Já ouviu falar em Equilíbrio Iônico?

Equilíbrio iônico

Segundo a teoria de Arrhenius, os ácidos são compostos covalentes que reagem com a água, sofrendo ionização, isto é, ocorre a formação de íons que não existiam anteriormente, sendo que apresentam como único cátion o hidrônio (H~3~O+). Já as bases são compostos capazes de sofrer dissociação na água, ou seja, ocorre a separação dos seus íons que já existiam, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH–.

Na realidade, essas reações de ionização dos ácidos e dissociação iônica das bases são reações reversíveis que podem atingir o equilíbrio químico. Isso é mostrado abaixo, considerando um ácido genérico (HA) e uma base genérica (BOH):

HA + H~2~O~(ℓ)~ ⇄ H~3~O+~(aq)~ + A–~(aq)~
BOH ⇄ B+~(aq)~  + OH–~(aq)~

“Equilíbrio iônico é todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons.”

Gráfico de velocidade por tempo de uma reação em Equilíbrio Iônico
Gráfico de velocidade por tempo de uma reação em Equilíbrio Iônico

Constante de Ionização de Ácidos – Ka

1. Ácidos com apenas uma etapa de ionização ionização :

Ex: HCN(aq) ⇄ H+(aq) + CN– (aq)    Ka = [H+].[CN-]
[HCN]

Quanto maior o Ka , maior é a força do Ácido

Ácidos com mais de uma etapa de ionização:

H~2~S ⇄ H+ + HS–    1ª Etapa K~1~ = [H+].[HS-]
[H~2~S]

HS– ↔H+ + S2-       2ª Etapa K~2~ = [H+].[S2-]
[HS-]
Ka = K~1~.K~2~
K~1~ > K2

Constante de Ionização das Bases – Kb

NH~4~OH ⇄ NH~4~+ + OH–         Kb = [NH4+].[OH-]
[NH~4~OH]

Quanto maior o Kb maior a força da base

Grau de ionização

A dissociação de íons em determinada substância dificilmente será total. Um ácido é considerado forte, por exemplo, quando ele, em solução aquosa, é capaz de dissociar uma grande quantidade de íons. Por outro lado, um ácido será fraco quando ele, em solução aquosa, dissociar pequena quantidade de íons.

Como você já deve ter notado, a dissociação de íons em soluções aquosas depende do grau de ionizaçãoda substância.

Ao colocar-se 1 mol de HCl em 1 litro de água, verifica-se que para cada 1000 moléculas de HCl dissolvidas, 920 sofrem ionização e 80 permanecem sem se ionizar. Assim, podemos calcular o grau de ionização (alfa) do HCl pela razão:

O grau de ionização do HCl será, portanto: 920/1000 = 0,92 = 92%. Disso podemos concluir que o HCl é um eletrólito forte.

Lei da diluição de Ostwald

É, justamente, descrita como a relação matemática entre o grau de ionização α (em fração molar) e a constante de equilíbrio K~a~.

Se chamarmos a quantidade de mols dissolvida de M, teremos então que:

Neste caso, podemos considerar o seguinte equilíbrio:

Equilíbrio de ácidos fracos

Considerando um monoácido fraco hipotético HA, que em meio aquoso se dissocia em H+ + A–, teremos que sua constante de ionização será:

Como o monoácido é fraco, alfa será menor que 5% (0,05), ou seja, muito pequeno. Neste caso 1 – alfa será aproximadamente 1.

Chegamos então a uma fórmula mais simplificada para a constante de equilíbrio dos ácidos fracos:

Força dos Hidrácidos e Oxiácidos

Para sabermos se um oxiácido é forte, moderado ou fraco, criamos um número “n”, que será igual ao número de oxigênio menos o número de hidrogênios ionizáveis, ou seja:

n = nº átomos de O – nº átomos H ionizáveis

Dessa forma, teremos:

Equilíbrio iônico da água

A água é a molécula mais conhecida. É provável que a maioria das pessoas saiba o que significa a fórmula H~2~O. A água é formada pela ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Quando a ligação é quebrada, dá origem a íons com cargas de sinais contrários. Para entender é só observar a dissociação iônica da água:

H~2~O (l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq)

A equação mostra que os íons H+ e OH– são provenientes da molécula H~2~O. Estes íons estão em equilíbrio, logo a reação também está em equilíbrio.

As concentrações de íons H+ e OH– que estão no equilíbrio diversificam com a temperatura, porém constantemente estarão iguais entre si:

Kw → [H+]. [OH–] produto iônico da água , portanto, [H+] = [OH–]

Em uma água pura a 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH- mostram um valor igual a 10-7 mol/L.

