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EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio químico que se estabelece entre as moléculas não ionizadas e os íons resultantes da ionização. O equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico no qual, além de moléculas, estão presentes íons. Ocorre particularmente nos processos de dissociação de: I - ácidos fracos; II - bases fracas e III – água. Nos ácidos e bases fortes a dissociação é quase completa, não ocorrendo, pois, um estado de equilíbrio. Ácidos fortes: HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4.
Bases fortes: alcalinas e alcalino-terrosas.
Ex: Ácido forte: HCl (^) (aq) H^ (aq)+^ +^ Cl^ (aq)-
Base forte: NaOH (^) (aq) Na(aq)+^ + OH(aq)-
(predominam espécies iônicas) Em resumo: Não se define equilíbrio iônico para compostos tipicamente iônicos, ou seja, bases fortes e sais solúveis provenientes de reações de ácido forte com base forte, pois sua dissociação é considerada 100% e, portanto, o sistema é simples e não reversível, sendo assim, jamais entrará em equilíbrio. Dissociação de ácidos ou bases fracas
Nesse caso, ao ser dissolvido em água, haverá um predomínio de moléculas, ao contrário do que ocorreria para um ácido ou base forte. Exemplos: HCN (^) (aq) H^ +(aq) +^ CN^ – (aq) K^ a = 4,2.10^ - NH 4 OH (^) (aq) NH 4 +(aq) + OH-(aq) K (^) b = 4,0.10-
Para equilíbrios iônicos, Kc é denominado K (^) i (constante de ionização ou constante de dissociação iônica). Valores altos de Ki indicam eletrólitos fortes, enquanto valores baixos de Ki indicam eletrólitos fracos.
Obs: Em ionizações de várias etapas, existe uma constante de ionização para cada etapa. A dissociação de ácidos e bases fortes e sais solúveis, como já dito, não é reversível, assim, não faz sentido falar em constante de ionização para essas substâncias. Sinônimos do Ki a) Constante de equilíbrio para ácidos (Ka ) ou constante de ionização para ácidos (K (^) a ) b) Constante de equilíbrio iônico para base (Kb ) ou constante de dissociação para base (Kb ).
c) Constante de equilíbrio iônico para água ou produto iônico da água (Kw ).
Ki é de fundamental importância para medir a força de um eletrólito (ácido ou base). Assim, qu.anto maior for o valor do K (^) i, mais forte será o eletrólito. Exemplos de valores de constantes de equilíbrio para alguns ácidos. (Os dados referem-se à temperatura de 25°C)
É a relação matemática entre a constante de ionização (K (^) i) e o grau de ionização (F 06 1 ) de um eletrólito. Quanto menor a concentração do eletrólito, maior será o seu grau de ionização. Ostwald relacionou K (^) i , M (molaridade) e F 06 1 da seguinte maneira:
K =
α^2 —— — 1 − α
· M
Para eletrólito fraco (α ≤ 5%) F 0A E ( 1 - α ) ≈ 1. Portanto: K = α 2. M
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração molar (mol/L) do eletrólito. Diluindo um ácido fraco, aumenta o α mas diminui a [H +]. Diluindo uma base fraca, aumenta o α mas diminui a [OH-^ ]. Efeito do Íon Comum: O efeito do íon comum descreve o efeito, sobre o
equilíbrio, de uma segunda substância que fornecem íons que podem
participar daquele equilíbrio. Dizemos que os íons adicionados são comuns ao
equilíbrio. Pode-se dizer também que é a aplicação do princípio de Le
Chatelier para equilíbrios iônicos.
Exemplo: Considere o equilíbrio abaixo:
HCN (^) (aq) H^ +(aq) +^ CN^ – (aq)
Adicionando NaCN verifica-se que o equilíbrio desloca-se no sentido da reação inversa. Isso ocorre, pois NaCN dissocia-se em Na +^ e^ CN^ –^ , aumentando a concentração de CN –^.
