Equilíbrio iônico

                 

É o estudo dos equilíbrios químicos que ocorrem em soluções ácido/base que possuem partículas iônicas

Os valores de Kc expressam as diferentes tendências que as reações tem para ocorrer. Perceba que o ácido perclórico (HClO₄) possui uma tendência maior de liberar íons H⁺ do que o ácido cianídrico. Podemos dizer então, que o HClO₄ é um ácido mais forte do que o HCN, pois um ácido forte é aquele que possui uma maior tendência para liberar os íons H⁺.

No equilíbrio iônico, as constante de equilíbrio para ácidos são denominadas K_a (constante de ionização ou constante de dissociação ácida):

Da mesma maneira, há uma constante para as bases, o K_b (constante de basicidade). Quanto maior for o valor da constante de ionização de uma base, maior será a força dessa base.

Exercício Resolvido 1: (UFVJM-MG) Tendo em vista a tabela:

Ácidos	H2CO3	CH3COOH	HCN
Ka	4.4x10-7	1,8x10-5	4,0x10-10

   A  Lei de  Diluição de Ostwald:

Segundo o químico Wilhelm Ostwald,

Clique na imagem para ampliar.

Quando trabalhamos com eletrólitos fracos, ou seja, ácidos e bases fracos ou sais pouco solúveis, como o valor de α é muito pequeno, a diferença (1 – α) é ≃ 1. Assim, podemos considerar a segunda equação.

Exercício Resolvido 2: uma solução aquosa 0,020 mol/L de ácido acético, CH₃COOH apresenta o ácido 3% dissociado em CH3COO^- e H⁺.

a)  Determine a concentração, em mol/L, de cada um desses íons em solução:

O enunciado forneceu α e m e, assim, podemos aplicar a fórmula:

[H+] = α.m = 3/100 x 0,020 = 6,0x10^-4 mol/L.

b)  Utilizando os valores encontrados no item anterior, calcule o valor da constante de ionização do ácido acético:

Podemos resolver montando a tabela ou, de modo mais simples, aplicando a Lei de Ostwald. Como α é menor que 5%, o ácido é fraco e a fórmula que podemos usar é:

K_a = α².m

K_a = (3/100)².0,020

K_a =1,8x10^-5

    Equilíbrio Iônico da Água:

Em qualquer quantidade de água, parte de suas moléculas se ionizam, conforme a equação:

H₂O _(l) → H⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

Como essa ionização é reversível, temos também a reação de união dos íons formando moléculas de água, descrita pela equação:

H⁺ _(aq) + OH^- _(aq) → H₂O _(l)

Essa duas reações constituem o equilíbrio que envolve as espécies químicas H₂O, H⁺ (ou H₃O⁺) e OH^- e é representada pela equação:

H₂O _(l) ⇋  H⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

Para este sistema, a constante de equilíbrio será:

Segue alguns dados sobre a água:

   Já que a massa molar da água é 18 g/mol, em um litro de água temos 55,5 mols. Portanto, a concentração da água é de 55,5 mol/L. Em condições de equilíbrio, em 1 litro de água temos 1x10^-7 moléculas se ionizam produzindo íons H⁺ e OH^-. a quantidade de moléculas não ionizadas será de (55,5-0,0000001) mols. Como a quantidade de moléculas que se ionizam é muito pequena, podemos considerar este valor como sendo constante e igual a 55,5 mol.

           Como a concentração da água é constante, a constante (K_c) pode ser multiplicada por 55,5 mol/L, fornecendo outra constante. Essa nova constante de equilíbrio será denominada constante de equilíbrio iônico da água e será representada por K_w. A equação matemática que define esta constante é:

K_w = K_c.[H₂O] = [H⁺].[OH^-] → Kw = [H⁺].[OH^-]

           Determinações experimentais indicam que, á temperatura de 25 ºC, as concentrações dos íons H⁺ e OH^- na água pura são iguais a 1.00x10^-7 mol/L. Sendo assim, qual o valor de K_w? O cálculo é simples!

Kw = [H⁺].[OH^-] = 1.00x10^-7 mol/L. 1.00x10^-7 mol/L = 10^-14

            Como o valor de K_w varia com a temperatura, temos de dizer que a 25 ºC o valor da constante de ionização da água é 10^-14.

Potencial Hidrogeniônico (pH):

           Como a concentração dos íons produzidos na ionização da água é extremamente baixa, variando normalmente entre 1 e 10-14 mol/L, é comum expressar as quantidades dos íons H+ e OH- por meio da função logarítmica de suas concentrações. Essa forma simplificada de expressar a concentração é chamada de pH – potencial hidrogeniônico – e de pOH – potencial hidroxiliônico. Normalmente, pH e pOH são definidos da seguinte maneira:

pH = - log[H⁺]

pOH = - log[OH^-]

          Se aplicarmos a mesma função á constante de ionização da água (Kw = [H⁺].[OH^-]), teremos:

- log Kw = - log[H⁺]- log[OH^-]

pKw = pH + pOH

          Logo, como a 25 ºC Kw é igual a 10-14 mol²/L², no equilíbrio iônico da água:

14 = pH+pOH

          De acordo com esta expressão matemática, se conhecermos o pH de uma solução, teremos o pOH subtraindo esse primeiro valor de 14.

