Equlibrio Quimico ionico 2024 (revisao)

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Equilíbrio Químico iónico Quimica geral (revisao) f icha 10 
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Docente: Alfredo Mabica 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO IÓNICO 
O equilíbrio químico iónico (em soluções aquosas), é caracterizado por envolver a formação de iões em soluções 
aquosas. Daí que é conhecido como equilíbrio químico em soluções de eletrólitos. 
As principais substâncias que estabelecem o equilíbrio iónico são os ÁCIDOS e BASES. 
 
Teoria Ácido – Base segundo Bronsted-Lowry 
Em 1923, Bronsted-Lowry, propôs uma definição abrangente de ácidos e bases, de seguinte modo: 
Ácido – é a espécie que em solução aquosa cede protões H+ . Base – é a espécie que em solução aquosa recebe protões H+. 
 
Ex : A reacção protolítica (que há transferência do protão H+) entre o HCℓ(aq) e a água ilustra o comportamento ácido e 
básico segundo Bronsted. 
HCℓ(aq) + H2O(l) Cℓ-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 Ác.1 Bas.1 Bas.2 Ác.2 
 
Pares conjugados Ácido/Base 
É o conjunto de um Ácido e uma base que podem transformar-se um no outro por perca ou ganho de H+, ou seja, é o par de um ácido 
e a sua base derivada. 
Ex : HI(aq) + H2O(l) I-
(aq) + H3O
+
(aq) 10 Par: HI/I- 2o Par: H3O
+ /H2O
 
 Ác.1 Bas.1 Bas.2 Ác.2 
 
Ex2: H2O(ℓ) + HN3(g) OH-
(aq) + NH4
+
(aq) 1o Par: H2O/ OH- 2o Par: NH4
+
 /HN3
 
 Ác.1 Bas.1 Bas.2 Ác.2 
 
Força Relativa dos Ácidos e de Bases 
É a medida da tendência que o ácido tem de ceder protões H+ ou é a medida de tendência que a Base tem de receber protões H+. 
Ácido Forte – é aquele que se ioniza completamente na água (em 100%) de forma a originar iões H+ ou H3O+. 
Ácido Fraco – aquele que se ioniza apenas numa pequena percentagem (numa pequena proporção). 
Base Forte – espécie que se encontra totalmente ionizada ou dissociada na água. 
Base Fraca – ioniza-se parcialmente em água. 
 
Nota: um ácido forte tem a sua base conjugada fraca. E a Base forte tem o seu ácido conjugado fraco. 
Ex1: Acido forte: HCℓ(aq) + H2O(l) Cℓ-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 Ác.Forte Bas.Forte Bas.Fraca Ác.Forte 
 
Ex2: Ácido Fraco CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 Ác.Fraco Bas.Forte Bas.Fraca Ác.Forte 
 
Constante de Acidez (Ka) 
Considere: Ex1: HX(aq) + H2O(l) X-
(aq) + H+
(aq) 
𝑲𝒂 = 
[𝑿− ]∙[𝑯+]
[𝑯𝑿]
 
Constante de Base (Kb) 
Considere a dissociação da seguinte Base: Ex1: BOH(aq) + H2O(l) B+
(aq) + OH-
(aq). 
𝑲𝒃 = 
[𝑩+ ]∙[𝑶𝑯−]
[𝑩𝑶𝑯]
 
 
 
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Docente: Alfredo Mabica 
 
Resumo: 
Força de Ácido ou de Base Valor de Ka ou Kb Grau de Ionização 
Fortes ˃1 1….0,2 
Semi-Fortes 1….10-4 0,2….0,01 
Fracos 10-4….10-10 0,01….0,001 
Muito Fracos ˂10-10 ˂0,001 
Nota: as bases dos metais alcalinos e alcalino-terosos (primeiro e segundo grupos principais da T.P) são fortes, pois 
possuem alto valor de Kb. 
 
Equilíbrio Iónico da Água (Auto ionização da água): Produto iónico da água (Kw) 
A água possui uma característica anfotérica ou anfiprótica, isto é, pode se comportar como ácida assim como básica, 
sofrendo auto ionização. Porem, por ser um electrólito muito fraco ioniza-se numa pequena dimensão: 
 
Ex: H2O(l) + H2O(l) OH-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 
A expressão da constante de equilíbrio da equação acima dada (auto ionização da água), é denominada produto iónico 
da água (Kw): 
Obs: As concentrações das moléculas de água não entram na expressão 
pois são por aproximação iguais a 1. Visto que a água é electrólito fraco. 
 
