Química - Equilíbrio Iônico

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Equilíbrio Iônico 
 Ácido (revisão) 
 ▪pH < 7 
 ▪Ligação covalente 
 ▪Ionizam em solução aquosa (cátion H+ e um ânion) 
 ▪Conduz eletricidade em solução aquosa (condicio-
nado pela concentração e força do ácido) 
 ▪ Ânions recebem nomes terminados em -ato -eto -ito 
 ▪ Ácidos são nomeados da seguinte forma 
 Ácido ......... idríco / ico / oso 
 eto – idríco 
 ato – ico 
 ito – oso 
 ▪Para oxiácidos usar “NOX” na nomeação 
 ▪Quanto mais forte, mais H+ são liberados 
 ▪HI, HF, HBr e HCl são fortes (demais hidrácidos são fra-
cos) 
 ▪Para oxiácidos calcular nO – nH. Será fraco se for 0 (ex-
cessão de H2CO3) 
 
 
Base (revisão) 
 ▪pH > 7 
 ▪Ligação iônica 
 ▪Dissociam (ânion OH- e um cátion metálico, com ex-
ceção da amônia) 
 ▪Conduz eletricidade em solução aquosa (condicio-
nado pela concentração e força da base) 
 ▪ Metais podem ter carga fixa ou variável, isto define 
nomenclatura 
 ▪ Para metais com carga fixa 
 Hidróxido de ......... 
▪ Para metais com carga variável 
 Hidróxido de ......... (n) ou (oso-) ou (ico+) 
 
 Cu Hg 1+ 2+ 
 Fe Ni Co 2+ 3+ 
 Au 1+ 3+ 
 Pb 2+ 4+ 
▪Quanto mais forte, mais OH- são liberados 
▪Amônia é uma exceção, pois não possui OH na fórmula 
e não possui um metal 
▪Família 1A e 2A são fortes (Be e Mg) / Os demais + (Be 
e Mg) + amônia, são fracos 
 
Log (revisão) 
logaN = x 
ax = N (com N>0, a>0 e a ≠ 1) 
 
São válidas as propriedades; 
▪loga (M . N) = logaM + logaN 
▪loga (M/N) = logaM - logaN 
▪logaNm = m . logaN 
▪log 10 = 1 
 
 
 
 
Encontrar o pH pela concentração 
 A concentração dos íons H+ e OH- são dados entre 
10-1 e 10-14 e o pH correspondente pode ser encontrado 
por meio de logaritmo. 
 
 pH = -log [H+] 
 pOH = -log [OH-] 
 pH + pOH = 14 
 
 Quando [H+] é 1 . 10-x o pH é “x” 
 Quando [OH-] é 1 . 10-y o pOH é “y” 
 
 Soluções em que [H+] > 10-7 são meios ácidos. En-
quanto soluções em que [OH-] > 10-7 são meios básicos. 
 É importante entender que o expoente é negativo e o 
pH positivo na hora de observar os sinais “>” e “<”. 
 Quando o pH e pOH são 7, o meio é neutro. Existe a 
mesma [H+] e [OH-]. 
 
Indicadores 
 Cada tipo de indicador possui uma faixa de viragem, 
mas nem sempre a mudança de cor é exata. 
 
 O comportamento de um indicador pode ser represen-
tado pelo seguinte equilíbrio iônico (além do equilíbrio 
das moléculas, há também equilíbrio entre íons): 
 
 
 Se o meio ácido, o aumento de H+, o equilíbrio é deslo-
cado para a esquerda (inverso). Se o meio é básico, a di-
minuição de H+ em razão do efeito do íon não comum – 
o OH-, o equilíbrio é deslocado para a direita (direta). 
 Por isso o predomínio das cores 1 e 2 nas situações, res-
pectivamente. 
 
 
 
 
 Equilíbrio de Ácidos e Bases Ácidos e bases liberam seus íons em diferentes propor-
ções, o que relaciona-se ao seu grau de ionização/disso-
ciação (α). Sua força. 
 
 Fortes α > 50% 
 Moderados 5% < α < 50% 
 Fracos α < 5% 
 
 A ionização e dissociação de ácidos e bases fortes são 
processos irreversíveis, portanto, não há equilíbrio. 
 Para ácidos e bases fracos, há equilíbrio iônico: 
 
 
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO 
 A maioria dos ácidos são fracos. Na sua constante de io-
nização, o solvente (água) é omitido. 
 Ka 
 Com estes valores, é possível avaliar a intensidade de io-
nização e consequentemente a força desses eletrólitos. 
Quanto maior Ka maior a força do eletrólito e maior [H+] 
na solução. 
 Quando existe mais de um hidrogênio ionizável a ioniza-
ção é dividida em etapas. Estes ácidos são polipróticos e 
cada etapa possui uma diferente K. 
 
 A primeira ionização ocorre de forma mais intensa que 
as subsequentes e isso ocorre pois com o passar das eta-
pas a atração elétrica do íon que ainda pode ser ionizado 
se intensifica. 
 A escala logarítmica também pode ser utilizada: 
 
 
 
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Iônico na Água 
 A água pura apresenta condutividade elétrica, portanto, 
possui íons. Porém, na temperatura ambiente, verifica-se 
que a quantidade de moléculas ionizadas é muito pe-
quena, conduzindo pouca eletricidade. 
 Sua ionização ocorre: 
 
 H+ e OH- coexistem em um estado de equilíbrio deno-
minado autoionização, sendo possível estabelecer uma 
constante de equilíbrio. Na autoionização, são produzi-
das quantidades iguais de (H+) e (OH-). 
 
