Ácidos e condutividade elétrica

Prévia do material em texto

Química inorgânica 
 
 
 
ÁCIDOS E CONDUTIVIDADE ELÉTRICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário 
 
Introdução .................................................................................................................................... 2 
 
Objetivos ....................................................................................................................................... 2 
 
1. Ionização x condutividade elétrica .......................................................................................... 2 
1.1. Eletrólitos 3 
1.2. Grau de ionização x Constante de ionização ..................................................................... 3 
1.3. A Lei de Diluição de Ostwald .............................................................................................. 3 
 
Gabarito ........................................................................................................................................ 6 
 
Resumo ......................................................................................................................................... 7 
 
 
Introdução 
Na apostila “Equilíbrio Ácido-Base” aprendemos sobre as reações reversíveis 
e o equilíbrio químico, que é quando temos em uma solução os produtos sendo 
formados na mesma velocidade em que os reagentes são regenerados. Vimos que 
alguns fatores como aumento ou diminuição da temperatura, pressão ou 
concentração das espécies químicas podem perturbar este equilíbrio, favorecendo 
ora o sentido de formação do produto, ora o sentido de regeneração dos reagentes. 
Na sequência, aprendemos a calcular a constante de equilíbrio de ionização ácida. 
Agora, vamos analisar como a ionização afeta diretamente a condutividade 
elétrica em soluções ácidas. 
Objetivos 
• Estudar a relação entre ionização e condutividade elétrica em soluções 
ácidas: 
• Calcular o grau de ionização e constantes de ionização em um equilíbrio 
químico. 
 
1. Ionização x condutividade elétrica 
Até aqui vimos que os ácidos sofrem ionização em água liberando íons em 
soluções. Estes íons carregados com cargas positivas e negativas são capazes de 
conduzir energia em uma solução. Mas de que forma podemos identificar na prática 
esta relação entre ionização e condutividade? É o que vamos descobrir! 
Todos nós já ouvimos falar dos perigos de utilizar aparelhos eletrônicos 
próximos a locais com água (Figura seguinte). Também sabemos dos riscos de entrar 
no mar em meio a uma tempestade com raios. Estas situações estão relacionadas 
com os acidentes envolvendo a condução de corrente elétrica em soluções, podendo 
levar até a morte. Tanto a água do mar, rica em cloreto de sódio, quanto à água que 
recebemos na torneira, rica em sais minerais, são excelentes eletrólitos. 
 
01 
Tempestade de raios no mar 
 
1.1. Eletrólitos 
Chamamos de eletrólito a solução que contém íons. O eletrólito pode ser 
considerado forte- quando a substância está completamente ionizada no solvente- 
ou fraco- quando a substância está parcialmente ionizada no solvente. 
 
1.2. Grau de ionização x Constante de ionização 
Existe uma diferença entre grau de ionização (α) e constante de ionização. O 
grau de ionização determina qual a quantidade de substância em mols foi ionizada 
em relação à quantidade em mols inicial. 
No entanto, sabemos que os ácidos fortes possuem α≥50%, os moderados 5 ≤ 
α ≤50% e os fracos α≤ 5%. Logo, quanto maior o valor da constante de ionização Ka, 
maior será o grau de ionização e a condutividade do eletrólito. 
 
1.3. A Lei de Diluição de Ostwald 
A Lei de Diluição de Ostwald nos diz que a constante de ionização de um 
ácido ou uma base é igual ao produto da multiplicação da constante de ionização 
pela molaridade do eletrólito. 
Mas o que isso significa? 
Isso significa que, quanto maior for a diluição de uma solução, maior será o 
seu grau de ionização. 
Vamos analisar a seguinte situação: 
Em um béquer temos um determinado número de mols de um eletrólito HA e 
adicionamos um volume conhecido de água. Então, temos a seguinte reação de 
ionização: 
HA <=> H+ + A- 
Para facilitar a compreensão do que acontece desde o começo da reação até 
se atingir um equilíbrio químico, vamos analisar a sequência a seguir: 
 
N° inicial de mols 0 0 0 
N° de mols ionizados n α n α n α 
N° de mols no equilíbrio n- n α 0+ n α n + n α 
Concentração (mol/kg) n − n α
V
 
n α
V
 
n α
V
 
 
Substituindo os valores de concentração na expressão da constante de 
ionização ácida vista na apostila anterior sobre equilíbrio químico, chegamos no 
seguinte resultado: 
Ki = 
∝2 M
(1−∝)
 
 
Quando um ácido é muito fraco, ou seja, com um valor de α muito pequeno, 
podemos desprezar a concentração do eletrólito. 
 
