Equilíbrio químico de soluções

Prévia do material em texto

Equilíbrio ácido-base 
Definição de Arrhenius 
Um ácido é uma substância que quando dissolvida em água libera íons 
hidrogênio H+, enquanto uma base é uma substância que quando dissolvida em água 
libera íons hidroxila OH-. 
Essas definições são aplicadas somente em soluções aquosas. 
 
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq) 
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) 
 
Definição de Bronsted 
Um ácido é um doador de prótons (H+), e uma base é um aceptor. O próton H+ 
não existe livre, somente hidratado. 
 
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) 
 
Pares ácido-base conjugados 
Define-se um par ácido-base conjugado, como um ácido e sua base conjugada. 
A base conjugada é a espécie que resulta da remoção de um próton de um ácido. Já 
o ácido conjugado resulta da adição de um próton a uma base de Bronsted. 
Se um ácido é forte, a base conjugada não é mensurável. Caso o ácido seja fraco, 
a base também é fraca. 
 
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq) 
Base 1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 
Equilíbrio químico de soluções 
Força relativa de ácidos 
Considere a reação: A + H2O  B + H3O+ 
Sua constante de equilíbrio é: 𝐾 = 
[𝐵][𝐻3𝑂+]
[𝐴][𝐻2𝑂]
, em que a concentração da água é 
aproximadamente constante, logo: 𝐾𝑎 = 
[𝐵][𝐻3𝑂+]
[𝐴]
. Vale ressaltar que: 𝐾𝑎 = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏
 
Entende-se que Ka é a constante de ionização do ácido ou constante de acidez. 
De acordo com esse valor, o ácido e base podem ser classificados como fortes ou 
fracos. 
 
Força dos ácidos 
O Ka varia com a temperatura. 
 
Propriedade Ácido forte Ácido fraco 
Valor Ka Alto Baixo 
Posição do equilíbrio de ionização Deslocado para 
direita 
Deslocado para 
esquerda 
[H+] no equilíbrio comparado 
aos instantes iniciais 
[H+] praticamente 
igual 
[H+] muito menor 
Com relação à base conjugada Fraca Muito fraca 
 
Força relativa de bases 
Sua constante de equilíbrio é 𝐾𝑏 = 
[𝐴][𝑂𝐻−]
[𝐵]
. Vale ressaltar que: 𝐾𝑏 = 
𝐾𝑤
𝐾𝑎
. 
 
Produto iônico da água 
Considere a reação de autoionização da água: 2 H2O (l)  OH- (aq) + H3O+ (aq), 
em que Kw = [OH-][H3O+], ou seja, Kw = [H+][OH-]. 
Kw é o produto iônico da água, que a 25ºC é igual a 1x10-14. 
Para um par ácido-base conjugado obtém-se: Kw = Ka x Kb. Quando é aplicado 
log em ambos os lados da equação se entende que: pKw = pKa + pKb, em que quanto 
maior o valor de pK, mais fraco o ácido ou a base. 
A água pode agir como um ácido ou como uma base, conforme reação. 
Em uma solução neutra, existe a mesma concentração de H3O+ e OH-. Para 
água pura, entende-se que pH = pOH = 7. 
 
Equilíbrio iônico 
Aquele que ocorre entre uma substância e seus íons em solução. É aplicado 
somente para ácidos e bases fracas. A razão entre o número de moléculas ionizadas 
e o de moléculas adicionadas na solução aquosa é definida como Grau de ionização. 
Quanto maior esse valor, mais forte é o ácido ou a base. 
 
Grau de ionização (α) = Moléculas ionizadas / Moléculas adicionadas 
 
Lei de diluição de Ostwald 
Quanto mais diluída estiver uma substância, mais ionizada ela estará. Assim, 
quanto menor a molaridade, maior seu α. Essa lei mostra a influência da diluição de 
uma solução no grau de ionização. 
 
• Ka = 
𝛼2𝑀
1− 𝛼
 
• Para ácidos e bases fracos (α < 5%): Ka = α2M 
 
Espécies antipróticas 
As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas são 
chamadas anfipróticas. 
Um exemplo é o íon H2PO4-, que na presença de um doador de prótons se 
comporta como uma base e na presença de um receptor, se comporta como um ácido. 
 
pH e pOH 
• Potencial hidrogeniônico: pH = - log [H+] 
• Potencial hidoxiliônico: pOH = - log [OH-] 
• Relação entre pH e pOH: pH + pOH = 14 
 
A escala mais conhecida é válida na temperatura de 25º C. Quanto menor o pH, 
mais ácido o meio. Quanto maior o pH, mais básico/alcalino o meio. 
 
Soluções aquosas e seu pH 
• Sempre que aumentar o [H+], o [OH-] irá diminuir; 
• Sempre que aumentar o [OH-], o [H+] irá diminuir. 
 
• Soluções neutras: [H+] = [OH-] 
• Soluções ácidas: [H+] > [OH-] 
• Soluções básicas: [OH-] > [H+] 
 
Cálculo de pH de soluções de ácidos fracos 
O pH de um ácido fraco depende da transferência de prótons para a água. A 
concentração do íon hidrônio [H3O+] e da base conjugada deve satisfazer a constante 
de acidez do ácido (Ka). 
 
• Desprotonação = Molaridade 
𝐴−
[𝐻𝐴] 𝑥 100
 ou 
[𝐻3𝑂+]
[𝐻𝐴] 𝑥 100
 
 
Ka = atividades dos produtos / atividades dos reagentes ou Ka = 
𝑥2
[𝐻𝐴]𝑖
, se x << [HA]i. 
 
Etapas Ácido, HA mol/L H3O+ Base conjugada A- 
1 – Molaridade inicial [HA]i 0 0 
2 – Molaridade alterada -x +x +x 
3 – Molaridade do equilíbrio [HA]i – x x x 
 
Cálculo de pH de soluções de bases fracas 
O pH de uma base fraca depende da percentagem de protonação, ou seja, da 
percentagem de moléculas de base que foram protonadas na água. Como os íons 
hidróxidos (OH-) estão em equilíbrio com os íons hidrônio (H3O+), pode-se usar 
valores de pOH e pKw para calcular o pH. 
 
• Protonação = Molaridade 
𝐻𝐵+
[𝐵]𝑖 𝑥 100
 ou 
[𝐻𝐵+]
 [𝐵]𝑖 𝑥 100
 
 
Etapas Ácido, HA mol/L H3O+ Base conjugada A- 
1 – Molaridade inicial [B]i 0 0 
2 – Molaridade alterada -x +x +x 
3 – Molaridade do equilíbrio [B]i – x x x 
 
Hidrólise salina 
Ao serem dissolvidos em água, os sais, dependendo de sua composição, podem 
tornar o meio ácido, básico ou neutro. 
 
• Sal de ácido forte e base fraca – Solução ácida; 
• Sal de ácido fraco e base forte – Solução básica; 
• Sal de ácido forte e base forte – Solução neutra; 
• Sal de ácido fraco e base fraca – De acordo com Ka e Kb. 
 
Produto de solubilidade - Kps 
O produto de solubilidade é a constante do equilíbrio entre um sal não dissolvido 
e seus íons em uma solução saturada. 
• Em um equilíbrio heterogêneo sólido-líquido, existe uma troca constante de íons 
entre a solução e o precipitado; 
• Este equilíbrio está presente mesmo em situação envolvendo compostos 
insolúveis. 
 
Efeito do íon comum 
A redução da solubilidade de um sal pouco solúvel é afetada na presença de um 
íon comum.