EQUILÍBRIO IÔNICO

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EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
1. Equilíbrio de solubilidade 
 
Produto de solubilidade: Kps 
NaCl₍s₎ ⇄ Na⁺₍aq₎ + Cl⁻₍aq₎ 
Kps= [Na⁺] [Cl⁻] 
 
⬝ Adição de sólido não afeta o equilíbrio 
⬝ Efeito do íon comum → diminui a solubilidade Q>Kps 
⬝ Solubilidade = x dissociado 
 
2. Equilíbrio Ácido-Base 
 
I) Definição 
 
⬝ Arrhenius -> H⁺; OH⁻ 
⬝ Brönsted-Lowry -> doação H⁺ 
⬝ Lewis -> doação de elétron 
 
II) Força de ácidos e bases 
 
⬝ Fortes: HCl, H₂SO₄, NaOH, HBr, HI, HClO₄, HClO₃. (ioniza totalmente) 
⬝ Fracos: NH₄OH, NH₃, CH₃COOH, HF, H₂SO₃, HnO₂, HCN, H₂CO₃, NH₄⁺. (ioniza 
parcialmente) 
 
HA + H₂O ⇄ H₃O⁺ + A⁻ Ka = {[H₃O⁺ ][A⁻]}/[HA] 
B + H₂O ⇄ HB⁺ + OH⁻ Kb = {[HB⁺][OH⁻]}/[B] 
 
⬝ Quanto maior for o Ka, mais forte é o ácido. 
⬝ Quanto maior for o Kb, mais forte é a base. 
⬝ Quanto mais forte o ácido ou base, maior sua tendência em ionizar. 
 
III) pH, pOH, Kw (auto-ionização da água) 
 
⬝ pH = -log [H₃O⁺] 
⬝ pH+pOH = 14 = pKw 
⬝ Kw = [H₃O⁺] [OH⁻] 
⬝ Kw = Kb x Ka, quanto maior for o Kb maior será o Ka e vice-versa. 
 
Exemplo de pH de uma solução de ácido forte (HCl 0,1 mol/L) 
[H₃O⁺] = 0,1 mol/L 
pH= -log 0,1 = 1 
*O mesmo é válido para pOH de base forte. 
 
Exemplo de pH de uma solução de ácido forte diluído (HCl 1x10⁻⁸mol/L) 
*Neste caso, deve-se considerar o H₃O⁺ proveniente da auto-ionização da água (H₃O). 
 
H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH⁻ [H₃O⁺ ] = 1x10⁻⁷mol/L 
H₂O + HCl ⇄ H₃O⁺ + Cl⁻ [H₃O⁺ ] = 1x10⁻⁸mol/L 
 [H₃O⁺]total = 1,1x10⁻⁷mol/L 
pH= -log 1,1x10⁻⁷ = 6,96 
*Se fosse 10⁻¹² mol/L o pH seria 6,9999999 porque a [H₃O⁺] do ácido passa a ser insignificante. 
 
IV) Ácidos Polipróticos 
 
Exemplos: H₂CO₃, H₂SO₃ 
 
H₂O + H₃A ⇄ H₂A⁻ + H₃O⁺ Ka1= {[H₂A⁻] [H₃O⁺]}/ [H₃A] 
H₂O + H₂A⁻ ⇄ HA²⁻ + H₃O⁺ Ka2= {[H₂A²⁻] [H₃O⁺]}/ [H₂A⁻] 
H₂O + HA²⁻ ⇄ A₃⁻ + H₃O⁺ Ka3= {[A₃⁻] [H₃⁺]}/ [HA²⁻] 
 
*Ka1 > Ka2 > Ka3 
 
pH de uma solução de ácido poliprótico 
*Considera apenas H₃O⁺ da primeira ionização Ka1 >>> Ka2   
 
V) Cálculo de pH de ácidos e bases muito fracos 
 
⬝ Ka ou Kb será muito baixo  
⬝ Usar a aproximação: concentração >>> x 
x é muito pequeno, logo, há pouca dissolução 
 
VI) pH de ácidos e bases muito fracos e diluídos 
 
*Deve-se considerar a contribuição do H₃O⁺ e OH⁻ proveniente da H₂O 
[OH⁻] = (Kb[B] + Kw)1/2 
[H₃O⁺] = (Ka[ácido] + Kw)1/2 
*Usar quando Ka ou Kb < 10⁻⁸ 
 Ka [ácido] ≈ Kw 
 Kb [base] ≈ Kw 
 
VII) Hidrólise de sais  
⬝ Quanto menor for o Ka ou Kb mais pronunciada será a hidrólise 
 
 
VIII) Hidrólise de sais polipróticos 
 
⬝ Como Ka1 > Ka2 > Ka3 a hidrólise é mais pronunciada para o 3º equilíbrio. 
 
pH de solução Na2S → usa apenas a 1ª hidrólise  
 
S²⁻ + H₂O ⇄ HS⁻ + OH (hidrólise insignificante) 
H₂S/HS⁻ Ka1 
HS⁻/S²⁻ Ka2 
Kh(Kb) = Kw/Ka2 
*O mesmo para o íon A³⁻ → considera apenas a hidrólise deste. 
 
Sais com ânion com H ionizável (NaHA) 
⬝ Comportamento anfiprótico 
Ionização= H⁺ (ácido) Ka 
Hidrólise= OH⁻ (básico) Kh(Kb) 
 
⬝ Diferença entre Ka e KH(kb) determina o pH 
Ka >Kh pH<7 
Ka = Kb pH≈7 
Ka<Kb pH>7 
 
Cálculo do pH 
 
[H₃O⁺] = √{(Ka1 Ka2 [HA⁻] +Kw)/(Ka+[HA⁻])} 
 
 
Aproximações 
 
Para [NaHA] ~ [HA⁻] ← mais usada que a anterior 
[H₃O⁺] = √{(Ka1 Ka2 [NaHA] +Kw)/(Ka+[NaHA])} 
 
Para ([NaHA]/Ka1) >>>1 (usado no cálculo de hidrólise (Kh) e (Ka2 [NaHA]) >>> Kw (usado 
na ionização): 
[H₃O⁺] = √(Ka Ka2) 
 
Soluções tampão  
 
pH = pKa + log [sal]/[ácido]​​​​ 
pH = 14- pKb + log [base]/[sal]