Água pura medindo 25 ºC → [H+] = [OH–] = 10-7 mol/L


Relação entre H+ e OH– das soluções

pH e pOH

Escala criada pelo dinamarquês Sorensen para Carlsberg em 1909 que facilita o tratamento das informações de concentrações.

Ele definiu o termo pH pela expressão expressão: pH = – log [H+]  e consequentemente [H+] = 10-pH


Hidrólise salina

Todos os sais dissolvidos na água sofrem dissociação, liberando seus íons, conforme a reação genérica abaixo, onde x e y representam os menores números inteiros não divisíveis:

Sal + água → cátion + ânion

C~x~A~y(s)~ + x.y H~2~O~(l)~ → x C+y~(aq)~ + yA-x ~(aq)~

No entanto, conforme dito no início, alguns desses cátions ou ânions reagem com a água, originando o que denominamos de hidrólise. Assim, soluções ácidas e básicas com diferentes valores de pH podem ser obtidas.

É importante lembrar que:

Somente sais derivados de ácidos e bases fracos reagem com água.

Não ocorre hidrólise de sais derivados de ácidos fortes e bases fortes. Nesse caso, a solução formada será neutra, ou seja, com pH= 7. Se uma base forte entrar em contato com a água, ela permanecerá predominantemente dissociada e um ácido forte predominantemente ionizado. Isso nos mostra que praticamente não há afinidade entre seus íons e os íons formados pela água.

O grau de ionização (α) é que define se um ácido ou base são fracos, moderados ou fortes, conforme a regra a seguir:

*Para ácidos:

α > 50% – ácido forte (exemplos: ácido clorídrico (HCl), ácido nítrico (HNO~3~) e ácido sulfúrico (H~2~SO~4~));
5%< α < 50%- ácido semiforte (exemplos: ácido sulfuroso (H~2~SO~3~), ácido fosfórico (H~2~PO~4~) e ácido fluorídrico (HF));
α < 5% – ácido fraco (exemplos: ácido sulfídrico (H~2~S), ácido bórico (H~3~BO~3~) e ácido cianídrico (HCN)).

*Para bases:
α  ≈100% – bases fortes: bases de metais alcalinos (exemplos: hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de potássio (KOH)) e algumas de metais alcalino-terrosos (exemplos: hidróxido de cálcio (Ca(OH)~2~) e hidróxido de estrôncio (Sr(OH)~2~);
α < 5% – bases fracas: bases de metais de transição e dos metais das famílias 13, 14 e 15 (exemplos: hidróxido de magnésio (Mg(OH)~2~) e hidróxido de amônio (NH4OH)).

*O cátion só reage com a água se formar uma base fraca: O grau de afinidade do cátion desse sal pelo íon hidróxido (OH–) fornecido pela autoionização da água deve ser grande. Isto é visto pelo fato de uma base fraca entrar em contato com a água e observarmos que ela se mantém predominantemente na forma agregada.

*O ânion só reage com a água se formar um ácido fraco: O grau de afinidade do ânion formado pelo sal na água tem que ser grande pelo próton H+. O ácido fraco ao entrar em contato com a água permanece predominantemente na forma molecular.

pH de soluções de sais

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 Kh 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.

Parâmetros Quantitativos

Exercícios

1. (UESPI) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo acúmulo do Ácido Láctico (HC~3~H~5~O~3~) nas fibras musculares de nosso organismo. Considerando que, em uma solução aquosa 0,100M, temos 3,7% do ácido láctico dissociado, determine o valor da constante de acidez (Ka). Dados de massa atômica: H=1; O=16; C=12.
a) 1,0 x 101
b) 1,4 x 10­4
c) 2,7 x 102
d) 3,7 x 102
e) 3,7 x 103

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2.Uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico é mantida à temperatura de 25°C. Na condição de equilíbrio, este ácido está 2,0% dissociado. Assinale a opção CORRETA que apresenta, respectivamente, os valores numéricos do pH e da concentração molar (expressa em mol L–1) do íon hidroxila nesta solução aquosa. Dados: pKa (25 °C) = 4,0; log 5 = 0,7.
a) 0,7 e 5,0 x 10–14
b) 1,0 e 1,0 x 10–13
c) 1,7 e 5,0 x 10–13
d) 2,3 e 2,0 x 10–12
e) 4,0 e 1,0 x 10–10

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3. A metilamina, H~3~C – NH~2~, proveniente da decomposição de certas proteínas, responsáveis pelo desagradável cheiro de peixe, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio:

H~3~C – NH~2(g)~ + H~2~O~(l)~ ⇄ H~3~C – NH~3~ 1+ ~(aq)~ + OH-1 ~(aq)~

a) o pH de uma solução aquosa de metilamina será maior, menor ou igual a 7? Explique.
b) Por que o limão ou o vinagre (soluções ácidas) diminuem o cheiro de peixe?

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GABARITO

1. B

2. D

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