EQUIlÍBRIO
IÔNICO
pH e pOH
Constante de Ionização de Ácidos e Bases
+
CH3COOH →
← CH3COO + H
-
[CH3COO ] [H+]
Ka = ————————
[CH3COOH]
Ácido acético
+
NH3 + H2O →
← NH4 + OH
[NH4+] [OH-]
Kb = ——————
[NH3]
amônia
•
•
•
[H2O] não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.
Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > > K3 ...
No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da
ionização (K1).
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Lei da diluição de Ostwald
Considerando um eletrólito HA com molaridade M e grau de ionização α :
HA(aq)
H+(aq)
+
A-(aq)
Início
M
-
-
Reage e forma
α.M
M
α.M
M
α.M
M
M - α.M
M
α.M
M
α.M
M
Equilíbrio
Substituíndo os valores do equilíbrio na expressão da constante de ionização :
Ka =
[H+] . [A-]
[HA]
α.M . α.M
=
=
M . (1-α)
Para eletrólitos fracos 1- α
~
=
α2.M
Ki =
α2.M
(1-α)
1- α
Ki = α 2 . M
1
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou
com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito.
Diluindo um ácido fraco, aumenta o α → mas diminui a [H+].
Diluindo uma base fraca ,aumenta o α → mas diminui a [OH -].
Produto iônico da água
A água pura sofre auto-ionização :
H3O+ + OH-
H2 O + H2 O
ou
H2 O
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H+ + OH-
Substituíndo os valores do equilíbrio na expressão da constante de ionização :
Ka =
[H+] . [OH-]
[H2O]
Como a molaridade da água
permanece praticamente constante
(M = 55,55 mol/L)
Ka . [H2O] = [H+] . [OH-]
Kw
Kw = [H+] . [OH-]
[H+] = 10-7 mol/L
Kw = 10-14 (25ºC)
[H+] = [OH-]
como
então:
[OH-] = 10-7 mol/L
Caráter das Soluções Aquosas
[H+] > 10-7 mol/L e
[OH-] < 10-7 mol/L
Solução básica: [H+] < 10-7 mol/L e
[OH-] > 10-7 mol/L
Solução neutra: [H+] = 10-7 mol/L e
[OH-] = 10-7 mol/L
Solução ácida:
pH e pOH
O dinamarquês Sörensen em 1909 definiu pH como
sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração
hidrogeniônica ou ainda, como o cologarítmo da
concentração hidrogeniônica:
pH = -ℓog[H+]
variação do pH em função das concentrações
de H+ e OH-, a 25 °C:
•
Meio neutro: pH = 7
• Meio ácido: pH < 7
• Meio básico: pH > 7
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Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal)
do inverso da concentração hidroxiliônica:
pH = -ℓog[H+]
variação do pOH em função das concentrações de OH- e H+:
• Meio neutro: pOH = 7
• Meio ácido: pOH > 7
• Meio básico: pOH < 7
Relação entre pH e pOH
pH + pOH = 14 (25°C)
•
•
•
Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H+ e OH-.
Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno número, íons OH-.
Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H+. As concentrações desses íons jamais
se anulam
Efeito do íon comum
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) ocorrerá um
deslocamento de equilíbrio para o sentido dos reagentes com :
•
•
diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução.
O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.
Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) ocorrerá
um deslocamento de equilíbrio para o sentido dos reagentes com :
•
•
diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
diminuição da [OH], portanto diminuição do pH da solução.
O íon comum não altera a constante de ionização da base.
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