Quimica Analitica Aula 9

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02/04/2018
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Técnico em Química
Química Analítica Qualitativa
Prof. Edil Lins
Aula 9
Lei da diluição de Ostwald
O químico Friedrich Wilhelm
Ostwald (1853‐1932), nascido na
Letônia, estudou bastante os
equilíbrios iônicos e foi o primeiro
cientista a relacionar o grau de
ionização ou de dissociação (α) de
monoácidos e monobases, com a
concentração em mol/L (M) e com a
constante de ionização ou de
dissociação (Ki).
Baseado em seus estudos, ele criou a
seguinte lei:
Lei de diluição de Ostwald: Numa dada temperatura, à medida que a concentração em 
mol/L de um dado eletrólito diminui, o seu grau de ionização ou dissociação aumenta, 
ou seja, eles são inversamente proporcionais.
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Lei da diluição de Ostwald
Consideremos que determinado ácido genérico, representado por HA, seja dissolvido 
em certo volume de água, gerando os íons H+ e A‐. Veja como isso ocorre:
Lei da diluição de Ostwald
A constante de ionização para o equilíbrio acima é dada por:
Sabemos que a concentração em quantidade de matéria (M) é em mol/L, 
assim, vamos relacionar o número de mol de cada espécie acima (do ácido e 
dos íons) com o volume da solução para sabermos as concentrações:
M = [ ] → Vamos usar os colchetes porque na fórmula da constante de 
ionização a concentração das espécies é representada assim.
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Agora, vamos pegar esses valores e
substituir na expressão da constante de
ionização para o equilíbrio acima:
Sabemos que n/V é igual à 
concentração em mol/L (M), 
então, temos:
Lei da diluição de Ostwald
Observe que essa fórmula mostra o que a lei de Ostwald, mencionada no 
início, diz sobre a concentração e o grau de ionização ou dissociação serem 
inversamente proporcionais, portanto, se um aumenta, o outro diminui.
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Lei da diluição de Ostwald
• Isso é verdade, pois imagine que diluíssemos a solução, acrescentando mais água,
isso iria fazer com que a concentração em mol‐L diminuísse. Com isso, o grau de
ionização ou dissociação iria aumentar porque o eletrólito iria dissolver mais.
• Ki é uma constante, que só irá ser alterada com a mudança da temperatura. Isso
significa que em uma temperatura fixa o produto α2 . M é constante.
• Outro fator importante é que, no caso de ácidos e bases fracos ou sais pouco
solúveis, em que o α é baixo, podemos considerar que 1 – α é aproximadamente
igual a 1. Substituindo (1 – α) por 1 na equação de Ki acima, temos:
• Ki = α2 . M
• Essa é a expressão usada no caso de eletrólitos fracos.
A Lei da Diluição de Ostwald
Expressão matemática que relaciona a constante de ionização (K) com o grau 
de ionização (α) e a concentração em mol/L (m) de uma solução de um ácido 
ou base.
Sabendo que o grau de ionização de um ácido () é:
Dividindo o numerador e o denominador por volume:
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Assim:
Substituindo os valores das concentrações no equilíbrio na constante
de ionização, obtemos a expressão conhecida como Lei da diluição de
Ostwald (1888). Esta lei é válida para monoácidos e monobases
Quando trabalhamos com ácidos ou bases fracos, o valor de  é menor (ou
igual) a 5%. Desta forma, podemos simplificar a lei de diluição de Ostwald:
A constante de equilíbrio possui um valor constante a uma 
temperatura fixa e, dessa forma, o produto 2 . m deve permanecer 
constante. Quando diluímos uma solução de ácido ou base fracos, o 
valor de m diminui e, em consequência,  deve aumentar para que o 
produto 2 . m permaneça constante.
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a) Lei da diluição de Ostwald
HA   H+ +  A–
[HA] [H+] [A-]
Quantidade 
inicial
n
(10)
0 0
Mols 
ionizados
n x 
(10x0.6=6)
n x 
(10x0.6=6)
n x 
(10x0.6=6)
Equilíbrio n(1 - )
(10-6=4)
n x 
(6)
n x 
(6)
Molaridade n(1 - )
V
nx
V
nx
V
Kc=[H
+].[A‐]/[HA]
Logo:
KC= Então: KC=
para eletrólitos fracos  é pequeno, então      1 –
  1
Então:
Kc = ( n/V) . 2 ou  Kc = molaridade . 2
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EXEMPLO
(UFPA) O grau de dissociação iônica do hidróxido de
amônio em solução 2 molar é 0,283% a 20 °C. A
constante de ionização da base, nesta temperatura, é
igual a:
Resolução:
Kc = molaridade . 2
Então:
Kc = 2 . (0,00283)
2
Kc = 1,6.10 
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