Geral 2 - Aula 8
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com a diminuição da concentração da 
solução, no intervalo de concentração de 0 a 0,002 mol/L.
Obs.: Sendo constante o número de íon ao se dissolver uma determinada 
quantidade de um eletrólito, independentemente de s ua concentração, dever-se-ia 
obter uma solução cuja condutividade molar fosse constante!
\u2022 Em repouso, cada íon é rodeado por uma \u201catmosfera\u201d simétrica de íon de carga 
oposta. Quanto mais concentrada uma solução maiores são os efeitos 
eletrostáticos entre os íon em solução.
\u2022 As mudanças de condutividade não podem ser atribuídas a mudanças no grau 
de dissociação mas sim à variação das forças interiônicas.
Obs.: É importante perceber que embora ocorra a dissociação completa dos eletrólitos 
fortes em soluções aquosas, isto não significa que as concentrações efetivas dos íon 
sejam idênticas às concentrações molares em qualquer soluçãodoeletrólito.
A variação de algumas propriedades com a diluição é atribuída às variações na 
atividade dos íon; e estas dependem das forças elétricas entre os íons.
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Equilíbrio Ácido-Base em água
Consideremos a dissociação de um eletrólito fraco, como o ácido acético, em solução 
aquosa diluída:
 CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
ou, de forma convencional escreve-se
 CH3COOH H+ + CH3COO-
onde H+ representa o íon hidrogênio hidratado. Aplicando-se a Lei de ação das 
massas temos: 
K = constante de equilíbrio numa certa temperatura e neste caso é usualmente 
conhecida como constante de ionização ou constante de dissociação.
Obs.: Se 1 mol do eletrólito for dissolvido em V litros da solução (V = 1/c onde c = 
concentração em moles por litro) e se \u3b1 for o grau de ionização no equilíbrio, então a 
quantidade de eletrólito não ionizado será (1- \u3b1) moles e a quantidade de cada íon 
será \u3b1 moles. A concentração do ácido acético não ionizado será portanto (1- \u3b1)/V, e 
a concentração de cada um dos íon será \u3b1/V
Substituindo as concentrações em função de \u3b1 na equação do equilíbrio temos:
\u3b12/(1 - \u3b1)V = K ou \u3b12c/(1-\u3b1) = K Lei da diluição de Ostwald
Os efeitos interiônicos não são, no entanto, desprezíveis, mesmo no caso de ácidos 
fracos, então é necessário introduzirmos o produto dos coeficientes de atividade na 
constante de ionização:
[CH3COO-] x [H+]
 [CH3COOH] K =
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Onde A- = CH3COO-
A lei da diluição de Ostwald expressa a correlação entre diluição e o grau de 
dissociação
Forças dos ácidos e bases
A expressão de Bronsted-Lowry para os equilíbrios ácido base leva com aplicação da 
lei das massas a equação:
A1 + B2 A2 + B1
 
onde a constante K depende da temperatura e da natureza do solvente. Esta 
expressão só é rigorosamente válida com soluções extremamente diluídas: quando as 
soluções contém íons as forças eletrostáticas têm efeito apreciável sobre as 
propriedades das soluções e aparecem desvios em relação as leis ideais (estes 
desvios são normalmente expressos mediante as atividades ou os coeficientes de 
atividade).
Para fins práticos vamos considerar que os desvios decorrentes das atrações 
interiônicas e as atividades como pequenos no caso de concentrações iônicas 
pequenas e admitiremos que as formas das equações serão as mesmas nas 
concentrações mais elevadas, desde que a concentração iônica total não varie muito 
num dado conjunto de experiências.
 \u3b12c fH+ . fA-
 (1 - \u3b1 ) fHA
 K =
 [A2] [B1]
 [A1] [B2]
 K =
x
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Força de um ácido: escolhe-se um par ácido-base padrão (A2-B2) (a força ácido-base 
está relacionada também ao solvente. Na água, o par ácido-base H3O+-H2O é tomado 
como padrão:
 A + H2O B + H3O+
e a constante K\u2019 irá fornecer a força de A, tomando-se a do íon H3O+ como unitária:
o termo [H2O] representa a concentração das moléculas de água na água diluída 
(55,5 moles por litro), em soluções diluídas o valor de [H2O] pode ser considerado 
constante e a separação se exprime como: 
de forma análoga, a constante de dissociação de uma base Kb é dada por:
uma vez que [H+] [OH-] = Kw = produto iônico da água temos:
Kb = Kw/Ka
Os valores de Ka e Kb para diferentes ácidos variam sobre muitas potências de 10. Ë 
muitas vezes conveniente utilizar a constante de dissociação na forma logarítmica pK 
definida por:
pK = log 1/K = -log K
Quanto maior for o valor de pKa, mais fraco será o ácido e mais forte a base.
 [B] [H+]
 [A] 
 Ka =
 [A] [OH-]
 [B] 
 Kb =
 [B] [H3O+]
 [A] [H2O]
 K\u2019 =
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Para eletrólitos fracos: \u3b12 (1 - \u3b1)/V = K se reduz a \u3b12 = KV pois \u3b1 pode ser desprezado 
em relação a unidade.
Exercício: 1)Calcule a concentração hidrogeniônica de uma solução 0,01 M de ácido 
acético sabenso-se que a sua constante de equilíbrio de dissociação é igual a 1,75 x 
10-5.
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