Equilíbrio iônico - Resumo com Exercícios

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Equilíbrio Iônico
O equilíbrio iônico é um caso particular do equilíbrio químico e estuda o comportamento 
dos íons em solução.
Uma solução é classificada como eletrólito forte pela grande quantidade de espécies 
iônicas liberadas em solução. Já um eletrólito fraco tem o número de íons reduzido.
O equilíbrio é medido pela constante de equilíbrio e pelo grau de equilíbrio. Para que ele 
ocorra, é necessário que a temperatura seja constante e o sistema não tenha trocas com 
o ambiente.
Equilíbrio iônico de ácidos e bases
Os exemplos mais comuns de equilíbrios iônicos são os que envolvem ácidos e bases em
solução aquosa.
Ionização do ácido
Ácido é um composto covalente que ioniza em água e libera H+ em solução, formando 
íons hidrônio H3O+.
O deslocamento do equilíbrio está relacionado com a força do ácido: quanto mais forte o 
ácido, o equilíbrio será deslocado para direita, no sentido de formação das espécies 
iônicas.
Dissociação da base
Base é um composto iônico que se dissocia em água e libera íons OH-.
O deslocamento do equilíbrio está relacionado com a força da base: quanto mais forte a 
base, o equilíbrio será deslocado para direita, no sentido de liberação das hidroxilas em 
solução.
Constante de equilíbrio para ácidos e bases
A constante de equilíbrio é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio, levando em 
consideração os aspectos cinéticos das reações químicas.
Ela é obtida a partir das concentrações das espécies, conforme a expressão a seguir:
Constante de ionização
Para os ácidos, utiliza-se a constante de ionização, que é definida a partir de Kc.
Reação
Constante de
ionização
Considerando que a água é um líquido puro, a concentração dessa substância não 
participa do cálculo da constante e é substituída pelo número 1.
Constante de dissociação
Para as bases, utiliza-se a constante de dissociação, que é definida a partir de Kc.
Reação
Constante de
dissociação
Quanto aos valores das constantes é importante lembrar que:
1. Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido.
2. Quanto maior o valor de Kb, mais forte é a base.
3. O valor da constante varia conforme a temperatura.
Lei da diluição de Ostwald
O químico alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932), de acordo com suas observações sobre 
os equilíbrios iônicos, formulou a seguinte lei:
Um eletrólito (ácido, base ou sal) cuja concentração em mols diminui no volume
da solução, a uma dada temperatura, tem seu grau de ionização ou 
dissociação elevado.
A lei de diluição de Ostwald relaciona:
• Constante de ionização (K)
• Grau de dissociação ( )
• Concentração em mol/L (M)
Para
monoácidos
Ao trabalhar com ácidos fracos, cujo é menor que 5%, a expressão
pode ser simplificada para:
Para
monobases
Ao trabalhar com bases fracas, cujo é menor que 5%, a expressão
pode ser simplificada para:
Essas expressões são úteis para prever o comportamento ácidos e bases fracas quando 
ocorre uma diluição.
Quando aumentamos o volume da solução, diminuímos a concentração, pois: 
Consequentemente, o grau de dissociação aumenta para que o valor de K permaneça 
constante, já que ele só modifica com a temperatura.
Deslocamento de equilíbrios iônicos
Três fatores podem alterar o equilíbrio químico: pressão, temperatura e concentração.
Os equilíbrios em fase gasosa são mais sensíveis às variações de pressão. Já as 
mudanças de temperatura, alteram o valor da constante de equilíbrio e favorecem 
reações que absorvem calor.
Considerando a temperatura constante, temos que o fator que altera o equilíbrio iônico em
fase aquosa é a concentração.
Efeito do íon comum
Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando ocorre uma perturbação em um sistema em 
equilíbrio, esse sistema reage para minimizar a alteração sofrida.
Quando adicionamos substâncias ou íons que já participam de um equilíbrio, haverá um 
deslocamento que gerará o consumo da espécie e um novo equilíbrio será estabelecido.
Exemplo:
A dada temperatura, a equação a seguir está em equilíbrio:
Calculando a constante de equilíbrio com os valores dados, temos que:
Se adicionarmos à solução 0,35 mol de uma substância que contenha a espécie A-, 
aumentaremos a quantidade dela no meio.