Figura 3. Escala de pH. Fonte: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:EscalapH.png

Veja abaixo alguns valores comuns de pH:

Figura 4. Substâncias comuns e seus valores de pH. Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/indicadores-quimicos/

Obs: os cálculos de pH e pOH são feitos com calculadora científica!

Exercício Resolvido 3: (PUC-MG) Ao analisar um determinado suco de tomate, um técnico determinou que sua concentração hidrogeniônica é igual a 0,001 mol/L. Assim, o pH desse suco de tomate é:

a)      2             b) 3               c) 4              d) 9              e) 11

Resolução:

[H+] = 0,001 mol/L = 10^-3 mol/L

pH = - log [H⁺]

pH = - log (10^-3)

pH = 3

Exercício Resolvido 4: a análise de uma determinada marca de água mineral gaseificada revelou que apresenta pH=4. Qual o valor da concentração hidrogiônica, [H⁺], da concentração hidroxiliônica, [OH^-], nesse produto?

Resolução:

pH = 4 → [H+] = 10^-4 mol/L

Como pH + pOH = 14, temos que pOH = 10

pOH = 10 → [OH-] = 10^-10 mol/L.

Solução Tampão

Figura 5. No sangue humano, o pH é rigidamente controlado, só podendo variar entre 7,37 e 7,44. A hemoglobina e o íon bicarbonato atuam no controle o pH do sangue e são chamados de soluções tampões. Fonte: http://www.pipop.info/noticias/detalhes.php?id=1825

É importante ter controle sobre o pH. Na indústria de alimentos, tal controle significa maior tempo de conservação dos alimentos. Na agricultura, seu controle no solo pode significar maior ou menor produtividade.

Os sistemas que possuem capacidade de evitar variações bruscas de pH são denominados tampões e são muito importantes para controlar a acidez de diferentes meios.

Existem expressões matemáticas para o cálculo do pH de uma solução-tampão. São as equações de Henderson-Hasselbach:

Em que: pK_a = - log K_a

Em que: pK_w = - log K_w e pK_b = - log K_b

Exercícios

Dados os tampões encontre o pH: (usar tabela de pKa e pKb).

a) HCN (1,8 M) e NaCN (1,8 M)

pH = pKa + log [sal]/[ácido]

pH = 9, 31 + log [1,8]/[1,8]

pH = 9,31 (eficaz)

b) HCN (1,8M) e NaCN (2,0 M)

pH = pKa + log 2,0/1,8

pH = 9,31 + 0,0045

pH = 9,355

Equilíbrio do Íon comum:

A adição de um íon comum a alguma substância da reação em equilíbrio desloca o equilíbrio de ionização de um ácido ou de uma base. Note que:

• A constante Ka ou Kb não se altera, pois ela depende apenas da temperatura;
• A concentração de H+ ou OH- diminui;
• O grau de ionização do ácido ou da base diminui.

Um exemplo interessante é o do equilíbrio entre o íon cromato, que é amarelo e o íon dicromato que é laranja:

                            Amarelo                      Laranja

A adição de um ácido (que possui o íon comum H+) a uma solução em que exista esse equilíbrio desloca-o para a direita, e então veremos a solução ficar alaranjada:

A adição de ácido clorídrico a uma solução amarela de íons cromato (esquerda) faz com que ela fique alaranjada (direita).

O efeito do íon comum não se faz notar apenas sobre ácidos e bases! Todas as vezes que adicionarmos um íon comum a um equilíbrio que exista em solução, ele será deslocado de acordo com o Princípio de Le Chatelier.

Efeito do Íon não comum:

É possível deslocar um equilíbrio iônico mesmo sem adicionar um íon comum. Para isto basta que o íon adicionado reaja com um dos participantes do equilíbrio, o que diminui sua concentração e, pelo Princípio de Le Chatelier, acaba por deslocar o equilíbrio em direção da sua formação.

No exemplo anterior, a adição de ácido (íon comum H+) desloca no sentido de formação de dicromato. Já a adição de uma base (íon não comum OH-) faz com que o equilíbrio se desloque no sentido do cromato (amarelo). Isso porque a reação de H+ com o OH- (neutralização) diminui a concentração do participante H+. Nesse caso, adicionar uma base equivale a retirar H+.

Baixe o exercício de equilíbrio iônico: http://www.4shared.com/file/LIxsLTsg/file.html?

Video: