Resumo Equilíbrio Iônico parte 1

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Química Analítica 
 
- Equilíbrio químico para espécies iônicas: 
Eletrólito: Toda espécie que quando dissociada ou ionizada, origina íons (cátions ou ânions), pela 
adição de um solvente. Desta forma torna-se um condutor de eletricidade, estes podem ser 
classificados como fortes ou fracos, da seguinte forma: 
Eletrólitos fortes: substância que está completamente ionizada em solvente. Suas soluções 
conduzem eletricidade melhor que o soluto puro. Os eletrólitos são oferecidos normalmente por 
substâncias iônicas ionizáveis. Ionizam cerca de 90-95% do soluto. 
Exemplo: 10 NaCl (aq) → 10 Na+ (aq) + 10 Cl- (aq) 
Eletrólitos fracos: substância que está parcialmente ionizada em solução, ou seja, possui íons livres 
na solução, assim como possui moléculas, que caracteriza a solução pela pausa na condutividade 
elétrica. O eletrólito fraco e os íons ficam em equilíbrio com moléculas não dissociadas. Apenas 10-
20% do soluto. 
Exemplo: Supondo uma ionização de 10% do ácido acético em água, como a seguir: 
10 CH3COOH ↔ 1 CH3COO- + 1 H+ 
Interpretando a reação de dissociação acima, é possível perceber que das 10 moléculas de ácido 
acético, apenas uma se ionizou, as outras nove moléculas permanecem na sua fórmula molecular 
CH3COOH. 
- Teoria das soluções iônicas: 
Dissociação eletrolítica de Arrhenius: 
I) Eletrólitos dissolvidos em água se ionizam espontaneamente devido a polaridade da 
água. 
II) As soluções formadas são eletricamente neutras, isto porque a quantidade de cargas 
positivas geradas é equivalente a quantidade de cargas negativas geradas. 
III) O grau de dissociação ( 20% ou 40% de ionização) depende da concentração e 
aumenta com a diluição (isto porque o responsável pela quebra das ligações dos solutos 
e assim, pela dissociação deles, formando os íons), então quanto maior a concentração 
de água, maior a dissociação. 
IV) A condutividade da solução se relaciona com a fração ionizada (porque depende da 
existência de espécies carregadas no meio da solução, então quanto maior for o valor 
dessas em solução, maior condutibilidade ela terá). 
 
- Constante de ionização: 
Considerando uma solução diluída do eletrólito fraco AB como a seguir : 
AB ↔ A+ + B- 
Sua ionização parcial pode ser definida pela expressão matemática a seguir: 
K = [A+] + [B-] 
 [AB] 
 
Desta forma podemos concluir que a constante de equilíbrio analisa a capacidade de ionização de 
determinada espécie, portanto, quanto maior a constante K, maior a quantidade de íons formados, 
ou seja, o numerado é grande e o denominador é pequeno. Ao contrário, a ionização de eletrólitos 
fracos gera valores de constante massivamente menores. 
 
Para eletrólitos fracos, temos a seguinte reação genérica do eletrólito fraco AxBy: 
 
AxBy + H2O ↔ xAm+ + yBn- 
A sua constante de equilíbrio iônico pode ser expressa matematicamente da seguinte forma: 
 
Kc = [A+m]x + [B-n]y 
 [AxBy] 
 
A água não aparece na equação da constante de equilíbrio por ser o solvente e se encontrar na 
forma líquida. 
- Grau de ionização 
Apesar de constante de equilíbrio não pode ser alterada por nenhum fator, tendo em vista que se 
trata de uma constante, outros fatores podem afetar o grau de ionização de determinada espécie. 
Um desses fatores é a formação de concentrações distintas, é possível obter maior ionização ou 
menor. 
O grau de ionização é a relação entre o número de mols ionizados e o número de mols total, 
representando assim a capacidade de uma espécie de se ionizar mediante mudanças nas 
concentrações. Esse valor é expresso pela seguinte relação matemática: 
α = n° de mols ionizados (ni) 
 n° total de mols (n) 
 
Quando o número total de mols se igualar ao número de mols ionizados, temos que ni = n. 
Além disso, se quisermos descobrir quanto de íons foi formado a partir da reação, é possível 
multiplicar o número total de mols pelo grau de ionização, da seguinte maneira: 
ni = n * α 
 
