Equilíbrio Iônico

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Equilíbrio Iônico 
 
❖ Dissociação eletrolítica de Arrhenius: 
▪ Eletrólitos dissolvidos em água se ionizam 
espontaneamente 
▪ Formam soluções eletricamente neutras 
(carga total de cátions = carga total de 
ânios) 
▪ O grau de dissociação depende da 
concentração e aumenta com a diluição 
▪ A condutividade da solução se relaciona 
com a fração ionizada 
❖ Constante de ionização: 
▪ K = [A+] x [B-] 
 [AB] 
▪ Exemplo: AxBy + H2O → xA+m + yB-n 
▪ Seria: Kc = [A+m]x x [B-n]y 
 [AxBy] 
▪ As substâncias sólidas e os solventes não 
participam da constante de ionização 
❖ Grau de ionização (): 
▪  = número de mols ionizados (ni) 
 número total de mols (n) 
❖ Lei da Diluição de Ostwald: 
▪  = ni 
 n 
▪ ni = n x  
▪ M = n 
 V 
▪ K = M x 2 
 1 -  
 AB A+ B- 
Tzero n 0 0 
Equilíbrio n – n x  n x  n x  
 
Equação 
n - n x  
V 
M – M x  
n x  
V 
M x  
n x  
V 
M x  
 
 
❖ Ácido fraco:   5% 
❖ Ácido moderado:  < 50% 
❖ Ácido forte:   50% 
❖ Anfóteras ou anfipróticas: substâncias que, 
como a H2O, apresentam comportamento 
ácido ou básico, dependendo da espécie com 
que reagem 
❖ Reação de Auto-Ionização da água: 
▪ H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq) + OH-(aq) 
▪ Kw = [H3O+] x [OH-] 
▪ À 25ºC, Kw = 1,01 x 10-14 
▪ A água é um eletrólito fraco 
▪ Quando [H3O+] = [OH-], o meio é neutro, 
assim, [H3O+] = 1,01 x 10-7 
▪ pH = - log [H3O+] 
▪ [H3O+] > [OH-]: meio ácido 
▪ [H3O+] < [OH-]: meio básico 
▪ pH + pOH = 14 à 25ºC 
❖ Propriedades logarítmicas: 
▪ log10x = Y, então 10y = x 
▪ loga(x x y) = logax + logay 
▪ loga(x / y) = logax – logay 
▪ logaxp = p x logax 
❖ Para ácidos e bases fortes, é possível pegar a 
concentração de [H3O+] ou de [OH-] e colocar 
diretamente na fórmula de pH = - log [H3O+] 
e de pOH = - log [OH-], respectivamente 
❖ Ácidos e bases fracas: 
▪ Para ácidos, Kc = Ka = [H3O+] x [A-] 
 [HA] 
▪ Para bases, Kc = Kb = [X+] x [OH-] 
 [XOH] 
▪ Quanto maior for o valor de Ka ou de Kb, 
mais forte será o ácido ou a base, respec-
tivamente 
▪ Kw = Ka x Kb 
▪ Quanto mais forte a base, mais fraco será 
o ácido conjugado 
▪ Quanto mais forte o ácido, mais fraca será 
a base conjugada 
▪ Ácidos polipróticos: alguns ácidos, como o 
ácido sulfídrico (H2S), o ácido sulfúrico 
(H2SO4) e o ácido fosfórico (H3PO4), com 
a capacidade de ceder mais do que um 
próton (H+) e, na maior parte, pode-se 
desprezar a partir da segunda protólise 
▪ Para ácidos: 
➢ Balanço de massa (BM): CHA = [HA] 
+ [A-] 
➢ Balanço de carga (BC): [H+] = [A-] 
➢ [HA] = CHA – [H+] 
➢ Assim, Ka = [H+]2 . 
 CHA – [A-] 
➢ [H+]total  [H+]HA 
➢ [H+] << CHA, assim, [HA]  CHA 
➢ Logo, [H+] = Ka x CHA 
▪ Para bases: 
➢ BM: CXOH = [XOH] + [X+] 
➢ BC: [X+] = [OH-] 
➢ [XOH] = CXOH – [OH-] 
➢ Assim, Kb = = [OH-]2 . 
 CXOH – [OH-] 
➢ [OH-]total  [OH-]XOH 
➢ [OH-] << CXOH, assim, [XOH]  CXOH 
➢ Logo, [OH-] = Kb x CXOH 
❖ Para ácidos ou bases fortes muito diluídos: 
▪ A água (1,01 x 10-7) formará mais do que o 
ácido ou a base forte 
▪ [H+]total = [H+]água + [H+]HA 
▪ [H+]água = [OH-]água 
▪ [H+]HA  CHA 
▪ [H+]total = Kw + CHA 
 [H+]total 
▪ Logo, [H+]total2 – CHA x [H+]total – Kw = 0 
❖ Formação de sais: 
▪ Ácido + Base → Sal + Água 
▪ Sal formado pela reação de ácido forte 
com base forte 
▪ Sal formado pela reação de ácido forte 
com base fraca 
▪ Sal formado pela reação de ácido fraco 
com base forte 
▪ Sal formado pela reação de ácido fraco 
com base fraca 
❖ Hidrólise de sais: 
▪ É o processo em que íons provenientes 
de um sal reagem com a água (inverso 
da reação de neutralização) 
▪ XA + H2O → XOH + HA 
▪ Ácido forte com base fraca: 
➢ X+ + A- + H2O → XOH + H+ + A- 
➢ Khidrólise = Kw 
 Kb 
➢ [H+] = [XA] 
➢ Kw = [H+] x [XOH] 
Kb [X+] 
➢ pH = - log Kw x [XA] / Kb 
➢ Solução levemente ácida 
▪ Ácido fraco com base forte: 
➢ X+ + A- + H2O → HA + OH- + X+ 
➢ Kh = Kw 
 Ka 
➢ [OH-] = [HA] 
➢ Kw = [OH-] x [HA] 
Ka [A-] 
➢ pH = - log Kw x Ka / [XA] 
➢ Solução levemente básica 
▪ Ácido fraco com base fraca: 
➢ X+ + A- + H2O → HA + XOH 
➢ Kh = Kw . 
 Ka x Kb 
➢ pH = - log Kw x [XA] / Kb 
➢ pH = - log Kw x Ka / [XA] 
➢ Solução levemente ácida, básica 
ou neutra, dependendo do Ka ou 
Kb 
❖ Lei de Hidrólise: 
▪ Grau de hidrólise (h) = número de mols 
ionizados / número total de mols 
 
▪ Kh = M x h2 
 1 - h 
 AB A+ B- 
Tzero n 0 0 
Equilíbrio n – n x h n x h n x h 
 
Equação 
n - n x h 
V 
M – M x h 
n x h 
V 
M x h 
n x h 
V 
M x h 
 
❖ Solução tampão: 
▪ Solução que resiste a mudanças de pH 
quando ácidos ou bases são adicionados 
ou quando uma diluição ocorre 
▪ Pode haver pouca diferença de pH ou 
mudança nenhuma 
▪ Ao adicionar uma solução básica em uma 
solução tampão: 
➢ Diminuição da concentração de 
ácido, já que irá neutralizar a base, 
assim, [ácido] = ninicial – nadicionado / Vt 
➢ Aumento da concentração de sal, 
assim, [sal] = ninicial + nadicionado / Vt 
▪ Solução tampão ácida: 
➢ Mistura de um ácido fraco e sua 
base conjugada 
➢ H3CCOOH (eletrólito fraco) + Na+ + 
H3CCOO- (eletrólito forte) 
➢ Adição de ácido: H+ + H3CCOO- 
➢ Adição de base: OH- + H3CCOOH 
➢ pH = pKa + log [A-] 
 [HA] 
➢ pH = pKa + log [XA] 
 [HA] 
▪ Solução tampão básica: 
➢ Mistura de uma base fraca e seu 
ácido conjugado 
➢ NH4OH (eletrólito fraco) + NH4+ + 
Cl- (eletrólito forte) 
➢ Adição de ácido: H+ + NH4OH 
➢ Adição de base: OH- + NH4+ 
➢ pOH = pKb + log [X+] 
 [XOH] 
➢ pOH = pKb + log [XA] 
 [XOH] 
❖ Capacidade tamponante: 
▪ É a quantidade de matéria de um ácido 
forte ou de uma base forte necessária 
para que um litro de solução tampão 
apresente uma mudança de uma unidade 
no pH 
▪ Diretamente relacionada à concentração 
total das espécies do tampão (ácidas e 
básicas), assim como à razão destas 
▪ É verificado que um tampão é mais 
efetivo a mudanças no pH quando seu pH 
é igual ao pKa, ou seja, quando as 
concentrações das espécies ácida e 
básica são iguais 
▪ A região de pH útil de um tampão é 
usualmente considerada como sendo de 
pH = pKa  1