Exercícios sobre Equilíbrio iônico: ácidos fracos e bases fracas em Offline

A matéria de equilíbrio químico estuda as reações reversíveis em geral, com as características que são comuns a toda e qualquer reação química. Já o equilíbrio iônico estuda as reações reversíveis que envolvem íons, com suas características específicas, que precisam de fato ser analisadas com maior atenção. Por isso, fez-se esta separação. A partir de agora, vamos olhar para essas particularidades das reações iônicas.

Constante de ionização

Uma das particularidades elementares dessas reações é que se tratam de ionizações (no caso de compostos covalentes, como os ácidos) ou dissociações (no caso de compostos iônicos, como os sais e as bases). Por isso, passamos a chamar a constante de equilíbrio (Kc) de constante de ionização (Ki).

Generalizando, temos que:

CA (aq) ⇌ C+​​ (aq) + A−​​(aq)
Ki = [C​+​​][ A−​​] / [CA]

Onde:
CA = composto em solução não ionizado/dissociado;
C+ = cátion do composto ionizado/dissociado;
A– = ânion do composto ionizado/dissociado.

Obs: Não calculamos K​p​​ em equilíbrios iônicos, pois este tipo de constante só se aplica a sistemas gasosos, e estamos estudando sistemas aquosos.

Grau de ionização

Existem algumas reações reversíveis iônicas que envolvem compostos com propriedades especiais e, portanto, muito importantes no nosso dia a dia. São eles os ácidos e as bases, os quais se ionizam em água, liberando H​+​​ e OH–, respectivamente.
É de extrema importância, para entendermos essa matéria, termos em mente o seguinte:

Quem confere caráter ácido a uma solução são os íons H​+​​. Sendo assim, quanto maior for a concentração de H​+​​ na solução, maior será seu grau de acidez.

Exemplo: Se eu coloco certa quantidade de HCl (ácido clorídrico) em solução aquosa, ele se ioniza, liberando os íons abaixo, o que faz aumentar a concentração de H​+​​ na solução, acidificando-a. Mas ele não se ioniza totalmente, porque o sentido inverso da reação ocorre ao mesmo tempo: uma parte dos íons liberados se combinam, formando HCl novamente, do qual parte se ioniza, liberando íons, dos quais uma parte se combina, e assim sucessivamente, até que as concentrações de todos os compostos se mantenham constantes, como acontece com toda reação reversível.

HCl (aq) ⇌ H+​​ (aq) + Cl​−​​ (aq)

Na solução aquosa equilibrada de HCl, 90% das moléculas desse ácido estão ionizadas, isto é, separadas em íons H​+​​ e Cl​−​​. 90% se tratam da grande maioria das moléculas postas inicialmente na solução, o que nos diz que essa solução vai ter uma concentração pequena de HCl e uma concentração muito grande de H​+​​. Assim, vemos que essa solução é muito ácida.
Quem confere caráter básico/alcalino a uma solução são os íons OH–. Sendo assim, quanto maior for a concentração de OH– na solução, maior será seu grau de basicidade.

Exemplo: Se eu coloco certa quantidade de NH4​​​OH (hidróxido de amônio) em solução aquosa, ele se dissocia, liberando os íons abaixo, o que faz aumentar a concentração de OH−​​ na solução, deixando-a mais básica. Mas ele não se dissocia totalmente, porque o sentido inverso da reação ocorre ao mesmo tempo: uma parte dos íons liberados se combinam, formando NH4​​​OH novamente, do qual parte se dissocia, liberando íons, dos quais uma parte se combina, e assim sucessivamente, até que as concentrações de todos os compostos se mantenham constantes, como acontece com toda reação reversível.

NH4​​OH (aq) ⇌ NH4​​+​​ (aq) + OH​−​​ (aq)
Na solução aquosa equilibrada de NH4​​​OH, menos de 1,5% das moléculas dessa base estão dissociadas, isto é, separadas em íons NH4​+​​ e OH​−​​. 1,5% se tratam da minoria das moléculas postas em solução, o que nos diz que essa solução vai ter uma concentração grande de NH4OH e uma concentração muito pequena de OH​−​​. Assim, vemos que essa solução é pouco básica.

Disso tiramos uma conclusão importante: quanto maior for o grau de ionização de um ácido (sua capacidade de se ionizar), mais forte ele será; e quanto maior for o grau de dissociação de uma base (sua capacidade de se dissociar), mais forte ela será. Este grau de ionização ou dissociação é representado pela letra grega α e calculado da seguinte forma:

α = nº de moléculas ionizadas ou dissociadas / nº inicial moléculas

Constantes de acidez e basicidade

Em relação à constante de equilíbrio aplicada às reações envolvendo ácidos e bases, também há especificidades para as quais devemos olhar com carinho. Você se lembra da fórmula do Kc, agora Ki?

Kc = [produtos] / [reagentes]
A gente não viu que quanto maior for a concentração dos íons de um ácido ou de uma base, maior será sua força? Então, como os íons, em uma reação de ionização/dissociação, são os produtos, e as moléculas do ácido/da base os reagentes, podemos ver a força desse ácido/dessa base por meio da constante de equilíbrio também. Generalizando, temos que:

Para ácidos:
HA (aq) ⇌ H+ (aq) + A– (aq)
Ki = [H+][A–]/[HA]
Ka = [H+][A–]/[HA]

Para bases:
BOH (aq) ⇌ B+ (aq) + OH– (aq)
Ki = [B+][OH–]/[BOH]
Kb = [B+][OH–]/[BOH]

Onde:
HA = ácido em solução não ionizado;
H+ = cátion hidrogênio do ácido ionizado;
A– = ânion do ácido ionizado;
BOH = base em solução não dissociada;
B+ = cátion da base dissociada;
OH– = ânion hidroxila da base dissociada;
[ ] = concentração

Conclusões importantes à beça:

a. Quanto maior a concentração de H+ numa solução de ácido, maior será seu Ki. Logo, quanto maior o Ki de um ácido, maior é a sua acidez. Por este motivo, substituímos o Ki por Ka: constante de acidez.