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A -^ ) produz:
- 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 +) produz:
- 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. Obs: Há íons que apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico, também podem deslocá-lo. Como exemplo, temos a adição de um ácido à dissociação de NH 4 OH, o H^ +^ do ácido reage com o OH^ –^ da base, diminuindo a
concentração desse íon e, conseqüentemente, deslocando o equilíbrio.
EQUILÍBRIO IÔNICO NA ÁGUA
A água é formada por moléculas de H 2 O, vamos considerar um recipiente contendo água pura. Será que as moléculas de H 2 O sofrem alguma interação iônica? A resposta a essa pergunta é sim, pois as moléculas nos líquidos estão
F 0E A Kw = [H +]. [OHF 0 2 D] Ao produto K. [H 2 O] damos o nome de produto iônico da água (Kw). Medidas experimentais mostram que, a 25º, Kw vale, aproximadamente 10 -14^. Para um litro de água a 25º C Kw = 10 -14^ (íons g/ L) 2 Para a água pura F 0A E [H+] = 10-7^ ; [OHF 0 2 D] = 10F 0 2 D^7 Em soluções ácidas F 0A E [H +] > 10F 0 2 D^7 ; [OHF 0 2 D] < 10F 0 2 D^7 Em soluções básicas F 0A E [H+] < 10F 0 2 D^7 ; [OHF 0 2 D ] > 10F 0 2 D^7 Para evitar o uso de expressões matemáticas com expoentes negativos, o químico Sorënsen propôs as seguintes definições: DEFINIÇÕES DE SORËNSEN pH = -log[H +] pOH = -log[OHF 0 2 D]
[H +^ ] = F 06 1. N e [OHF 0 2 D] = F 06 1. N pH = 14 - pOH e pOH = 14 - pH pH + pOH = 14 OBS : lembre-se ainda que: N = M.x
ESCALAS DE pH e pOH
Assim: F 0E 9 [H +] F 0E 9 acidez do meio F 0E A [OHF 0 2 D] F 0E A basicidade F 0E 9 [OHF 0 2 D] F 0E 9 basicidade F 0E A [H + (^) ] F 0E A acidez A medida do pH de uma solução é feita com o auxílio de instrumentos chamados pH metros. No entanto, se quisermos apenas determinar o caráter da mesma, contamos com o auxílio dos Indicadores Ácido-Base , que são substâncias que mudam de cor em certa faixa de pH, que se chama ponto de viragem. SOLUÇÃO TAMPÃO OU PROTETORA OU BUFFER Finalidade: Manter o pH do meio praticamente constante, mesmo com adições moderadas de ácidos ou bases, isto é, uma solução tampão mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são adicionados íons H +^ ou íons OH-^. As soluções tampão têm grande importância biológica. Exemplos: HCO 3 -^ /H^2 CO 3 e HPO 4 2-/H^2 PO^4 -^ , responsáveis pela manutenção do pH do sangue. Composição Química: Ácido Fraco e sal derivado desse ácido: Exemplo: Ácido Acético e Acetato de Sódio; Base fraca e um Sal derivado desta base: Exemplo: Hidróxi de Amônia e Cloreto de Amônia;
Chama-se reação de hidrólise de um sal a reação entre sal e água que produz o ácido e a base correspondentes. Esquematicamente:
Sal + Água Ácido + Base
A hidrólise de um sal é, portanto, a reação inversa à salificação. O processo é reversível, o que justifica seu estudo dentre os equilíbrios químicos.
Considerando que:
- um sal é sempre iônico,
- a água é predominantemente molecular,
- um ácido ou base fraca é predominantemente molecular, pode-se concluir que:
Quem sofre hidrólise não é o sal todo, mas apenas o íon correspondente ao ácido ou à base fracos,
O íon que hidrolisa liberta da água o íon de carga elétrica de mesmo sinal (ou H+^ ou OH-^ )
A liberação de H+^ ou OH-^ vai mudar a solução.
