aula6 - equilíbrio iônico

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Equilíbrio
Iônico
Professor: William L Paiva
Todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons é denominado
equilíbrio iônico.
A ionização de um composto covalente na água, formando um ácido, ou a
dissociação de uma base em meio aquoso são exemplos de processos reversíveis
que dão origem a equilíbrios iônicos.
A força de um ácido e a de uma base dependem, respectivamente, do grau de
ionização a do ácido ou do grau de dissociação a da base, calculado pela expressão: 
Constante de ionização
ou de dissociação iônição
Relembrando e Cálculo da constante de ionização 
Força de ácidos quanto ao valor de a:
• Ácido forte: a% > 50%
• Ácido semiforte: 5% , a% , 50%
• Ácido fraco: a% < 5%
Força de bases quanto ao valor de a:
• Bases fortes: são as bases de metais alcalinos e de alguns metais alcalinoterrosos, é maior do que 50%, podendo chegar a
a . 100%.
• Bases fracas: são as bases dos metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15 da tabela periódica e de alguns metais alcalinoterrosos , como o Mg(OH)2, o NH4OH ou NH3(aq). O a% dessas bases é, em geral, igual ou inferior a 5%.
A expressão de KC para essa reação é:
Quando o ácido é fraco ocorre uma pequena quantidade de íon Hidrônio e uma maior quantidade de ácido inicial logo, Kc assumi um valor baixo.
Cálculo da constante de ionização 
Quando o ácido é muito forte, ocorre uma alta concentração de íons hidrônio o que acaba por aumentar Kc.
Obs: As primeiras iônizações são realizadas pelo ácido com maior facilidade. E enquanto as outras ocorrem com maior dificuldades, logo:
K1>>K2>>K3 
No caso dos Poliácidos ou polibases, para cada H+ ou OH- que é liberado temos uma reação ou uma dissociação. EX: Observe a reação do ácido hipotético .
Poliácidos e polibases
Logo: Kn = K1. K2.K3
Em 1923, trabalhando independentemente, o físico e químico dinamarquês
Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e o químico inglês Thomas Martin Lowry
(1874-1936) chegaram a uma definição de ácido e base que inclui e amplia a teoria
de Arrhenius
Par conjugado ácido-base
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de doar um próton, H+;
e base é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de receber um próton, H+.
ácido
base
Regra da Gangorra 
Em um par conjugado, quanto mais forte for o ácido, mais fraca será sua base conjugada e, ao contrário, quanto mais forte for a base, mais fraco será seu ácido conjugado.
Ácido Fraco 
Base Forte 
Ácido Conjugado Fraco
Base conjugada Forte 
Base Forte 
Ácido Forte 
Ácido Conjugado Fraco
Base conjugada Fraca
Todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons é denominado
equilíbrio iônico.
A ionização de um composto covalente na água, formando um ácido, ou a
dissociação de uma base em meio aquoso são exemplos de processos reversíveis
que dão origem a equilíbrios iônicos.
A força de um ácido e a de uma base dependem, respectivamente, do grau de
ionização a do ácido ou do grau de dissociação a da base, calculado pela expressão: 
Constante de ionização
ou de dissociação iônição
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Lei da diluição de Ostwald
Considere que inicialmente tinha-se 1mol de HA em 1 litro, e logo após o ácido ionizou 0,2 mols, qual a constante de ionização do ácido? 
A dada temperatura, à medida que a concentração em quantidade de matéria de um eletrólito (ácido, base, sal) diminui,
seu grau de ionização ou de dissociação α aumenta.
	Quantidades envolvidas		 HA 	
	I – Quantidade no início	1	0	0
	II- Quantidade de matéria que foi reagida	0,2	0,2	0,2
	III- Quantidade de matéria que permanece no equilíbrio 	0,8	0,2	0,2
	Concentração de matéria por volume	0,8/1	0,2/1	0,2/1
Ka = [P]/[R]
Ka = 
Ka = 
Ka = 0,05
Para ácidos fracos, pode-se fazer algumas aproximações desde que o Ka seja menor que a concentração do ácido na ordem de 
Ka = 
Sabendo que a concentração inicial de ácido é igual a 0,1 em 1L, e sabendo seu Ka, determine a concentração de H+ no equilíbrio.
	Quantidades envolvidas		 HCN 	
	I – Quantidade no início	0,1	0	0
	II- Quantidade de matéria que foi reagida	X	X	X
	III- Quantidade de matéria que permanece no equilíbrio 	0,1-X	X	X
	Concentração de matéria por volume	(0,1-x)/01	X/1	X/1
Ka = 
Este X será muito pequeno pois o Ka ocorre na ordem de 10^-10
 = 
Uma outra forma que um exercício pode se apresentar
Os cáculos podem se basear através da ionização da reação neste caso vamos ter a seguinte fórmula:
 
Considere a seguinte reação:
1- Adição de substâncias ou de íons que estão em equilíbrio 
Deslocamento de equilíbrios iônicos
Se adicionarmos o HCl na solução aquosa teremos o seguinte:
Quando for adicionado o HCL na solução vai acabar por gerar um excesso de íons que vai deslocar a reação para a direita.
Considere a seguinte reação:
2) Adição de substâncias ou de íons que reagem consumindo as espécies químicas que estão em equilíbrio
Se adicionarmos uma base como o hidróxido de sódio, NaOH(s), a esse sistema, ela vai se dissociar formando íons hidróxido, (aq). 