 - Lei da diluição de Ostwald: 
De acordo com Arrhenius, o grau de ionização é diretamente ligado e dependente da diluição do 
soluto, desta forma Ostwald buscou relacionar o grau de ionização (que é variável mediante o 
número de mols ionizados) com a constante, visando facilitar a determinação do parâmetro variável. 
Sabemos que: 
α = ni 
 n 
E que podemos relacionar o número de mols ionizados da seguinte forma: 
 ni = n * α 
Além disso, sabemos que a concentração molar corresponde a seguinte expressão: 
M = n / v 
 
 AB ↔ A+ + B- 
T zero n 0 0 
Equilíbrio n- nα nα nα 
Equilíbrio em 
função da 
concentração M 
n- nα 
V 
nα 
V 
nα 
V 
M - Mα Mα Mα 
 
 
Substituindo em K, teremos a seguinte expressão: 
 
K = [Mα] * [Mα] → K = M2 * α2 → K = M * α2 
 [M – Mα] M * (1 – α) 1 - α 
 
Essas expressões facilitam o trabalho visto que se tem uma diluição de determinada solução, assim, 
pode-se considerar concentração molar. De forma análoga, tem-se a facilitação da descoberta do 
grau de ionização (α), tem em vista que a concentração molar já e conhecida, bem como o valor 
da constante (K). 
O grau de ionização pode classificar um ácido quanto á sua força e capacidade de doar íons H3O+ 
da seguinte forma: 
Ácido forte Ácido moderado Ácido fraco 
α ≥ 50 % α < 50% α ≤ 5% 
 
- Exercícios: 
I) O ácido acético é um importante ácido orgânico que apresenta um baixo grau de ionização. Em 
solução aquosa, constitui o tempero conhecido pelo nome de vinagre. De cada 1000 moléculas de 
ácido acético dissolvidas em água, apenas 13 moléculas sofrem ionização. Calcule o grau de ionização 
desse ácido e classifique-o quanto à sua força. 
α = 13 moléculas → α = 0,013 
 1000 moléculas 
 
Se quisermos transformar o α em percentual, este seria 1,3% de moléculas de ácido acético se 
ionizaram. 
II) A cada 6,115 litros de sulfeto de hidrogênio gasoso H2S, borbulhado na água, verifica-se que 
4,647*10-3 L reagem sofrendo ionização e formando o ácido sulfídrico, H3O+ (aq) . S2- (aq). Todo 
o volume restante continua na forma molecular. Baseado no grau de ionização (α), indique se esse 
ácido sulfídrico é forte, moderado ou fraco. 
α = ni → α = 4,647*10-3 L → α = 0,000759 ou 7,59 * 10-4 
 n 6,115 L 
Transformando em porcentagem para fazer a comparação: 
α % = α * 100 
α= 7,59*10-4 * 100 
α= 0,076% 
Portanto podemos concluir que o ácido é fraco. 
III) Uma solução 0,1M de ácido acético está 1,3% ionizada. Calcule a constante de ionização do 
ácido acético. 
K = M * α2 → K = 0,1 * (0,013)2 → K = 0,0000169 → K = 0,000171 ou 1,71 * 10-4 
 1 – α 1 – 0,013 0,987 
 
É importante sempre lembrar de converter o grau de ionização quando o mesmo for dado em 
porcentagem. 
 
IV) Qual o grau de ionização do ácido acético, numa solução 0,10 mol/L a 25°C ? 
Dado: Ka (CH3COOH) = 1,8 * 10-5 a 25° C 
K = M * α2 → 1,8 * 10-5= 0,10 mol/L * α2 → 1,8 * 10-5 * -1,8 * 10-5 α = 0,10 mol/L * α2 
 1 – α 1 – α 
 
0,10 mol/L * α2 * - 1,8 * 10-5 α * 1,8 * 10-5 = 0 
𝑥 =
−1,8 ∗ 10−5 ± √1,8 ∗ 10−5
2
− 4 ∗ 0,10 ∗ −1,8 ∗ 10−5 
2 ∗ 0,10
 
x= -1,8 * 10-5 + 0,0028 
0,2 
 
x= 0,01409 ou seja α = 0,01409 e α%= 1,409