assim, é lógico esperar que ocorram entre elas vários tipos de colisões.

Ocorre uma transferência de próton (H+) de uma molécula para outra quando duas moléculas de H20 colidem ordenadamente e com suficiente energia. Essa transferência é representada na equação abaixo:

H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq)Ou

Experimentos demonstram que quando a água, limpa ou misturada com solvente, se ioniza num espaço pequeno origina o equilíbrio: Observe que houve a formação dos íons: H3O+ (íon hidrônio) e OH- (íon hidróxido). É por isso que esse processo é chamado de Ionização da água.As concentrações de íons H+ e OH- que estão no equilíbrio diversificam com a temperatura, porém constantemente estarão iguais entre si: água → [H+]=[OH-]

Para a equação de ionização da água pura.

H2O H+ + OH

temos:

Essa ionização pode ser comprovada pela condutividade elétrica da água pura. Como essa condutividade é extremamente baixa, concluímos que sua ionização é extremamente fraca, i.e., terá valores muitíssimos pequenos para K.

Da constante de equilíbrio, resulta a equação:

K . [H2O] = [H+].[OH]

Kw = [H+] . [OH]

Ao produto K . [H2O] damos o nome de produto iônico da água (Kw).

Medidas experimentais mostram que, a 25º, Kw vale, aproximadamente 10-14. Para um litro de água a 25º C

Kw = 10-14 (íons g/L)2

Para a água pura  [H+] = 10-7; [OH] = 107

Em soluções ácidas  [H+] > 107; [OH] < 107

Em soluções básicas  [H+] < 107; [OH] > 107

Para evitar o uso de expressões matemáticas com expoentes negativos, o químico Sorënsen propôs as seguintes definições:

DEFINIÇÕES DE SORËNSEN

pH = -log[H+]

pOH = -log[OH]

[H+] =  . N

e

[OH] =  . N

pH = 14 - pOH

e

pOH = 14 - pH

pH + pOH = 14

OBS: lembre-se ainda que:

N = M.x

ESCALAS DE pH e pOH

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