Ki = ∝2 M 
 
CURIOSIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
Podemos avaliar a condutividade de um eletrólito através de 
um sistema composto por fios condutores e uma pequena 
lâmpada. De que forma isso é possível? 
Primeiro montamos um aparato com dois pedaços de fio de 
cobre conectados a um bocal com uma lâmpada de 1,5V. A 
outra extremidade do fio será mergulhada em um recipiente 
com uma solução de ácido 
A corrente produzida pelos íons em solução será capaz de 
acender a lâmpada. Quanto mais forte for o ácido, mais 
intensa será a luz emitida pela lâmpada. 
Vale testar com soluções de diferentes ácidos e comparar 
uma com as outras! 
 
Exercícios 
1) (UEFS, 2010) Os trabalhos do químico alemão Friedrich Willhelm Ostwald 
sobre a relação matemática entre constante de ionização, Ka, com o grau de 
ionização, α, e com a concentração em mol.L−1, m, de um ácido fraco ficaram 
conhecidos como a Lei de diluição de Ostwald, representada pela expressão 
localizada a seguir. As suas pesquisas levaram-no ao recebimento, em 1909, 
do prêmio Nobel de Química. 
Ka = 
a2 − m
(1 − a)
 
 
A partir dessas informações e da reação de ionização do ácido hipobromoso, 
em uma solução 0,1 molar desse ácido, representada pela equação química, 
é correto afirmar: 
HBrO(ℓ) + H2O(ℓ)⇔ H+(aq) + BrO−(aq) Ka = 2,1x10−9 
 
a) A concentração hidrogeniônica da solução de HBrO é igual a 1,0x10−5. 
b) O pH da solução de HBrO é igual a 5. 
c) O valor de α para o HBrO, em solução, é 1,45x10−4. 
d) O grau de ionização aumenta quando a concentração da solução de 
HBrO aumenta. 
e) A concentração hidrogeniônica da solução de HBrO independe de α. 
 
2) (UCPEL, 2011) Numa solução de ácido acético H3CCOOH, representada por 
HOAc, de 1 mol.L-1, ocorre o equilíbrio: 
 
HOAc(l) + H2O(l)⇔ H3O+(aq) + OAc-(aq) 
 
Esse equilíbrio apresenta a constante de ionização Ka=1,85 x 10-5 mol.L-1. Se a 
essa solução adicionarmos cristais de acetato de sódio (NaOAc) sólido, é 
correto afirmar que haverá 
a) a manutenção da concentração dos íons H3O+(aq). 
b) um deslocamento do equilíbrio, aumentando a concentração dos íons 
H3O+(aq). 
c) uma diminuição do valor de Ka na razão direta da adição dos cristais. 
d) um deslocamento do equilíbrio, diminuindo a concentração dos íons 
H3O+(aq). 
e) um aumento do valor de Ka na razão direta da adição dos cristais. 
 
3) (UnB, 2013) Em 2013, comemoram-se 110 anos do recebimento do prêmio 
Nobel por Svante Arrhenius, cientista que investigou as propriedades 
condutoras das dissoluções eletrolíticas. Em sua teoria ácido-base, o cientista 
baseou-se no fato de substâncias ácidas, tais como H2SO4, CH3COOH, HCl e 
HClO4, ionizarem-se em solução aquosa e fornecerem íons hidrogênio (H+). Demodo semelhante, as bases como o NaOH e o KOH também se dissociam em 
solução aquosa e produzem ânions hidroxila (OH-). Considerando essas 
informações, julgue o próximo item quanto certo ou errado. 
 
