Afinal, você lembra o que é equilíbrio iônico? Antes de tudo, lembre-se de que ele é um dos fenômenos da química que merecem foco na hora de estudar. Afinal, ele sempre costuma marcar presença nas provas.
Está meio perdido? Vem com a gente que te explicamos tudo nos mínimos detalhes. O equilíbrio iônico é uma situação especial de equilíbrio químico que gera íons. Como assim?
Em outras palavras, imagine que você colocou determinada substância na água e aconteceu uma reação. Nesse caso, em particular, a reação resulta em íons livres, também conhecidos como eletrólitos. Agora vem que a gente conta tudo no caminho.
Equilíbrio iônico
Geralmente, o equilíbrio iônico acontece com ácidos, bases e sais. Quando se trata de ácidos que reagem com água, por exemplo, a ionização, como o próprio nome diz, gera novos íons.
Desse modo, o único íon de carga positiva (cátion) gerado é o hidrônio, representado por H~3~ O +.
E quando se trata de bases?
Em contrapartida, as bases são dissociadas na água. Agora, já cria uma nova aba no navegador pra abrir um mapa mental top completinho sobre a matéria. Em outras palavras, acontece a separação dos seus íons já existentes. Logo, é gerado o hidróxido (OH-), um íon que possui carga negativa.
Agora, fica esperta que vamos te mostrar a grande sacada do equilíbrio iônico. O fato é que as reações de ionização de ácidos e dissociação de bases podem ser revertidas pra gerar equilíbrio químico. Não entendeu?
Dá só uma olhada na representação das reações. Ah! Considere que BOH é uma base genérica e HA é um ácido genérico.
HA + H~2~O~(ℓ)~ ⇄ H~3~O+~(aq)~ + A–~(aq)~
BOH ⇄ B+~(aq)~ + OH–~(aq)~
Constante de ionização de ácidos (Ka) e constante de dissociação de bases (Kb)
A constante de ionização de ácidos (Ka) nos ajuda a determinar se esse composto é forte ou fraco. Desse modo, quanto maior o Ka, maior a força desse ácido.
Da mesma forma, a constante de dissociação de bases (Kb) mostra o quanto uma base é forte ou fraca. Logo, quanto maior o Kb, mais forte é essa base.
Sobre a Ka, existem reações com uma etapa de ionização, por exemplo:
HCN(aq) ⇄ H+(aq) + CN– (aq)Ka = [H+].[CN-]
Por outro lado, existem os ácidos que possuem mais de uma etapa de ionização. Confira mais um exemplo
H~2~S ⇄ H+ + HS–1ª Etapa K~1~ = [H+].[HS-]
HS– ↔H+ + S2- 2ª Etapa K~2~ = [H+].[S2-]
Logo, Ka é igual a K~1~.K~2~. Então, K~1~ > K2. Isso mostra que quanto maior o Ka, maior é a força desse ácido nas reações.
Do mesmo modo, também vamos te mostrar a constante de ionização de bases. Então, se liga nas reações e cálculos e veja que quanto maior o Kb, maior é a força dessa base.
NH~4~OH ⇄ NH~4~+ + OH– Kb = [NH4+].[OH-]
Exercícios sobre equilíbrio iônico
1. (UESPI) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo acúmulo do Ácido Láctico (HC3H5O3) 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 10–1
b) 1,4 x 10–4
c) 2,7 x 10–2
d) 3,7 x 10–2
e) 3,7 x 10–3
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
3. A metilamina, H3C – NH2, 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:
H3C – NH2(g) + H2O(l) ⇄ H3C – NH31+ (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?
Gabarito
1. B
Resolução passo-a- passo:
M = 0,1 mol/L = 10–1 mol/L
α = 3,7 % = 3,7 / 102 = 3,7 . 10–2
Ka = M . α2
Ka = 10–1 . (3,7 . 10–2) 2
Ka = 10–1 . 13,69 . 10–4
Ka = 1,369 x 10–4 , aproximadamente Ka = 1,4 x 10–4
2. D
Resolução passo-a- passo:
pKa = – log Ka = 4,0
∴ Ka = 1,0 . 10–4
Ka = [H+][A–]
[HA]
1,0 . 10–4 = 0,02M. 0,02M
M
M = 0,25 mol/L
[H+] = 0,02 . M = 0,02 . 0,25 mol/L
∴ [H+] = 0,005 mol/L
pH = – log [H+]
pH = – log 5 . 10–3
pH = – (log 5 + log 10–3)
pH = – (0,7 – 3)
pH = 2,3
A 25°C ⇒ Kw = [H+] . [OH–] = 1,0 . 10–14
0,005 . [OH–] = 1,0 . 10–14
[OH–] = 1,0 . 10–14 = 2,0 . 10–12
0,005
[OH–] = 2,0 . 10–12 mol/L
3.
Resolução passo-a- passo:
a) maior que 7, pois formam- se íons hidróxido, OH-1 (aq).
b) desloca o equilíbrio para a direita consumindo a etilamina, que é responsável pelo cheiro de peixe.
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