Na solução predomina sempre o caráter do mais forte.
Baseado no acima exposto, quando um sal se dissolve na água, o pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da natureza do sal:
Se for um sal de ácido forte e base forte, o pH é próximo de 7 (neutro), e nenhum dos íons hidrolisam. Ex: NaCl, K 2 SO 4.
Se for um sal de ácido fraco e base forte, a solução é básica (pH > 7), pois somente o ânion hidrolisa, aumentando a concentração de íons OH -^. Ex: NaF, K(CH 3 COO).
Se for um sal de ácido forte e base fraca, a solução é ácida (pH < 7), pois somente o cátion hidrolisa, aumentando a concentração de íons H 3 O+. Ex: NH 4 Cl, Al 2 (SO 4 ) 3.
No caso de um sal de ácido e base fracos, ambos os íons sofrerão hidrólise. Para se determinar o pH da solução, precisaremos conhecer os valores de Kh para o ânion e para o cátion. Se o K (^) h para hidrólise do cátion (que tende a tornar a solução ácida) for maior do que o Kh para hidrólise do ânion (que tende a tornar a solução básica), a solução será ácida, por causa de um pequeno excesso de íons H 3 O+. E vice-versa.
EXERCÍCIOS:
- Calcular o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é de 0,01 íon-g/L. (Resp: pH=2)
- Qual o pOH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é de 0,1 M? (Resp : pOH=1)
- Determinar o pH de uma solução que apresenta [OH-^ ] = 10 -8^ íon-g/L. (Resp: pH=6)
- Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é igual a 10-11^ íon-g/L? (Resp: pOH=3)
- A concentração de íons H +^ de uma solução é de 0,02 íon-g/L. Determinar seu pOH.
16)Tem-se uma solução 0,05 M de ácido acético. Calcular o pH e o pOH dessa solução, sabendo que a constante de ionização do ácido é
- 10-5^.^ ( Resp: pH=3)
- Prepara-se uma solução x molar de um monoácido HÁ. Sabendo que o ácido se encontra 4% ionizado e que o pH é igual a 2, descubra o valor de x. ( Resp : 0,25)
- Calcule o pH e o pOH das soluções: SOLUÇÃO I : 0,02 M de HCN 1,5% ionizado ( Resp : pH = 3,53 e pOH = 10,47) SOLUÇÃO II : 1,4 M de NH 4 OH^ 3 % ionizado ( Resp :^ pH=12,62 e pOH=1,38) SOLUÇÃO III : 0,1 M de HAc 10% ionizado ( Resp : pH=2 e pOH=12)
- A constante de ionização de HClO é 3. 10-8^. Determine o pH de uma solução 0,75M desse ácido. (Resp: 3,83)
- Prepara-se uma solução 0,8M de hidróxido de amônio. Determine o pH da solução, sabendo que a constante da base é 2. 10 -5^.^ (Resp: 11,6)
- Um certo monoácido apresenta constante 1,8. 10 -7. Calcule o pH de uma solução desse ácido, sabendo que se encontra 0,03 % ionizado. (Resp: 3,23)
- A constante de ionização de uma monobase é 4,5 .10 -6. Descubra o pH de uma solução 0,045 M dessa base. (Resp: 10,64)
- Prepara-se uma solução, dissolvendo-se 0,45 g de ácido acético (CH 3 COOH) em água, de modo que o volume da solução seja de 0,5L. Calcule o pH da solução, sabendo que a constante de ionização é
- 10-5^. (Resp: 6,53)
- Prepara-se 0,03L de uma solução 0,2 M de ácido clorídrico (100% ionizado). A seguir, essa solução é diluída, por adição de água, até que o volume se torne 500 mL. Calcule o pH da solução obtida. (Resp: pH = 1,9)
LEMBRETE: [H +] = k.M.^ α^ Ki = M.^ α^2
