Na química, existem os equilíbrios iônicos, molecular e químico, que somente acontecem quando a reação for reversível, ou seja, for direta e inversa. Então venha estudar conosco e se preparar para a prova do Enem!
Segundo Arrhenius, os ácidos sofrem ionização na presença de água, formando íons que não existiam anteriormente. Já as bases sofrem dissociação na água, com a separação de íons já existentes. As reações de ionização e de dissociação são reações reversíveis que podem atingir o equilíbrio iônico.
O que significa alcançar o equilíbrio iônico
O equilíbrio iônico ocorre em solução aquosa e representa todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons.
Relembrando: os íons são átomos que possuem carência ou excesso de elétrons. Quando esses perdem ou ganham elétrons, eles passam a apresentar uma carga elétrica, deixando de ser neutros.
A ionização é o processo onde os átomos de um grupo de átomos neutros são carregados eletricamente, se transformando em íons. Ela pode ocorrer em várias situações e em vários meios, seja em meios líquidos, sólidos ou gasosos. A ionização de ácidos e bases em solução aquosa são os casos mais importantes de equilíbrio iônico.
Ionização de um ácido
A ionização de um ácido é um processo químico que envolve a produção de íons quando um ácido é dissolvido em água, liberando H+ em solução e formando íons hidrônio H3O+.
HA + H2O ↔ H3O+ + A–
Dissociação de uma base
A dissociação das bases é um processo físico em que essas substâncias liberam cátions e ânions (OH–) quando submetidas à dissolução em água ou ao processo de fusão.
COH + H2O(l) ↔ OH–(aq) + C+(aq)
O equilíbrio iônico é medido pela constante de equilíbrio e pelo grau de equilíbrio. Para que ele ocorra, é necessário que a temperatura seja constante e o sistema não realize trocas com o meio ambiente.
Constante de equilíbrio
A constante de equilíbrio iônico é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio levando em consideração aspectos cinéticos das reações químicas. É obtida a partir das concentrações das espécies participantes, conforme a expressão:
Como os equilíbrios iônicos ocorrem em soluções (em geral aquosas), define-se Ki a partir da constante de equilíbrio em termos de concentrações em quantidade de matéria (mol/L) Kc.
Considerando uma reação reversível de ionização de um ácido genérico:
HA + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + A–(aq)
Como a água também atua como solvente, podemos considerar sua concentração praticamente constante e incluir o valor [H2O] no valor de Kc:
Kc . [H2O] = Ki, então:
No caso dos ácidos, Ki é também simbolizado por Ka.
Para a dissociação de uma base temos:
COH ↔ C+(aq) + OH–(aq)
No caso das bases, Ki é também simbolizado por Kb.
Propriedades das constantes
Em relação aos valores das constantes, é importante que:
a) quanto maior o valor de Ka, maior a ionização do ácido; portanto, maior a sua força e vice-versa.
b) quanto maior o valor de Kb, maior a dissociação da base; portanto, maior a sua força e vice-versa.
c) os valores de Ka e Kb, assim como os valores de Kc, só variam com a temperatura.
A força de um ácido ou de uma base está diretamente relacionada ao grau de ionização ou de dissociação (α) da substância, assim como ao valor de Ki.
O grau de ionização (α) ou de dissociação é outro indicador da força de um ácido ou de uma base. Quanto maior o valor de α, mais forte será o ácido ou a base e vice-versa.
Assim, temos que:
α < 5% = fraco
5% < α < 50% = moderado
α > 50% = forte
Lei da Diluição de Ostwald
O precursor da físico-química, o alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932), estudando os equilíbrios iônicos, deduziu a lei conhecida atualmente como Lei da Diluição de Ostwald, que segundo a qual: “a dada temperatura, à medida que a concentração em quantidade de matéria de um eletrólito (ácido, base, sal) diminui, seu grau de ionização ou de dissociação aumenta.”
Como:
ou Quantidade de matéria ionizada ou dissociada = α . quantidade de matéria inicial
A demonstração é simples, basta escrever o quadro das concentrações envolvidas no equilíbrio e calcular a constante de forma usual.
