Resolva as questões:
a- Calcule a força iônica de uma solução aquosa 0,010 molal de ácido monocloroacético, CH2 ClCOOH, a 25^circ C, sabendo-se que seu grau de dissociação é 0,380 ;
R: I=3,8 times 10^-3
b- Empregando a lei limite de Debye-Huckel, calcule o coeficiente médio de atividade do ácido nas condições referidas. (A=0,509);
R: gamma pm=0,930
c- Por que o valor de gammai, de uma espécie iônica isolada, calculado pela lei limite, não pode ser comprovado experimentalmente?
d- Comparando a teoria de Arrhenius com a de Debye-Huckel, por que pode-se concluir que a entropia de uma solução de eletrólito forte, prevista pela teoria do primeiro, deve ser maior do que aquela calculada pelo segundo?

Passo 1

Beleza, aqui a gente tem quatro coisinhas pra resolver sobre soluções de eletrólitos:
a) Calcular a força iônica de uma solução 0,010 m de ácido monocloroacético (HA), sabendo que o grau de dissociação α = 0,380.
b) Usar a lei limite de Debye–Hückel para achar o coeficiente médio de atividade γ± do ácido.
c) Explicar por que o valor de γ_i de um único íon, dado pela lei limite, não dá pra medir experimentalmente.
d) Comparar a teoria de Arrhenius com a de Debye–Hückel e entender por que a entropia prevista por Arrhenius é maior.
O que a gente vai usar:
  • Definição de força iônica:
  • Conceito de grau de dissociação e como achar as molalidades de H⁺ e A⁻.
  • Lei limite de Debye–Hückel:
  • Noções de atividade, coerção de carga e por que só existe coeficiente médio.
  • Ideia de entropia de solução ideal vs solução com interação iônica.

Passo 2

(Parte a) Calcular a força iônica
  1. O ácido monoprótico HA dissocia assim:
  2. A molalidade total de soluto é molal. Com α = 0,380, as molalidades de íons são:


    A parte não dissociada, , não contribui pra força iônica (z=0).
  3. Agora a definição de força iônica:


    .

Passo 3

(Parte b) Coeficiente médio de atividade usando Debye–Hückel limite
  1. A lei limite diz:

    Pra nosso ácido monoprótico, e , então .
  2. Substituindo (a 25 °C) e :


  3. Passando de log pra valor:
    .

Passo 4

(Parte c) Por que não dá pra medir γ_i de um íon isolado?
Porque numa solução eletrostaticamente neutra você sempre tem cargas positivas e negativas juntas. A gente só consegue medir atividade média dos pares iônicos (γ±). Não existe método experimental que separe a contribuição de um único cátion ou ânion: sempre aparece o efeito de ambos pra manter a neutralidade.

Passo 5

(Parte d) Arrhenius vs Debye–Hückel na entropia de solução
  • Teoria de Arrhenius trata a solução de eletrólito forte como ideal: íons totalmente livres, sem interação, máxima desordem → entropia alta.
  • Debye–Hückel leva em conta a “atmosfera iônica” (as cargas se cercam de íons opostos), introduzindo interação eletrostática e reduzindo o grau de liberdade dos íons → entropia menor.
    Logo, Arrhenius superestima a entropia porque ignora as interações iônicas.

Resposta

a)
b)
c) Não dá pra medir γ_i isolado por causa da neutralidade elétrica: só existe atividade média de pares iônicos.
d) Arrhenius assume solução ideal (sem interação) → maior entropia; Debye–Hückel inclui interações iônicas → entropia menor.

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