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Capitulo - XI - EQUILIBRIO_IONICO

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PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 325
EQUILÍBRIO IÔNICO
 Neste tipo de equilíbrio, serão abordadas soluções aquosas tanto de ácidos quanto bases, que também são 
encontradas em situação de equilíbrio, definido como equilíbrio iônico.
 Ácidos: HA(aq) = H+(aq) + A–(aq)
 Bases: BOH(aq) = B+(aq) + OH–(aq)
 Esse fenômeno é chamado de reação de ionização.
 Exemplo I: HCl + H2O = H3O+ + Cl–
 Exemplo II: HCN + H2O = H3O+ + CN–
 Expressões das constantes de equilíbrio correspondem às suas constantes de ionização, que, nos ácidos, 
são representadas por KA (constante dos ácidos) e para as bases como KB (constante das bases).
[ ]
[ ]
A
A
H Cl
Expressão da constante do ácido clorídrico : K
HCl
H CN
Expressão da constante do ácido cianídrico : K
HCN
+ −
+ −
      =
      =
 
 Em equilíbrios aquosos, a água (H2O(l)) apresenta concentração molar mol.L–1 constante e, por esse motivo, 
não participa da expressão da constante de equilíbrio dos ácidos.
 Observando as expressões acima, podemos perceber que, quanto maior a concentração de íons, maior 
será o valor de sua constante, logo o ácido será o mais forte. 
 Conforme já estudado no capítulo de funções inorgânicas, o ácido clorídrico é um ácido do tipo hidrácido 
mais forte do que o ácido cianídrico (HCN). Logo, a constante de ionização do HCl é maior que do HCN.
 Sendo assim, o ácido clorídrico tem uma tendência maior de liberar íons H+ em solução com relação ao 
ácido cianídrico. Em outras palavras, o ácido clorídrico é mais forte (muito ionizável) que o HCN. (FELTRE, R.; 
2004)
 Resumidamente temos a seguinte tabela mostrada a seguir:
Valor de KA Ácido Base conjugada
ALTO FORTE FRACA
BAIXO FRACO FORTE
 
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI326
Quando o ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos escrever cada constante de acidez para 
cada etapa de ionização, como é mostrado abaixo, para um ácido com dois hidrogênios ionizáveis.
Equilíbrio iônico Expressão da constante
Valor da 
constante
2 4 4H SO H HSO
+ −↔ + [ ]
4
1
2 4
H HSO
K
H SO
+ −   ⋅   = ~ 103
2
4 4HSO H SO
− + −↔ +
2
4
2
4
H SO
K
HSO
+ −
−
   ⋅   =
  
1,2 x 10–2
 Se o ácido tiver mais de dois, o processo é idêntico até o último hidrogênio ionizável. Porém, o valor da 
constante sempre é maior para o primeiro hidrogênio ionizável. 
 Assim como existe a constante dos ácidos, também existe a constante de ionização das bases, representada 
pela expressão KB.
[ ]
4
3 2 4 b
3
NH OH
NH H O NH OH K
NH
+ −
+ −
   ⋅   + ↔ + =
 
 Lei de diluição de Ostwald
 Este químico russo-germânico deduziu pela primeira vez uma expressão matemática relacionando a 
concentração molar com o grau de ionização (α) de uma solução ácida ou básica. 
 Considere a reação de ionização de um monoácido do tipo HA: HA(aq) = H+(aq) + A–(aq)
[HA] [H+(aq)] [A–(aq)]
Início n 0 0
Reagiu – nα + nα + nα
Equilíbrio n–nα nα nα
 Substituindo os valores das concentrações na expressão da constante de equilíbrio, temos:
2
A
n n
M² ² MV VK n(1 ) M.(1 ) 1
V
α α
⋅ α α
= = =
−α −α −α
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 327
 Conclusão desta lei: Uma diluição provoca um aumento do grau de ionização. Quando temos ácidos e bases 
fracos (ionização menor que 5%), os denominadores dos monoácidos e das monobases são considerados 
aproximadamente iguais a 1, e a expressão do ácido e da base ficam expressas da seguinte maneira:
2
A BK M. K M. ²
H M. OH M.+ −
= α = α
   = α = α   
 Para as bases:
 Considere a reação de ionização de um monoácido do tipo X(OH): X(OH)(aq) = X+(aq) + OH–(aq)
 