Obs: A constante de ionização (Ki) não vai se alterar
Neste caso a reação vai ser deslocada para a esquerda por conta da diminuição da concentração de 
Sabe-se que a água sofre autoionização em escala muito pequena, ou seja, a água é um eletrólito fraco que apresenta valores baixos de α e de KC, o que explica a baixa condutibilidade elétrica da água pura
Como os valores de pH e pOH são muito pequenos, usa-se log para calcular de uma fora mais fácil, Logo para calcular este valor usa – se a seguinte fórmula:
 pH e pOH
Atividade de líquidos puros como a água é igual a 1
pH= pOH = 7
Uma solução é considerada neutra se a concentração em quantidade de matéria de íons hidrônio, H3O+(aq), é igual à concentração em quantidade de matéria de íons hidróxido, OH–(aq)
Solução Neutra
Solução Ácida
Uma solução ácida é aquela que possuí maior quantidade de íons hidrônio do que as hidroxila.
Solução básica
Uma solução é considerada básica ocorre quando se tem uma maior quantidade de íons 
Hidroxíla é maior do que a de íons hidrônio.
Todos os sais ao entrarem em contato com a água se dissociam liberando íons, em maior ou menor porcentagem. Considere, por exemplo, um sal genérico de fórmula:
Hidrólise de íons
 O cátion só reage com a água se formar uma base fraca:
 O ânion só reage com a água se formar um ácido fraco:
Para sabermos se o cátion e/ou o ânion de um sal reagem ou não com a água,
devemos analisar:
O grau de afinidade do cátion, Cy+(aq), desse sal pelo íon OH–(aq).
O grau de afinidade do ânion, Ax–(aq), desse sal pelo próton H1+ do íon hidrônio, H3O+(aq)
Íons de ácido e bases fortes não reagem com a água e geram sais.
Íons de bases e de ácidos fortes
Se uma base é fraca, ao entrar em contato com a água, ela se mantém predominantemente na forma agregada.
Assim, concluímos que os cátions que formam bases fracas possuem grande afinidade por íons hidróxido, OH–(aq), portanto reagem com a água
Íons de bases e de ácidos fracos
Efeito do íon comum
1- Ácido fraco e sal solúvel do mesmo ânion 
A adição de um íon que seja comum a um sistema em equilíbrio sempre vai deslocar esse equilíbrio no sentido de diminuir a concentração em quantidade de matéria do íon em questão
Imagine o ácido a baixo:
Agora considere que foi adicionado o determinado sal:
Assim, o valor de Ka permanece constante, desde que a temperatura também permaneça constante, pois, à medida que a concentração de ânions A–(aq) aumenta pela adição do sal CA(aq), a concentração de moléculas HA(aq) aumenta pelo deslo camento do equilíbrio
Adicionando à solução aquosa dessa base um sal CA(s) que possua em comum com a base COH(aq) o mesmo cátion C+(aq), vai ocorrer um deslocamento do equilíbrio no sentido de diminuir a dissociação da base COH(aq)
2-Base fraca e salsolúvel do mesmo cátion
Denomina-se solução-tampão a solução que praticamente não sofre variação considerável (efeito tampão) de pH ou de pOH pela adição de pequenas quantidades de ácidos fortes ou de bases fortes 
Solução-tampão
Considere, por exemplo, uma solução-tampão constituída de ácido acético (ácido fraco) e acetato de sódio (sal solúvel contendo o ânion acetato, presente no ácido):
1- Ácido fraco e sal de mesmo ânion
ionização do ácido fraco, pouco intensa: 
dissociação do sal, muito intensa: 
Com a adição do seguinte sal básico temos o seguinte:
Considere agora uma solução tampão básica: 
1.2- Adição de uma base a uma solução tampão
Com a adição de uma base ocorrerá o consumo de íons hidrônio que irá causa o deslocamento para a produção de mais ácido
1.2- Solução tampão básica
Assim como os ácidos fracos.
O íon magnésio vai reagir com a base formando hidróxido de magnésio e desta forma equilibrando o pH
1.2.1- Adição de uma base a uma solução tampão
1.2.- Adição de um ácido a uma solução tampão
Isso faz com que o 1º equilíbrio se desloque no sentido de aumentar a dissociação da base fraca.
A variação de pH (se houver) será muito pequena, pois a concentração de íons
OH–(aq) em solução permanece praticamente constante. O efeito tampão da solução vai cessar no momento em que toda a base fraca tiver se dissociado.
Considere a precipitação do seguinte sal: 
Produto de solubilidade
Obs: Sólidos possuem atividades iguais a 1
1.1- Equilíbrios de dissolução.
1.2- Equilíbrios de ionização.
Obs: Sólidos possuem atividades iguais a 1
Considere a ionização do sal
Quanto menor o kps menor será a dissolução do sal
Caso os íons sejam adicionados na solução o kps vai ser reduzido e ocorrerá
 Um aumento de eletrólito sólido não altera o equilíbrio de dissociação nem a concentração de íons em solução. Portanto, não altera o Kps.
 Podemos estabelecer para um eletrólito genérico CxAy:
Obs: Sólidos possuem atividades iguais a 1
1.1- Observações
Considere a precipitação do seguinte sal: 
Produto de solubilidade
Obs: Sólidos possuem atividades iguais a 1
1.1- Equilíbrios de dissolução.
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