“Quanto maior for o valor da constante de dissociação ácida de uma espécie, 
maior será sua taxa de ionização em meio aquoso e, portanto, mais forte será 
o caráter ácido dessa espécie.” 
Gabarito 
1. Primeiramente vamos calcular o valor do coeficiente de ionização. 
Segundo a lei de Ostwald, quando um ácido é muito fraco podemos 
desprezar a concentração do eletrólito. Assim temos o seguinte cálculo: 
 
Ki = ∝2 M 
2,1𝑥10−9 = 𝛼2𝑥0,1 
𝛼2 =
2,1𝑥10−9
0,1
 
𝛼 = √
2,1𝑥10−9
0,1
= 1,45𝑥10−4 
Sabendo que α= 1,45𝑥10−4 ou 0,014% , podemos calcular a quantidade de 
mols ionizados de H+ e o pH da seguinte forma: 
 
 HBrO(ℓ) ⇔ H+(aq) BrO−(aq) 
Inicio 0,1 mol/L 0 0 
Ionizados e 0,1 α 0,1 α 0,1 α 
formados 
Equilíbrio 0,1 – 0,1x 1,45𝑥10−4 0,1𝑥1,45𝑥10−4 0,1x1,45𝑥10−4 
 
 [H+]=1,45𝑥10−5 
pH= -log [H+] 
pH= -log [1,45𝑥10−5] 
pH= 4,8 
 
Desta forma, a alternativa correta é a letra c, que fornece o valor correto para 
o coeficiente de ionização. Sendo o pH da solução igual a 4,8 e a concentração 
hidrogeniônica da solução igual a 1,45x10-5, temos que as alternativas a e b também 
se encontram erradas. Por fim, a alternativa d se encontra errada, pois o grau de 
ionização aumenta quando a diluição de uma da solução de HBrO aumenta, logo, a 
concentração deste ácido irá diminuir. Já na alternativa e, temos que a concentração 
hidrogeniônica da solução de HBrO independe de α, o que é uma afirmação 
incorreta, uma vez que o αindica justamente a concentração de hidrogênios 
ionizados. 
 
2. Ao adicionarmos cristais de NaOAc iremos aumentar a concentração de 
íons OAc-, fazendo com que o deslocamento químico seja deslocado para 
o sentido oposto da reação, ou seja, para o lado dos reagentes. Neste 
caso, ocorrerá uma diminuição dos íons H3O+. O valor de Ka, no entanto, 
não será alterado. A resposta correta da questão será a letra d. 
 
3 certo- a constante de dissociação ácida Ka é diretamente proporcional a 
concentração de íons formados, logo, quanto maior o Ka, mais dissociada 
estará a substância e mais forte será o ácido. 
Resumo 
Nesta aula aprendemos o conceito de eletrólito, que é o nome dado à solução 
aquosa que contém íons. Os eletrólitos podem ser “fortes”, quando os íons se 
apresentam totalmente ionizados, ou “fraco”, quando os íons estão parcialmente 
ionizados. Vimos também a relação entre o grau de ionização a condutividade 
elétrica de um eletrólito, que estabelece que quanto mais ionizado um eletrólito for, 
maior a força do ácido e maior a condutividade elétrica do mesmo. 
Aprendemos também como calcular a constante de ionização dos ácidos 
através do seu grau de ionização. Por fim, vimos que quanto maior for a diluição de 
um eletrólito, maior será seu grau de ionização (Lei de Ostwald). 
 
 
Referências bibliográficas 
BOSQUILHA, G. E.Minimanual compacto de química: teoria e prática. São Paulo: Rideel, 1999. 
KOTZ, J. C. Química Geral e Reações Químicas, v2. São Paulo: Pioneira Thompson Learning, 2005. 
Referências imagéticas 
Figura 1. PIXABAY. Disponível em:<https://pixabay.com/pt/photos/tempestade-rel%C3%A2mpago-mar-
trovoada-2661132/>. Acesso em: 18 set 19 às 23h50min.