AULA FORÇA IÔNICA

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ÍONS EM SOLUÇÃO 
AQUOSA
Química Analítica Qualitativa
Prof. Larissa Santos Pinto
Proporção 
Estequiométrica
K2SO4(aq) 2K+ + SO42-
1 2 1
Concentração 
analítica 0,1 mol/L 0,2 mol/L 0,1 mol/L
Considerar que a concentração de K+ na solução seja realmente
expressa por 0,2 mol/L, significa aceitar que esses íons não são
afetados pelas moléculas do solvente H2O nem pelos íons SO42-.
K2SO4(aq) 2K+ + SO42-
Sabemos que:
• íons positivos K+ são atraídos por íons negativos SO42- (forças de atração/repulsão)
• Formação de pares iônicos 
• existe interação entre os íons e as moléculas de água que, como vimos, são polares.
Consequência:
• a solução se comporta como se tivesse uma concentração efetiva menor que a 
concentração analítica. 
Proporção 
Estequiométrica
K2SO4(aq) 2K+ + SO42-
1 2 1
Concentração 
analítica 0,1 mol/L 0,2 mol/L 0,1 mol/L
Consequência:
Concentração 
efetiva 0,1 mol/L 0,17 mol/L 0,08 mol/L
K2SO4(aq) 2K+ + SO42-
Consequência:
Concentração 
efetiva
(HIPOTÉTICA)
0,1 mol/L 0,17 mol/L 0,08 mol/L
Diríamos, então que a atividade do íon potássio na solução é 0,17 mol/L
As interações entre as moléculas fazem com que suas propriedades sejam 
semelhantes a uma mistura ideal, mas de uma concentração diferente. O 
sistema então “sente” uma concentração efetiva que não é necessariamente 
igual à concentração real.
Consequência:
A atividade de um íon (ax) em solução é dada pela expressão: 
ax = γx [X]
γx é o coeficiente de atividade 
[X] é a concentração analítica
Coeficiente de Atividade:
γX (coeficiente de atividade) é um fator de correção
leva em consideração a formação dos pares iônicos e, consequentemente, 
a diminuição da concentração analítica.
Para o íon K+
aK+ = γK+ [K+]
0,17 = γK+ (0,20) Î γK+ = 
(𝟎,𝟏𝟕)
𝟎,𝟐𝟎 Î γK+ = 0,85 
coeficiente de 
atividade do íon K+
Coeficiente de Atividade:
γK+ = 0,85 
coeficiente de 
atividade do íon K+
Sendo, em geral:
atividade (ax) menor que [X]
o coeficiente de atividade (γX) menor que 1 (um)
Teoria da Interação Iônica
• Quanto maior a concentração analítica, menor é a atividade (ax) 
do íon 
• Maior a probabilidade de “reencontro” dos pares iônicos
• Logo, menor é o valor do coeficiente de atividade (γX)
concentração 
efetiva
γx = 
a𝒙
[𝑿]
• Em soluções extremamente diluídas a atividade do íon se iguala a
concentração analítica
• Grande distância entre os íons, baixa possibilidade de “reencontro” do par
• Nesses casos, o coeficiente 
de atividade é igual à 1 (um).
γx = 
a𝒙
[𝑿] = 1
ax = [X]
Teoria da Interação Iônica
• O coeficiente de atividade de um íon específico depende da
concentração de todos os componentes iônicos em solução.
• Para expressar essa característica da solução, ou seja, a essência do
seu “conteúdo” em íons, utilizamos um parâmetro denominado como
força iônica (μ).
Teoria da Interação Iônica
Força Iônica:
• As espécies eletricamente carregadas em 
uma solução afetam a atividade de uma 
espécie em particular presente nessa 
mesma solução. 
íon negativo
atmosfera positiva
atmosfera negativa
Força Iônica:
• Logo, a força iônica (μ) será definida a partir da concentração e da 
carga de cada íon presente:
μ = ½ Σcn.(zn)2
μ = ½ [(c1.z12) + (c2.z22) + (c3.z32) + ...+ (cn.zn2)]
cn = concentração de cada íon da solução
zn = carga do íon
Força Iônica:
Exemplo: 
1) Calcular a força iônica de uma solução: 
• 0,025 mol/L em Na2SO4
• 0,012 mol/L em KCl
• 0,02 mol/L em Ca(NO3)2
μ = ½ Σcn.(zn)2
μ = ½ [(c1.z12) + (c2.z22) + (c3.z32) + ...+ (cn.zn2)]
Força Iônica:
Exemplo: 
1) Calcular a força iônica de uma solução: 
• 0,025 mol/L em Na2SO4
• 0,012 mol/L em KCl
• 0,02 mol/L em Ca(NO3)2
1° passo: temos que calcular a 
concentração de cada um dos íons 
em solução e conhecer suas cargas 
Força Iônica:
Exemplo: 
1) Calcular a força iônica de uma solução: 
• 0,025 mol/L em Na2SO4 • 0,012 mol/L em KCl
• 0,02 mol/L em Ca(NO3)2
2 íons
2 íons
Carga +1
Carga -2
Carga +1
Carga -1
Carga +2
Carga -1
• 0,025 mol/L em Na2SO4 • 0,012 mol/L em KCl
• 0,02 mol/L em Ca(NO3)2
2 íons
2 íons
Carga +1
Carga -2
Carga +1
Carga -1
Carga +2
Carga -1
2° passo: substituir os dados de concentração e carga na expressão:
μ = ½ [(c1.z12) + (c2.z22) + (c3.z32) + ...+ (cn.zn2)]
2° passo: substituir os dados de concentração e carga na expressão:
Carga:
Concentração:
μ = ½ [(c1.z12) + (c2.z22) + (c3.z32) + ...+ (cn.zn2)]
Força iônica
Teoria de Debye-Huckel-Onsager
• A correlação entre o coeficiente de atividade e a força iônica pode ser deduzida 
através de uma equação que fornece um perfil das características da uma solução 
contendo íons (eletrólitos).
• O coeficiente de atividade de um íon em uma solução é função de parâmetros 
que refletem características do íon e do solvente. Esses parâmetros estão 
reunidos na equação de Debye-Huckel-Onsager:
logγx = 
−0,509 . 𝑧𝑥2
.
. √μ
1+(𝑑𝑥 . 0,329𝑥108 .√μ)