EQUILÍBRIO IÔNICO
Prof º. Mano
GRAU DE IONIZAÇÃO (α)
Define-se para ácidos e bases, respectivamente, o grau de ionização ou
dissociação α, calculado pela expressão:
α=
quantidade de matéria dissociada ou ionizada
quantidade de matéria inicial
O grau de equilíbrio apresenta valor
entre 0 e 1, ou seja, 0 e 100%.
EQUILÍBRIO IÔNICO
O Equilíbrio químico que se estabelece entre moléculas e seus respectivos íons recebe o nome de Equilíbrio Iônico, representado por Ki.
HCN ↔ H+ + CNO Equilíbrio iônico é um caso especial do equilíbrio químico, que ocorre
com eletrólitos fracos. Estes, em solução aquosa, permitem determinar o
grau de ionização e a constante de equilíbrio.
Para o HCN temos:
HCN ↔ H+ + CNKi = [H+] . [CN-]
HCN
Quando o eletrólito for um ácido, chamamos Ki de Ka.
Ka = constante de ionização ácida
Ka = [H+] . [CN-]
HCN
Quando maior Ka, myais forte é o acido, e menor o pH.
Para o Mg(OH)2 temos:
Mg(OH)2 ↔ Mg²+ + 2 OHKi = [Mg+2] . [OH-]²
[Mg(OH)2]
Quando o eletrólito for uma base, chamamos Ki de Kb
Kb = constante de dissociação basica.
Kb = [Mg+2] . [OH-]²
[Mg(OH)2]
Quando maior Kb, mais forte é a base, e maior o pH
Lei da diluição de Ostwald
Ki = α² . [
]
1-α
Numa dada temperatura, a medida que a concentração em mol/L
de um acido, base ou sal diminui, seu grau de ionização ou
dissociação (α) aumenta.
Para α < 10%, 1 – α = 1, Logo:
Ki = α² . [
]
Somente para ácidos e bases fracas
[H+] = α . [ácido]
[OH-] = α . [base]
Equilíbrio Iônico da água
A água é um eletrólito fraco e sofre auto ionização em escala muito pequena,
apresentando baixos valores de Kc e grau de ionização.
H2O ↔ H+ + OHKi = [H+] . [OH-]
[H2O]
Ki . [H2O] = [H+] . [OH-]
KW = [H+] . [OH-]
KW = 1x10-14
Soluções Neutras, ácidas e básicas a 25°C
E quando a água não for pura?
Água pura
Solução ácida
Solução básica
Solução neutra
[H+] = 10-7
[H+] = 10-3
[H+] = 10-11
[H+] = 10-7
[OH-] = 10-7
[OH-] = 10-11
[OH-] = 10-3
[OH-] = 10-7
Kw = 10-14
Kw = 10-14
Kw = 10-14
Kw = 10-14
Solução ácida: Quando a concentração de H+ é maior que a concentração de
OH– = [H+] > [OH-]
Solução básica: Quando a concentração de OH- é maior que a concentração
de H+ = [OH-] > [H+]
Solução neutra: Quando as concentrações de H+ e OH– são iguais =
[OH-] = [H+] = 10-7
Cálculos de pH e pOH
Para facilitar o uso de valores com expoentes negativos para [H+] e
[OH-], o químico Soren Lauritz Sorensen propôs uma forma mais
prática de fazer essa indicação com o auxilio de logaritmos.
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
Para soluções neutras, temos:
[H+] = 10-7
[OH-] = 10-7
[OH-] x [H+] = 10-14
Escala de pH e pOH
[H+]
10o
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pOH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
[OH-]
10-14
10-13
10-12
10-11
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
10o
Solução Ácida
Solução Neutra
Solução Básica
Como interpretar o cálculo de pH e pOH de uma
solução???
1° tipo de análise: Quando for dado a concentração HIDROGENIÔNICA
ou HIDROXILIÔNICA, aplica-se as fórmulas de pH e pOH.
• Ex 1: Qual o pH e pOH de uma solução de um ácido, HA, cuja
concentração é igual a 10-4 mol/L?
• Ex 2: Qual o pH e pOH de uma solução de hidróxido de sódio, NaOH,
cuja concentração é igual a 0,001 molar?
• Ex 3: Qual o pH e pOH de uma solução de ácido clorídrico, HCl, cuja
concentração é igual a 0,00005 molar? Dado log 5 = 0,69
2° tipo de análise: E quando não for dado a concentração dos íos H+ ou
OH- e sim a concentração da solução?
Existem problemas de pH e pOH onde as concentrações de H+ e OH- não
são fornecidas diretamente. Nesses casos devemos usar as seguintes
fórmulas:
[H+] = α . [ácido]
[OH-] = α . [base]
• Ex 4: Qual o pH e pOH de uma solução 0,1 mol/L de ácido acético, que
se apresenta 1% ionizado?
• Ex 5: Qual o pH de uma solução de hidróxido de sódio, NaOH, que foi
preparada dissolvendo-se 8g dessa base em 500 mL de água? (Dado:
massa molar do NaOH = 40g/mol)
• Ex 6: Qual o pH de uma solução 0,1 mol/L de HCl, que foi diluída de 1L
para 5L?