Equilíbrio Iônico

Teoria Completa

Equilíbrio Iônico

Como mencionado na teoria de Equilíbrio Químico, equilíbrio iônico é todo o equilíbrio que envolve pelo menos um íon.

Por isso ele é especialmente importante quando estudamos ácidos e bases, uma vez que esses caras liberam íons no meio.

Constantes de Ionização

A gente já viu como se calcula o K c de uma reação. A partir do K c vamos definir uma constante de ionização, que será representada de K i . Olha só como isso funciona... Para um ácido qualquer H A , sofrendo ionização no meio aquoso:

H A + H 2 O ⇌ H 3 O ( a q ) + + A ( a q ) -

K c = H 3 O + . [ A - ] H A . [ H 2 O ]

Mas a reação ocorre em meio aquoso, certo? Nesse caso, a quantidade de água que “reage” em relação ao total de água no meio é muuuuuuuuito pequena.

Por isso, a gente considera a quantidade/concentração de água constante.

K c . [ H 2 O ] = H 3 O + . [ A - ] H A

Quando uma constante multiplica uma constante, temos uma nova constante. Pensando nisso, a galera resolveu dar um nome pra constante resultante da multiplicação entre K c e [ H 2 O ] . Essa nova constante é, justamente, nossa constante de ionização.

K c . H 2 O = K i = H 3 O + . [ A - ] H A

No caso dos ácidos, muitas vezes o K i é chamado de K a ou constante ácida, constante de acidez.

Da mesma forma, a constante de dissociação de uma base é chamada de K b , constante de basicidade ou basicidez. Olha aí:

B O H ⇌ ⏞ H 2 O B ( a q ) + + O H ( a q ) -

K i = K b = B + . [ O H - ] [ B O H ]

Aqui, também é bom a gente definir o que significa p K a e p K b .

Esse p na frente das constantes significa - l o g . Portanto:

p K a = - l o g K a             e             p K b = - l o g K b

Esse p é útil pra não trabalhar com números muito pequenos ou muito grandes, como o de algumas constantes.

Quanto maior o K a , menor o p K a e mais forte é o ácido.

Quanto maior o K b , menor o p K b e mais forte é a base.

E a gente pode entender isso olhando para os equilíbrios de ionização e dissociação. Uma base forte libera bastante O H - , o que leva a altos valores de K b . Da mesma forma, um ácido forte libera bastante H 3 O + , o que leva a altos valores de K a .

Ionização de Poliácidos

Sabe aqueles ácidos que possuem vários H + ? Como o H 2 C O 3 , o H 3 P O 4 entre outros...

Pra esses caras, cada etapa de ionização vai ter seu próprio K a . E o K a da etapa global é a multiplicação dos K a das etapas. Olha só:

E para um poliácido, K a 1 > K a 2 > K a 3 .

Ou seja, fica cada vez mais difícil de liberar o próton pro meio. O que é bem lógico, uma vez que a cada hidrogênio liberado, mais negativo o cara fica e mais “apegado” aos seus prótons ele está, certo?

Lei da Diluição de Ostwald

Vamos pensar na tabelinha de equilíbrio para a ionização de um ácido, o H A .

Inicialmente não temos H 3 O + nem A - no meio, e adicionamos o ácido de concentração M, pra falar de molaridade.

O número de mols do ácido que reage é igual a M.𝛼, uma vez que:

α = n °   d e   m o l s   q u e   r e a g i r a m n °   d e   m o l s   i n i c i a l

E a quantidade de H 3 O + e A - formadas é igual a quantidade de ácido ionizada.

Assim, a quantidade de ácido no equilíbrio é a inicial menos o que reagiu, enquanto a quantidade de H 3 O + e A - no meio será aquela formada pela ionização do ácido.

Assim, podemos dizer que:

K a = H 3 O + . [ A - ] H A = ( M α ) ² M - M α = M ² α ² M ( 1 - α ) = M α ² ( 1 - α )

Só fomos manipulando matematicamente, ok?

Agora, se o ácido for muuuuuuito fraco, ele vai sofrer bem pouca ionização, o que significa que α é muito pequeno.

Se α → 0 , ( 1 - α ) → 1 e o K a ≅ M α ² .

Por que que isso é importante?

Porque o Sr. Ostwald olhou pra essa fórmula e percebeu que, para eletrólitos fracos, que possuem α bem pequenos, quanto menor a concentração ( M ) maior será o grau de ionização ( α ). Afinal, o K a deve ser mantido constante e:

K a ≅ M α ²

O mesmo vale para bases e outros eletrólitos fracos. A diluição infinita, ainda que sejam fracos, os eletrólitos sofrem dissociação/ionização total.

Efeito do íon comum

Lembra que quando a gente adiciona um cara presente no equilíbrio, o equilíbrio se desloca a fim de “consumir” esse cara?