Como o sistema está em equilíbrio, haverá um deslocamento para a esquerda, de forma 
que o excesso da espécie A- seja consumido, e o valor constante de equilíbrio seja 
restabelecido.
Pela estequiometria da reação, vemos que 0,1 mol de H+ reagiu com 0,1 mol de A- e 
produziu 0,1 mol de HA para retornar ao equilíbrio.
Mudaram-se os valores das concentrações, mas a constante de equilíbrio permanece a 
mesma.
Com esse exemplo, podemos observar que o íon comum:
• Diminui o grau de ionização do ácido.
• Diminui a concentração de H+.
• Aumenta da concentração da substância não ionizada.
• Não altera a constante de equilíbrio.
Efeito do íon não comum
O deslocamento de equilíbrio também ocorre quando se é adicionado um íon que reaja 
com um participante do equilíbrio.
Acontece a retirada ou adição de uma substância e o sistema restabelecerá o equilíbrio 
produzindo ou consumindo mais dela.
Exemplo:
A dada temperatura, a equação a seguir está em equilíbrio:
O equilíbrio pode ser deslocado de duas formas:
• Adição de ácido: o excesso de íons H3O+ desloca o equilíbrio para direita consumindo
os íons hidrônio e a solução ficará laranja pela produção do dicromato.
• Adição de base: a hidroxila liberada pela base consome os íons H3O+ e o sistema 
desloca o equilíbrio para esquerda, produzindo mais desse íon e a solução fica amarela 
pela produção do cromato.
Exercícios
1. (PUC-MG) A tabela a seguir se refere a dados de forças relativas de ácidos em 
soluções aquosas, à temperatura ambiente. Das soluções aquosas da tabela, a melhor 
condutora de eletricidade é:
a) 0,1 mol/L de HNO2
b) 0,1 mol/L de HBr
c) 0,1 mol/L de CH3COOH
d) 0,1 mol/L de HBrO
e) 0,1 mol/L de HIO
2. (UFPA) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio, NH4OH, em solução 2 
mol/L é 0,283% na temperatura de 20 °C. A constante de ionização da base, nessa 
temperatura, é igual a:
a) 1,6 ∙ 10–5
b) 1,0 ∙ 10–3
c) 4,0 ∙ 10–3
d) 4,0 ∙ 10–2
e) 1,6 ∙ 10–1
3. (Fuvest) No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio:
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique sua 
resposta.
Gabarito
1) Alternativa correta: b) 0,1 mol/L de HBr.
A constante de ionização de um ácido é dada pela relação:
Sendo assim, quanto maior o valor de Ka, mais espécies iônicas foram liberadas em 
solução.
Os íons são capazes de conduzir eletricidade em solução, pois como observou Arrhenius 
em seus experimentos, a subdivisão em partículas eletricamente carregadas faz com que 
ocorra a passagem de corrente elétrica.
O ácido bromídrico tem o maior Ka da tabela, e isso significa que ele libera mais espécies 
iônicas em solução, facilitando a condução.
2) Alternativa correta: a) 1,6 ∙ 10–5
Para encontrar o valor da constante de ionização da base, podemos utilizar a expressão 
da Lei de Diluição de Ostwald, pois relaciona o grau de dissociação e a concentração da 
seguinte forma:
Substituindo os termos pelos valores dados no enunciado, temos que:
3) Resposta:
O ácido acético é um ácido carboxílico que possui o grupo funcional -COOH. Na ionização
do ácido, ocorre a liberação do cátion hidrônio (H3O+) e do ânion acetato (CH3COO-).
Com a adição de uma base nessa solução, ocorrerá a liberação de hidroxilas (OH-), como
no exemplo a seguir:
As hidroxilas reagirão com os íons hidrônio em uma reação de neutralização.
O equilíbrio então será deslocado para direita no sentido de ionização do ácido acético, 
pois íons hidrônio estão sendo consumidos e o sistema reage produzindo mais dele.
	Equilíbrio Iônico
	Equilíbrio iônico de ácidos e bases
	Ionização do ácido
	Dissociação da base
	Constante de equilíbrio para ácidos e bases
	Constante de ionização
	Constante de dissociação
	Lei da diluição de Ostwald
	Deslocamento de equilíbrios iônicos
	Efeitodo íon comum
	Efeito do íon não comum
	Exercícios