Equilibrio Ionico

Equilíbrio iônico

Introdução

É um caso particular do equilíbrio químico homogêneo em que aparecem íons na sua constituição, ou seja, ocorre com ácidos e bases com seus íons em solução aquosa.

Força dos ácidos

Grau de ionização:

A dissociação de íons em determinada substância dificilmente será total. Um ácido é considerado forte, por exemplo, quando ele, em solução aquosa, é capaz de dissociar uma grande quantidade de íons. Por outro lado, um ácido será fraco quando ele, em solução aquosa, dissociar pequena quantidade de íons.

A dissociação de íons em soluções aquosas depende do grau de ionização da substância.

Ex:

Ao colocar-se 1 mol de HCl em 1 litro de água, verifica-se que para cada 1000 moléculas de HCl dissolvidas, 920 sofrem ionização e 80 permanecem sem se ionizar. Assim, podemos calcular o grau de ionização (alfa) do HCl pela razão:

O grau de ionização do HCl será, portanto: 920/1000 = 0,92 = 92%. Disso podemos concluir que o HCl é um eletrólito forte.

Ácidos hidrácidos: não contém oxigênio

Fortes: HCL; HBR; HL

Moderados: HF

Fracos: todos os demais

Ácidos oxiácidos: contém oxigênio

Para descobrir a força de um oxiácido basta subtrair o número de Oxigênio pelo número de hidrogênio ionizável.

0 é fraco

1 é moderado

2 é forte

3 é muito forte.

Ex:

A) HCLO = 1 -1 = 0 ( fraco)

B) H3PO4 = 4 - 3 = 1 ( moderado)

C) H2SO4 = n= 4- 2 = 2 (forte)

D) HCLO4 = n= 4 – 1 = 3 (muito forte)

Equilíbrio dos ácidos fracos

Onde o α é menor que 5% e são monoácidos com apenas 1 hidrogênio ionizável

Equação de ionização:

Se combinarmos as equações podemos escrever para ácidos menores que 5%:

Ka = M. α2

E para ácidos maiores que 5% utilizaremos a equação completa:

Ka= m.α2

1- α

Para encontarmos a molaridade: M: (H+) / α

Para encontrarmos o alfa : α = √Ka / M

Para encontrarmos a concentração de (H+): (H+) = M. α

Lei da Diluição de Ostwald.

Existe um parâmetro que podemos aplicar para definir a força de um ácido que é o grau de ionização (α) ou grau de equilíbrio iônico, que é o quociente entre a quantidade de um reagente que realmente reagiu até o equilíbrio ser atingido e a quantidade de mols do referido reagente. Portanto temos dois fatores que informam a força de um ácido, sendo estes o valor de sua Ka e seu α.

Ex:

Uma solução de ácido acético apresenta Ka= 1,8. 10-5. Numa solução com 0,5 mol inicial foi diluída para uma molaridade final de 0,125. Qual será o valor de alfa e a concentração de (H+)?

Dados: α inicial: 6.10-3 ; (H+)inicial: 3.10-3.

Então temos que:

| Inicial | Final

M | 0,5 | 0,125

α | 6.10-3 |

(H+) | 3.10-3 |

Para encontrar o alfa:

α = √1,8.10-5 / 0,125 = √1,44.10-4 = 0,012 x 100 = 1,2%

Obs: M inicial / M final = x √x = y α inicial . Y = α final

Para encontrar (H+):

(H+) = M. α onde (H+) = 0,125.1,2 = 1,5.10-3

Obs: a concentração de (H+) diminuiu para metade

Então a tabela fica assim:

| Inicial | Final

M | 0,5 | 0,125

α | 6.10-3 | 0,012

(H+) | 3.10-3 | 1,5.10-3

Com esses dados chegamos a conclusão de que quando uma substância é diluída o alfa aumenta, ou seja, uma maior quantidade de água favorece a uma maior ionização e simultaneamente uma maior quantidade de água é mais solvente, logo a concentração de (H+) tenderá a cair.

Equilíbrio de bases fracas

Amônia

NH3 (AQ) + H2O(L) ↔ NH4+(AQ) + OH- (AQ)

Constante Kb

Concentração de OH- : (OH-)= M. α

Expressão para bases com α menor que 5%: Kb = M. α2

Bases fortes: alcalinos e alcalinos terrosos

Bases fracas: todos outros hidróxidos incluindo a amônia

PH e POH

Auto ionização da água: H2O(L) ↔ H+(AQ) + OH-(AQ)

O cátion H+ é o responsável pela acidez enquanto a hidroxila OH- pela basicidade.

Produto iônico da água

Teremos a constante Kw onde:

Kw =[H+].[OH-]

Kw = 10-14 (25º)

Solução Neutra

Em uma solução neutra a concentração de H+ e OH- ambas tem que