↑Ka : ↑força do ácido

b. Quanto maior a concentração de OH– numa solução de base, maior será seu Ki. Logo, quanto maior o Ki de uma base, maior é a sua basicidade. Por este motivo, substituímos o Ki por Kb: constante de basicidade.

↑Kb : ↑força da base

Ácidos polipróticos

Precisamos, ainda, ficar atentos à quantidade de hidrogênios ionizáveis que a molécula de um ácido possui, para determinarmos o valor de Ka. Quando o número de H ionizáveis de um ácido for maior que um, dizemos que ele é poliprótico. Recebe esse nome porque o prefixo “poli” indica “vários”, enquanto “prótico” vem de “próton”, que é uma das formas como podemos denominar o H+.

Obs: Como o elemento hidrogênio só possui 1 próton e 1 elétron em sua composição, ao perder esse único elétron e se transformar em íon H^+​+​​, sua composição passa a ser somente aquele 1 próton. Por isso, em vez de íon hidrogênio, muitas vezes o chamamos de próton hidrogênio.
Tomemos como exemplo o ácido poliprótico H​2​​S:

Obs:

Quando o Ka de uma das etapas é muito maior que o das demais, geralmente podemos considerá-lo o Ka da reação global. É o caso do H2S, por exemplo, em que Ka1 >>> Ka2, portanto, também podemos dizer (em algumas situações/questões) que Ka = Ka1.

Na ionização de ácidos polipróticos, o ânion formado com a ionização da primeira etapa atrai mais fortemente o segundo hidrogênio que restou na sua própria molécula. Isso dificulta a sua ionização e, por conseguinte, enfraquece o ácido. Dessa forma, diz-se, em geral, que Ka1 > Ka2.
Em se tratando de n hidrogênios ionizáveis, o Ka será igual a Ka1 x Ka2 x Ka3 x … x Kan.
Outros procedimentos:

Quando uma reação intermediária de Ka​X​​ tiver que ser invertida para que, somada às demais, resulte na reação global, seu Ka​​X​​ entrará na equação do Ka global também invertido (isto é, 1/ Ka​​X​​);

Quando uma reação intermediária de Ka​Y​​ tiver que ser multiplicada por N para que, somada às demais, resulte na reação global, seu Ka​​Y​​ entrará na equação do Ka global elevado a N;

Quando uma reação intermediária de Ka​Z​​ tiver que ser dividida por N para que, somada às demais, resulte na reação global, seu Ka​Z​​ entrará na equação do Ka global com a raiz enésima (^N​​√Ka​​Z​​).

Para entender melhor, suponha que cada reação intermediária de um ácido triprótico (3 hidrogênios ionizáveis) tenha tido cada um dos comportamentos descritos acima, na ordem exposta. Neste caso, o Ka reação global será calculado assim:

K_a​a​​ = (1/Ka1​​) . (Ka2​​)^N​​ . (^N​​√Ka​​​3​​)

Lei da Diluição de Ostwald

Uma das formas de encontrarmos o Kc em equilíbrios químicos é realizando uma tabela com os dados de concentração dos compostos postos em reação no início, das concentrações que reagiram desses compostos e das concentrações finais dos mesmos, no equilíbrio, tá lembrada/o?

Pois bem, a chamada Lei da Diluição de Ostwald é uma generalização dessa tabela, resultando em duas fórmulas que nos ajudam a encontrar as constantes de acidez e basicidade de ácidos e bases com maior rapidez.
Acompanhe:

• As questões geralmente dão o valor da concentração inicial do ácido ou da base posta em solução, e esse valor entra na tabela como concentração molar, a qual representamos por M;
• Podemos descobrir qual foi a concentração do ácido ou da base que sofreu ionização/dissociação, por uma regra de três simples com os valores de α (valor não percentual, ou seja, valor decimal) e de M;

OPA, valor decimal?

Um número percentual pode ser escrito de maneira decimal, que vai ser o mesmo valor do percentual, porém depois de dividido por 100. Olha só uns exemplos:

Valor percentual / Valor decimal
α = 20% = 20/100 = 0,2
α = 55% = 55/100 = 0,55
α = 0,1% = 0,1/100 = 0,001
α = 100% = 100/100 = 1

Agora, observe a regra de três:

Assim, colocamos na tabela que a concentração do composto inicial que foi ionizada é –Mα e a concentração de cada íon formado é +Mα;
Com isso, as concentrações de cada espécie dissolvida no equilíbrio serão: M–Mα para CA e Mα para C+ e A–.

Calculando o Ki (só para não especificar se é ácido ou base, já que serve para ambos), temos:
Ki = [C+][A–]/[CA]
Ki = (Mα) . (Mα) / (M–Mα)
Ki = M2α²/M (1–α)
Ki = Mα²/1–α 🡪 Lembrando que Ki será Ka, para ácidos, e Kb, para bases.

Importante à beça:

Como o α de ácidos e bases fracos são muito baixos, tendendo a zero, o denominador da Lei de Ostwald fica: 1 – α = 1 – 0 = 1. Sendo assim, para ácidos e bases fracos, usamos a fórmula:

Ki = Mα²

- OPA, fracos?
Lembrando que classificamos ácidos/bases como fracos, moderados ou fortes, segundo seu grau de ionização, da seguinte forma:

α ≤ 5% 🡪 fracos
5% < α < 50% 🡪 moderados
α ≥ 50% 🡪 fortes