Nota: a 25o C, Kw é igual a 1×10-14, pois a esta temperatura [OH-]=[H3O+]=1×10-7moℓ/ℓ 
 
Relação entre Ka, Kb e Kw 
Considerando a ionização de um ácido qualquer HX, teremos: 
 HX(aq) + H2O(ℓ) X(aq) + H3O
+
(aq) 
𝑲𝒂 = 
[𝑿− ] × [𝑯𝟑𝑶−]
[𝑯𝑿]
 
Ionizando a base conjigada do ácido HX (X-) teremos a seguinte equação e a rexpectiva expressão da constante: 
 X-
(aq) + H2O(ℓ) HX(aq) + OH-
(aq) 
𝐾𝑏 = 
[𝐻𝑋 ] × [𝑂𝐻−]
[𝑋−]
 
Ao multiplicarmos Ka e Kb, teremos: 
 𝐾𝑎 × 𝐾𝑏 = 
[𝐻𝑋 ]×[𝑂𝐻−]
[𝑋−]
 × 
[𝑋− ]×[𝐻3𝑂−]
[𝐻𝑋]
 
Apos a simplificação acima feita segue se que: Ka × Kb = [OH-]×[H3O+] 
Se: Kw = [OH-]×[H3O+], logo: Expressão que relaciona Ka, Kb e Kw 
Nota: A 250 C, Ka × Kb = 1×10-14 
Ex: o ácido fórmico (HCOOH) tem um valor de Ka = 1,9×10-4. Qual será o valor de Kb do ião formiato (HCOO-) a 250C. 
Dados: Ka = 1,9 ×10-4; Kw= 1×10-14 a 250C 
Resolução: 𝐾𝑎 × 𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 ⇒ 𝐾𝑏 = 
𝐾𝑤
𝐾𝑎
 ⇒ 𝐾𝑏 = 
1×10−14
1,9×10−4
 ⇒ 𝐾𝑏 = 5,2 × 10−11 
GRAU DE IONIZAÇÃO (α) 
 Ou 
Kw = [OH-]×[H3O+] 
Ka × Kb = Kw 
∝%= 
𝒏𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎 
𝒏𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎
× 100 
 
∝%= 
[ ]𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎 
[ ]𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎
× 100 
 
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Docente: Alfredo Mabica 
 
 
 Onde: ∝ % - grau de ionização 
 ndissoc. – Quantidade dissociada (ionizada ou consumida) [ ]dissoc. – Concentração dissociada 
 ndissolv.- Quantidade dissolvida (inicial ou total) [ ]dissolv. – Concentração dissolvida 
 
Relação entre constante de ionização, Ki (Ka e Kb) e grau de ionização (∝ ) 
Quando o ácido é fraco (electrólito fraco), ∝ ≤ 5% (0,05), ou seja, muito pequeno. Por tanto, o valor (1-∝) será 
aproximadamente igual a 1. Chega-se deste modo, de forma deduzida a seguinte dedução: 
 Ou e Onde: 
 M - concentração molar do ácido ou da base 
 
Ex: sabe se que o ácido acético (CH3COOH), tem Ka= 1,8×10-5. Considerando que o ácido encontra-se a 0,5moℓ/ℓ, 
determine: a) O seu grau de ionização b) A concentração de iões H+. 
a) Dados: 
Ka= 1,8×10-5 ; [CH3COOH]= 0,5moℓ/ℓ ; Kw = 1×10-14 ; α=? 
Resolução: 
𝐾𝑎 = 𝑀 × 𝛼2 ⇒ ∝ = √
𝐾𝑎
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 ⇒ ∝ = √
1,8 × 10−5
0,5
 ⇒ ∝ = √36 × 10−6 ⇒ ∝ = 6 × 10−3 
⇒ 𝐸𝑡ã𝑜: ∝%= 6 × 10−3 × 100% ⇒ 𝛼% = 0,6% 
 