Então pensa mais uma vez na ionização do nosso querido H A :

H A + H 2 O ⇌ H 3 O ( a q ) + + A ( a q ) -

Se a gente adicionar A - no meio, o equilíbrio vai se deslocar pra a esquerda, a fim de consumir o excesso desse cara e entrar em equilíbrio de novo, ou seja, restituir o valor de K a .

Nesse caso, o ácido vai se ionizar menos, ficando na forma protonada mesmo.

E esse efeito de diminuição de ionização/dissociação devido à presença de um íon no meio é conhecido como efeito do íon comum.

Esse capítulo é super importante, então eu te aconselho a dar uma fixada em tudo com os exercícios que a gente selecionou! Vambora?

Expandir

Exercício Resolvido #1

IFRN – Lista de Equilíbrio Aquoso. Professor Albino Oliveira Nunes. Questão 08.

A constante de ionização do hidróxido de amônio ( K b ) , a uma dada temperatura é 2,0 . 10 - 6 . Calcule o seu grau de ionização, na mesma temperatura:

a) Em solução 0,1 mol/L.

b) Em solução 0,001 mol/L.

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Passo 1

Pra quem viu a tabelinha que usamos na teoria, não fica muito complicado.

Vamos ver qual a relação entre o grau de ionização e o K b do hidróxido de amônio, o N H 4 O H .

Pois, no início temos apenas N H 4 O H no meio, na concentração molar M . Sabemos que a quantidade de moléculas que reagem é dada pela multiplicação entre o grau de ionização ( α ) a a quantidade inicial/total de molécula, dada por M .

Como, na reação de dissociação do hidróxido de amônio cada 1 mol de N H 4 O H dissociado gera 1 mol de N H 4 + e 1 mol de O H - , a quantidade de N H 4 O H que reage é igual a quantidade formada de N H 4 + e O H - .

E no equilíbrio temos sempre a quantidade inicial de cada espécie, menos o que foi consumido (reagiu), mais o que foi produzido (formado).

Tal que:

K b = N H 4 + . [ O H - ] [ N H 4 O H ] = M α . ( M α ) M - M α = M ² α ² M ( 1 - α ) = M α ² 1 - α

Portanto, a partir do valor de K b e M, podemos calcular o valor de α .

Passo 2

a) Para bases fracas, como o hidróxido de amônio, e com concentrações altas, pode-se utilizar a aproximação de que 1 - α ≅ 1 , porque o grau de ionização de eletrólitos fracos é muito pequeno. Dessa forma:

K b = M α ² 1 - α ≅ M α ²

E o cálculo fica, simplesmente:

K b ≅ M α 2

2,0 . 10 - 6 = 0,1 . α ²

α = 4,47 . 10 - 3 = 0,45 %

Sem a aproximação:

K b = M α ² 1 - α

2,0 . 10 - 6 = 0,1 α ² 1 - α

0,1 α 2 + 2,0 . 10 - 6 α - 2,0 . 10 - 6 = 0

α = - 2,0 . 10 - 6 ± 2,0 . 10 - 6 2 - 4.0,1 . - 2,0 . 10 - 6 0,2 = - 2,0 . 10 - 6 ± 8,94 . 10 - 4 0,2

α ' = 4,46 . 10 - 3         α " < 0

Nesse caso, os valores considerando a aproximação e fazendo a conta completa são muito próximos.

Passo 3

b) No item b, com concentração menor, o α se torna maior (ionização mais extensiva) e a aproximação pode não ser adequada.

K b = M α ² 1 - α

2,0 . 10 - 6 = 0,001 α ² 1 - α

0,001 α 2 + 2,0 . 10 - 6 α - 2,0 . 10 - 6 = 0

α = - 2,0 . 10 - 6 ± 2,0 . 10 - 6 2 - 4.0,001 . - 2,0 . 10 - 6 0,002 = - 2,0 . 10 - 6 ± 8,95 . 10 - 5 0,002

α ' = 4,37 . 10 - 2         α " < 0

Caso tivéssemos optado pela aproximação, teríamos:

K b ≅ M α 2

2,0 . 10 - 6 = 0,001 . α ²

α = 4,47 . 10 - 2 = 4,47 %

Tá, concordo que a diferença não foi tão grande. Mas fica a dica: quanto menor a concentração, pior a aproximação.

Resposta

a) α = 4,46 . 10 - 3

b) α = 4,47 . 10 - 2

Exercício Resolvido #2

Unimep – Introdução à Química Industrial. Questão 02.

Se colocarmos 5,00.10 5 moléculas de H 3 P O 4 em água, podemos notar que, delas, somente 1,35.10 5 sofrem ionização.

a) Qual o grau de ionização do H 3 P O 4 (na concentração e temperatura da medida).

b) Como se pode classifica-lo quanto à força?

c) Ele é um hidrácido? Por quê?

d) Ele é binário? Por quê?

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Passo 1

a) Bora calcular esse grau de ionização:

α = n °   d e   m o l é c u l a s   q u e   r e a g e m n °   d e   m o l é c u l a s   t o t a l = 1,35 . 10 5 5,00 . 10 5 = 0,27 = 27 %