Equilíbrio iônico - ácidos e bases

Equilíbrio iônico - ácidos e bases

IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS

Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem íons. Uma substância que, ao ser adicionada à água, produz íons livres é chamada eletrólito. Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a um eletrólito fraco, pois se considerarmos que 100% das moléculas, do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido, e a reação terá um só sentido.

Quando adicionamos moléculas de um ácido em água, ocorre o fenômeno da ionização. Se for um ácido fraco, como o HCN, ele irá se ionizar conforme a equação a seguir:

HCN

(aq)

 

⟺

 H

+

(aq)

 + CN

−

(aq)

 

A água provoca a ruptura das moléculas de HCN originando os íons H

+

 e CN

−

. Esta solução é um sistema em equilíbrio, pois, à medida que o processo de ionização acontece, dando origem aos íons, ocorre também a associação iônica, regenerando a molécula de HCN. As duas reações (ionização e associação) se processam simultaneamente e com velocidades iguais, caracterizando um equilíbrio iônico.

Para esta reação, temos a seguinte expressão da constante de equilíbrio:

K

i

=

[

H

+

]⋅[C

N

−

]

[HCN]

Utilizamos a constante K

i

para compostos moleculares em geral, mas no caso de ácidos substituímos esta constante por K

a

:

K

a

=

[

H

+

]⋅[C

N

−

]

[HCN]

 

Pelo valor do Ka podemos prever a força de uma ácido. Quanto mais alto for o valor de K

a

, mais forte será o ácido, ou seja, maior é sua tendência em liberar o íon H

+

. A tabela abaixo mostra alguns ácidos e seus respectivos valores de Ka:

Constante de ionização em ácidos (Foto: Colégio Qi)

Quando o ácido em apresentar mais de um hidrogênio ionizável em sua molécula, a ionização deste ácido ocorrerá em etapas. Cada etapa apresentará uma constante de ionização, como mostra a tabela a seguir:

Tabela com constante de ionização após equilíbrio (Foto: Colégio Qi)

IONIZAÇÃO DE BASES

A constante de equilíbrio aplicada a um equilíbrio iônico constituído por bases recebe o nome de Kb. Para a base fraca NH4OH, temos a seguinte equação de ionização:
NH4OH(aq) ⟺ NH+4(aq)+ OH−(aq)

A expressão da constante de equilíbrio da base será:
Kb=[NH+4]⋅[OH−][NH4OH]

Quanto maior for o valor de Kb, mais forte é a base. Veja o valor de Kb para algumas bases:

Valor da constante de ionização de algumas bases (Foto: Colégio Qi)

LEI DE OSTWALD

Esta lei relaciona a constante de equilíbrio, o grau de ionização e a molaridade dos eletrólitos. Ela é expressa por: 

K

i

=

M⋅α

1−α

Como se trata de eletrólitos fracos, 

α

 é muito pequeno, logo a expressão é simplificada:

K

i

=M⋅

α

2

Onde:

M é a molaridade (mol/L);

α é o grau de ionização;

K

i

é a constante de ionização. 

Em uma solução, ao aumentarmos o volume por acréscimo de solvente, teremos uma solução mais diluída, e consequentemente a concentração em quantidade de matéria diminui, e o grau de ionização aumenta, tendendo a 100%. 

Dessa forma, a lei de diluição de Ostawald estabelece que o acréscimo de solvente em uma solução provoca um aumento no grau de ionização. Quanto menor for a molaridade, maior é o grau de ionização do eletrólito, pois o valor de K

i

é constante.

Efeito do íon comum

Efeito do íon comum é o nome dado ao deslocamento do equilíbrio iônico ocasionado pela adição de um íon já existente no equilíbrio. Considerando o seguinte equilíbrio:

CH

3

COOH 

⟺

 H

+

 + CH

3

COO

−

Se adicionarmos a essa solução acetato de sódio, poderemos observar um aumento na concentração de íons acetato no equilíbrio. A dissociação do acetato de sódio é dada pela equação:

NaCH

3

COO CH

3

COO

−

 + Na

+

 

Segundo o princípio de Le Chatelier, a adição dos íons CH3COO- farão com que eles fiquem em excesso, e o sistema então tentará consumi-los, fazendo-os reagir com os íons H

+

, favorecendo o equilíbrio no sentido da reação inversa. Como consequência, a concentração dos íons H

+

 diminui. O mesmo acontece em soluções básicas. 

EXERCÍCIOS

(PUC-MG) Numa solução de ácido acético (HAc), temos o seguinte equilíbrio:

HAc 

⟺

 H

+

 + Ac

−

 

Se adicionarmos acetato de sódio (NaAc) a essa solução: 

a) a concentração de íons H

+

 deverá diminuir. 

b) a concentração de íons H

+

 permanecerá a mesma. 

c) a concentração de íons H

+

 deverá aumentar. 

d) a concentração de HAc não dissociado diminuirá. 

e) nada acontecerá com o equilíbrio. 

Gabarito

Letra A. Ao ser adicionado na solução, o acetato de sódio sofrerá dissociação, liberando o ânion Ac-(CH

3

COO

−

), já presente no equilíbrio em questão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, o sistema irá consumir os íons Ac

−

, que irão reagir com os íons H

+

, para que o sistema recupere o equilíbrio. Dessa forma, a reação no sentido de formação do ácido acético será favorecida, aumenta a concentração das moléculas desse átomo, e a concentração dos íons H

+

 diminuirá.

---

(PUC) O ácido acético, em solução aquosa 0,02 molar e a 25° C, está 3% dissociado. Sua constante de dissociação, nessas condições, é aproximadamente:

a) 1,8 x 10

−5

                                                                

b) 1,2 x 10

−4

                                                              

c) 2,0 x 10

−2

d) 3,6 x 10

−2

                                                                   

e) 6,0 x 10

−2

Gabarito

Letra A. Pela expressão da lei de Ostwald podemos calcular o valor de K

a

:

K

a

 = M 

⋅

α

2

Dados:

α

 = 0,03

M = 0,02

Substituindo:

K

a

 = 0,02 x (0,03)

2

 

K

a

= 0,000018

K

a

= 1,8 x 10

−5

  

Camila Salgado de Paula

Professora de Química do Colégio Qi

http://educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-ionico-acidos-e-bases.html