A lei da diluição de Ostwald é expressa por:
Onde:
Ki = constante de ionização
[C+] = concentração de cátions
[A–] = concentração de ânions
[CA] = concentração do composto não ionizado ou não dissociado
M = concentração em mol/L
α = grau de ionização
Para monoácidos temos:
Para monobases temos:
Ao trabalhar com ácidos ou bases fracos, cujo α é menor que 5%, a expressão pode ser simplificada para:
Ka = M . α² e Kb = M . α²
Quanto maior a constante, maior a força do ácido ou da base:
K < 1 = desloca para os reagentes
K > 1 = desloca para os produtos
Nos ácidos e bases fortes, a dissociação é quase completa, não ocorrendo um estado de equilíbrio. Portanto, as constantes são calculadas nos processos de dissociação de ácidos e bases fracas.
Pela Lei de Ostwald, toda vez que acrescentamos solvente em uma solução, ele irá aumentar o grau de ionização dessa solução. Quanto menor for a molaridade, menor será a ionização do eletrólito, porque a constante (Ki) deve ser sempre constante. Isso acontece porque o solvente deixa a solução mais diluída, o que faz com que a concentração da matéria seja cada vez menor, de modo inverso, o seu grau de ionização cada vez maior.
Exercício resolvido
(UESPI) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo acúmulo de 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 . 10-4
c) 2,7 . 10–²
d) 3,7 . 10–²
e) 3,7 . 10–³
Resolução:
M = 0,1 mol/L = 10–¹
α = 3,7% = 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 . 10-4
Ka aproximado = 1,4 . 10-4
Portanto, a alternativa correta é a letra B.
Equilíbrio Iônico e pressão
Os equilíbrios iônicos ocorrem em solução, assim, eles praticamente não sofrem deslocamento com a variação de pressão. A variação de pressão só afeta sensivelmente os equilíbrios que envolvem substâncias na fase gasosa, e o aumento de temperatura favorece mais a reação que ocorre com absorção de calor (endotérmica), modificando o valor de Ki.
Considerando a temperatura constante, o fator que pode deslocar um equilíbrio iônico é a variação nas concentrações dos reagentes e dos produtos. Essa variação pode ocorrer de duas maneiras:
a) adição de substâncias ou de íons que participam do equilíbrio: aplicando o Princípio de Le Chatelier, concluímos que o equilíbrio será deslocado no sentido em que a substância ou o íon acrescentado é consumido, de modo a anular ou minimizar a perturbação sofrida.
b) adição de substâncias ou de íons que reagem consumindo as espécies químicas que participam do equilíbrio: aplicando o Princípio de Le Chatelier, concluímos que o equilíbrio será deslocado no sentido de formação da substância ou do íon consumido, de modo a anular ou a minimizar a perturbação sofrida.
Videoaula sobre equilíbrio iônico
Vamos assistir ao vídeo e aumentar nossos conhecimentos de equilíbrio iônico?
Exercícios sobre equilíbrio iônico
1) (UFSM-RS)
Considere as constantes de ionização dos ácidos I, II e III: KI = 7.10-5, KII = 1.10-7, KIII = 2 . 10-9. Colocando-se em ordem crescente de acidez, têm-se:
a) I, II e III
b) I, III e II
c) II, III e I
d) III, I e II
e) III, II e I
2) (FATEC-SP)
Uma solução de ácido fraco HClO foi analisada, tendo-se verificado no equilíbrio a existência das seguintes concentrações:
[H3O+] = 1,78.10-4 mol/L;
[ClO–] = 1,78.10-4 mol/L
[HClO] = 1,0 mol/L.
Determine a constante do ácido:
a) 31,68 . 10-8
b) 3,17 . 10-9
c) 3,17 . 10-8
e) 31,68 . 10-10
3) (UFPA)
A partir da constante de ionização do ácido acético, que é igual a 1,8.10-5 mol/L. Determinar o grau de ionização de uma solução 0,045M do referido ácido:
a) 0,02
b) 0,002
c) 0,003
d) 0,004
e) 0,03
4) (PUCCAMP-SP)
Para aumentar efetivamente a concentração de íons carbonato no equilíbrio:
HCO3-¹(aq) + OH-¹(aq) ↔ H2O(l) + CO3–²(aq)
Deve-se adicionar:
a) HCl
b) H2SO4
c) NaOH
d) H2O
e) CH3COOH
Gabarito:
- E (Resolução: quanto maior a constante de ionização, maior será o grau de acidez do composto).
- C
- A
- C