b) Dados: [H+] = ? ; [CH3COOH]= 0,5moℓ/ℓ ; ∝=0,006 
 
Resolução: [H+] =[CH3COOH]×∝ ⇒ [H+] = 0,5moℓ/ℓ ×0,006 ⇒ [H+] =0,003moℓ/ℓ 
EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO 
1. Indique os pares conjugados ácido/base nas seguintes equações de reacções químicas: 
a) H2SO3(aq) + HCO3
-
(aq) H2CO3(aq) + HSO3
-
(aq) 
b) HNO2(aq) + NH3(g) NO2
-
(aq) + NH4
+
(aq) 
c) H2S(aq) + CN-
(aq) HS-
(aq) + HCN(aq) 
d) H2PO4
-
(aq) + H2O(l) HPO4
2-
(aq) + H3O
+
(aq) 
e) HCO3
-
(aq) + NH3(g) CO3
2-
(aq) + NH4
+
(aq) 
 
2. Nos pares ácido/base conjugados que se seguem, indique qual das substâncias é ácida e qual é base: 
a) HCℓ/Cℓ- c) NH3/NH4
+ e) NH3/NH2
- g) H2PO4
-/HPO4
2- 
b) H2O/OH- d) H2SO4/ HSO4
- f) H3O+/H2O 
3. Dê as equações de ionização do ácido H2S e indique os pares conjugados ácido/base 
a) Qual é o ácido conjugado de: HS-; H2PO4
-; CℓO3
-; HPO4
2- 
b) Qual é a base conjugada de: H2O; HS-, H2PO4
-, NH3 
4. a) O ácido HCOOH é mais forte que o ácido CH3COOH. Que conclusão tira sobre as suas bases conjugadas HCOO- e 
CH3COO- respectivamente. 
b) O ácido HIO é mais fraco do que o ácido HCℓO. Que conclusão tira sobre a força relativa das suas bases conjugadas IO- 
e CℓO- respectivamente. 
5. Prepara-se uma solução aquosa de HCN (ácido cianídrico). Se estabeleceu o equilíbrio com as segu intes concentrações: 
[H3O+]= 2.10-6 moℓ/ℓ; [CN-]= 2.10-6moℓ/ℓ e [HCN] = 4.10-2moℓ/ℓ. 
Determine a constante de ionização (Ka) desse ácido. 
Ka = M×∝2 Kb = M×∝ 2 [iões]=M×∝ 
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6. A 250C, 0, 2moℓ.ℓ-1de ácido nítrico são dissolvidos em água e estabeleceu-se o equilíbrio:HNO3(aq) ↔ H+
(aq) + NO3
-
(aq). 
Verificou-se no equilíbrio que se tinham dissociados 0,192moℓ.ℓ-1 de HNO3. 
a) Determine as concentrações dos iões H+ e NO3
- no equilíbrio. 
b) Calcule a constante de ionização (constante de acidez) desse ácido. 
c) Calcule o grau de ionização do HNO3. 
7. Numa solução de hidróxido de magnésio a 5.10-2M estabeleceu-se o equilíbrio: 
Mg(OH)2(aq) ↔ Mg2+
(aq) + 2OH-
(aq) o grau de ionização do hidróxido de magnésio é de 3.10-3. 
a) Determine a concentração de moléculas de hidróxido de magnésio ionizadas. 
b) Calcule a concentração dos iões Mg2+
(aq) e OH- no equilíbrio. 
8. A constante de ionização do HCN é igual a 7,2×10-10. Calcule: 
a) O grau de ionização de HCN numa solução 0,2moℓ/ℓ 
b) As concentrações molares das espécies presentes no equilíbrio. 
9. O valor de α do ácido acético (CH3COOH), numa solução 0,5moℓ/ℓ, é de 6.10-1 %. Calcule a constante de ionização desse 
ácido. 
10. A temperatura ambiente, a constante de ionização do ácido acético é 1,8.10-5. Determine a concentração molar da solução 
quando o ácido se encontra a 3% ionizado. 
 
11. Por que razão a solução Na2HCO3 tem uma reação ligeiramente alcalina, enquanto a solução de NaHSO4 é ligeiramente 
ácida? 
 
12. A 1000C o produto iónico da água (Kw) é igual a 1,0 ∙10-11M2. Quais são as concentrações dos iões OH- e H3O+ a essa 
temperatura?