[X(OH)] [X+(aq)] [OH–(aq)]
Início n 0 0
Reagiu – nα + nα + nα
Equilíbrio n–nα nα nα
 Substituindo os valores das concentrações na expressão da constante de equilíbrio, temos:
2
B
n n
M² ² MV VK n(1 ) M.(1 ) 1
V
α α
⋅ α α
= = =
−α −α −α
 Equilíbrio iônico da água (Kw)
 Considere 1 L de água pura. A massa de água nele presente é 1 kg. Sabendo que a massa molecular da água 
é de 18 g.mol–1, podemos então calcular a concentração molar que é dada por:
[ ] = = =
× ×
H2O
2
H2O solução
m 1000H O 55,56 mol / L
MM V 18 1
 Como geralmente a água reage com substâncias de concentração muito menor que a sua, então 
consideramos a sua variação de concentração como sendo constante. 
 Reação de autoionização da água: 2 (l) 2 (l) 3 (aq) (aq)H O H O H O OH
+ −+ ↔ + , cuja constante é dada por:
[ ] [ ]
3
C C 2 3
2
W 3
H O OH
K K H O H O OH
H O
K H O OH
+ −
+ −
+ −
   ⋅       = → ⋅ = ⋅   
   = ⋅   
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI328
 Essa nova constante KW recebe o nome de produto iônico da água, onde w é a letra da palavra water (água 
em inglês). Na equação da constante da água, vemos que a proporção de hidrônios e hidroxônio são de 1:1, 
sendo assim Kw = [H3O+]² e [H3O+] = [OH–]. A partir desta relação podemos chegar à seguinte conclusão:
Meio Condição
Neutro [H3O+] = [OH–]
Ácido [H3O+] > [OH–]
Base [H3O+] < [OH–]
 A tabela abaixo mostra a variação da constante de equilíbrio da água para diferentes temperaturas.
Temperatura (°C) KW
10 0,29×10–14
20 0,68×10–14
25 1,00×10–14
30 1,47×10–14
40 2,92×10–14
 
 A partir de agora, sempre nos referiremos ao valor de constante de equilíbrio da água a 25°C, como sendo 
respeitada a seguinte relação:
 [H3O+] x [OH–] = 1,0 x 10–14
 [OH–] ↑ implica em [H+] ↓
 Kw constante = 10–14. 
 Escalas de pH e pOH
 Essa escala é uma maneira mais prática de indicar a acidez ou basicidade de um determinado meio aquoso.
 Potencial hidrogeniônico: pH = –log[H3O+] 
 Potencial hidroxiliônico: pOH = – log[OH–]
 Assim sendo, temos:
Meio neutro Meio ácido Meio básico
[H+]= 10–7 mol/L [H+] > 10–7 mol/L [H+] < 10–7 mol/L
[OH–]= 10–7 mol/L [OH–] < 10–7 mol/L [OH–] > 10–7 mol/L
pH = 7 pH< 7 pH > 7
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 329
pOH = 7 pOH > 7 pOH < 7
[H+] . [OH–] = 10–14 pH + pOH = 14
 Constante de Produto de Solubilidade (Kps)
 A solubilidade de uma substância, num determinado solvente, a uma dada temperatura, pode ser 
determinada pelo seu produto de solubilidade (KPS).
 Quando adicionamos determinado sólido em uma quantidade de solvente insuficiente para dissolvê-
lo, forma-se uma solução saturada com corpo de chão, cuja quantidade não se altera, pois a velocidade de 
dissolução (vd) é igual à velocidade de precipitação (vp), tendo assim um equilíbrio dinâmico. (MOORE, W. J., 
1976).
Vd Vp
 Exemplo: Analisando uma amostra de cloreto de prata – AgCl.
 
+ −= +
 
(s) (aq) (aq)
corpo de chão formam a solução saturada
AgCl Ag Cl
 A constante de equilíbrio é dada por: 
 
[ ] [ ]
SK ou PS
constante
S
Ag Cl
K K AgCl Ag Cl
AgCl
K Ag Cl
+ −
+ −
+ −
   ⋅       = ⇒ = ⋅   
   = ⋅   


 Note que a parte sólida não entra no cálculo da constante e esta varia com a temperatura. 
 Relação matemática entre a constante de produto de solubilidade com a solubilidade:
 Exemplo: Considere agora o Ca3(PO4)2, no estado sólido. 
 A solubilidade será dada por:
 Equação química:
 
+ −= +
 
2 2
(s) (aq) 4(aq)
corpo de chão formam a solução saturada
Ca3(PO4)2 3Ca 2PO
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI330
Ca3(PO4)2 3 Ca+2(aq) 2 PO4–3(aq) 
Início Quantidade inicial 0 0
Reagiu S 3S 2S
Equilíbrio Sobra 3S 2S
 
 Kps = [Ca+2]³.[PO4-3]²
 Kps = (3.S)³ . (2.S)² = 108.S5
 Logo, a relação do produto de solubilidade com a solubilidade do fosfato de cálcio é dada pela seguinte 
relação matemática: Kps = 108.S5 .
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 331
Exercícios – Fixação
01. (ITA) 
Considere o produto de solubilidade (Kps), a 25°C, das substâncias I, II e III:
I. Ca(OH)2; Kps = 5,0 x 10–6
II. Mg(OH)2; Kps = 5,6 x 10–12
III. Zn(OH)2; Kps = 3,0