 Como a água pura está no estado líquido (concentração 
constante), não participa da fórmula. 
 
 A 25o o produto iônico da água (Kw) é igual a 1 . 10-14. 
Só será afetado pela mudança de temperatura. Como a 
autoionização é endotérmica, Kw aumenta com a eleva-
ção da temperatura. 
 
ADIÇÃO DE ÁCIDO NA ÁGUA 
 O equilíbrio pode ser perturbado com íons adicionais. 
Quando H+ aumenta OH- diminui e vice-versa, a fim de 
manter a soma 14. 
 Quando um ácido é adicionado, H+ aumenta e por isso 
o equilíbrio é deslocado para o sentido inverso. Em con-
sequência, ocorre a diminuição de OH- para que o pro-
duto iônico seja 1 . 10-14 . 
 Um novo estado de equilíbrio será atingido, com [H+] 
superior, constituindo um meio ácido. 
 
 
ADIÇÃO DE BASE NA ÁGUA 
 Quando uma base é adicionada, OH- aumenta e por 
isso o equilíbrio é deslocado para o sentido inverso. Em 
consequência, ocorre a diminuição de H+ para que o 
produto iônico seja 1 . 10-14 . 
 Um novo estado de equilíbrio será atingido, com [OH-] 
superior, constituindo um meio básico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A base fraca mais comum é a amônia, entretanto, não 
possui OH em sua fórmula pelo fato de não apresentar 
metal. Ao contrário das demais, ela se ioniza em água. 
 
 
 
 
As constantes Ka e Kb são generalizadas em Ki 
 
Lei da Diluição 
 Há uma expressão que relaciona a constante Ki , con-
centração [ ] e grau α. 
 
 
 
Hidrólise Salina 
 Os sais se dissolvem na água, dissociando-se completa-
mente em íons. Esses íons passam a reagir com o sol-
vente (água), formando ácido e base. 
 Para determinar a força de um sal é necessário conhe-
cer a força dos ácidos e bases. 
 
 
 
 
 
 
 
SAL DERIVADO DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA 
 Os íons do sal se ionizam, mas a água também sobre au-
toionização. 
 
 
 
 Os íons H+ e OH- formarão ácido e base com os íons 
do Sal. Porém, como o ácido em questão (HBr) é forte, se 
mantém ionizado e a base fraca associada. 
 Configura-se, portanto, meio ácido. 
 
Hidrólise do cátion derivado da base fraca 
 
 
SAL DERIVADO DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE 
 Os íons do sal se ionizam, mas a água também sobre au-
toionização. 
 
 
 Os íons H+ e OH- formarão ácido e base com os íons do 
Sal. Porém, como a base em questão (NaOH) é forte, se 
mantém dissociada e o ácido fraco sua forma molecular. 
 Configura-se, portanto, meio básico. 
 
 
Hidrólise do ânion derivado do ácido fraco 
 
 
 
 
 
SAL DERIVADO DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA 
 Neste caso, ocorre a hidrólise do cátion e do ânion, am-
bos reagem com a água e mantém forma molecular. 
 É necessário analisar as constantes Ka e Kb, a maior cons-
tante define o meio. 
 
Meio básico – neste exemplo 
➔ Sal + água = base + ácido (separa o forte) 
➔ Sal separado + água base + ácido (separa o forte) 
➔ Corta aquilo que repete 
 
 
 
 SAL DERIVADO DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE 
 Ocorre um processo denominado solvatação, quando 
íons se encontram cercados pelas moléculas de água. 
 Os íons Na+ e OH- não se associam,assim como os íons 
H+ e Br- não se agregam. 
 Não ocorre hidrólise significativa nem de cátion nem de 
ânion, permanecendo o meio neutro. 
 
 
Sistema-Tampão 
 É uma solução com a propriedade de manter o pH prati-
camente constante mesmo com a adição de um ácido ou 
base forte. Comum nos seres vivos, sensíveis ao pH. 
 Tampão pode ser ácido quando é composto por um 
ácido fraco e o sal do ácido. Ademais pode ser básico 
quando é formado por uma base fraca e o sal da base. 
 
 Exemplo. Tampão ácido 
 Ao adicionar uma 
base forte, o íon OH- consome H+ do equilíbrio. Isso faz 
com que o ácido não ionizado se ionize para repor H+ 
consumido. 
 Ao adicionar um ácido forte, o íon H+ aumenta. Dessa 
maneira, o H+ proveniente do ácido consome A- do sal, 
originando o ácido não ionizado. 
 
Produto de Solubilidade 
 A solubilidade de determinada substância é dada pelo 
valor “x”, correspondente a concentração com coeficiente 
estequiométrico 1. 
 O produto de solubilidade é uma constante definida 
por: 
 
 Onde y e x são coeficientes. Solução saturada 
➔ Quanto menor K, menos solúvel e mais precipitante