Aprenda o que é a Lei da diluição de Ostwald

A Lei da diluição de Ostwald ou lei de Ostwald estabelece uma equação matemática para calcular a constante de equilíbrio de uma ionização ou dissociação. Entenda!

A Lei da diluição de Ostwald ou lei de Ostwald estabelece a relação entre a concentração inicial de um ácido ou uma base e seu grau de ionização. A partir dessa equação matemática podemos determinar sua constante de ionização ou dissociação.

Então venha estudar conosco e se preparar para a prova do Enem e de outros vestibulares!

O que é a Lei de diluição de Ostwald

Esta lei foi proposta no final do século XIX pelo químico russo Friedrich Wilhelm Ostwald. Ela estabelece uma equação matemática para calcular a constante de equilíbrio de uma ionização ou dissociação, desde que o equilíbrio envolva um monoácido ou uma monobase presente em soluções diluídas.

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Observe que uma solução diluída apresenta quantidade de solvente muito maior do que de soluto. Lembrando que um monoácido é um ácido que apresenta apenas um hidrogênio ionizável. Como exemplo temos o HCl (ácido clorídrico) e o HCN (ácido cianídrico).

Enquanto isso, uma monobase é uma base que tem apenas um grupo hidroxila (OH-) em sua formulação. Como exemplo de monobase podemos citar o NaOH (hidróxido de sódio), o LiOH (Hidróxido de lítio) e o KOH (hidróxido de potássio).

Concentração molar e ionização

A concentração molar ou [ ] é a relação entre o número de mols em um certo volume, sendo que sua unidade é dada em mol/L.

Essa informação é importante, pois o grau de ionização envolve a quantidade de hidrogênios ionizáveis ou de hidroxilas dissociadas em água, dividida pelo número total de moléculas. Sendo assim, será representado pela seguinte fórmula:

Grau de ionização

Relacionamos o grau de ionização, a concentração inicial e a concentração do ácido ou da base em uma fórmula onde, em uma reação qualquer, temos:

HA H+ + A-
M [H+] [A-]

grau de ionização

[H+] = α x [A-]

Veja que não usamos números para representar a equação, mas apenas a concentração inicial do ácido (M) e as concentrações dos seus íons [H+] e [A-].

No caso de uma base teremos:

BOH ⇋  B+  +  OH-

[OH-] = α x [B+]

Cálculo da constante de ionização

A finalidade da lei de Ostwald é calcular a constante de ionização ou de dissociação, para os ácidos e as bases, através de uma equação geral. Para isso, vamos montar uma tabela por meio da seguinte reação:

Tabela Lei de Ostwald

Utilizamos um ácido fraco qualquer que, na presença de água, sofre ionização e forma A+ e B-. No momento inicial da reação, temos uma concentração qualquer (M) de AB. Os produtos ainda não foram formados, então nada temos deles, sendo igual a zero.

Como AB sofre ionização, temos a quantidade de moléculas ionizadas, formando o grau de ionização (α) x M, que multiplica a concentração para todos os componentes da reação, pois temos uma proporção de 1:1. Sendo assim, os valores de AB serão iguais aos valores de A+ e B-.

Em uma situação de equilíbrio, teremos que subtrair o valor inicial do valor do equilíbrio, onde podemos simplificar:

(M – M x α) = M (1-α)

Para calcular a constante temos que dividir os produtos pelos reagentes elevados aos seus respectivos coeficientes.

Constante de equilíbrio - Lei de Ostwald

Em seguida substituímos pelos valores da tabela acima e chegaremos a seguinte fórmula:

Fórmula da Lei de Ostwald

Essa fórmula é usada tanto para ácidos ou bases, e representa a Lei de diluição de Ostwald.

Caso tenhamos um ácido ou uma base fraca, o grau de ionização (α) é menor ou igual a 5%, o que representa um número muito pequeno em torno de 0,05. Se subtrairmos: 1 – 0,05, teremos como resultado um número quase igual ao número um.

Assim, para ácidos e bases fracas, a constante de ionização ou de dissociação é representada pela seguinte fórmula:

Ki = α2 x M

Lembre-se da relação a força de ácidos e bases:

α < 5% = fraco

5% < α < 50% = moderado

α > 50%  forte

Relação entre a constante e a força de um ácido ou base

Em seguida, vamos interpretar o que ocorre com a relação entre a constante e a força de um ácido ou de uma base.

Na reação:   HA ⇋  H+  + A-

Caso tenhamos um valor de K < 1, significa que o sentido se desloca mais para os reagentes. Ao contrário, se tivermos um valor de K > 1, significa que o sentido se desloca para os produtos da reação.

Para aumentarmos o valor da constante (K), precisamos aumentar os produtos no sentido dos íons H+. Assim, à medida que aumentamos a constante, ocorre aumento da força do ácido ou da base também. Se diminuirmos o valor da constante, ocorre diminuição da força do ácido ou da base.

A equação da Lei de diluição de Ostwald somente é utilizada para monoácidos e monobases, pois os outros tipos – como os diácidos ou as dibases – irão apresentar duas constantes de ionização e de dissociação.

No exemplo:  H2S ⇋   H+  +  HS-

Lei de Ostwald - exemplo

HS- ⇋  H+  + S²-

Lei de Ostwald - exemplo 2

Ostwald concluiu que quanto mais diluída for uma solução, menos concentrada ela será. Assim, maior será a ionização ou a dissociação do eletrólito.

Vamos fazer alguns exemplos?

Exemplos de aplicação da lei de Ostwald

1- (FATEC-SP-2015)

Calcule o grau de ionização de um monoácido em uma solução que apresenta uma concentração molar igual a 1,6.10-6 mol/L e constante de ionização igual a 10-9.

a) 0,25%

b) 25%

c) 2,5%

d) 0,025%

e) 0,0025%

Resolução: Temos neste exercício um ácido fraco, pois sua constante é muita baixa, então usaremos a fórmula:

Ki = α2 x M

10-9 = α2 x 1,6.10-6

10-9 / 1,6.10-5 = α2

0,625.10-3 = α2

625.10-6 = α2

α2 = 625.10-6

α = 25.10-3

Agora, para passarmos para porcentagem, basta multiplicar por 100: α = 0,25%. Portanto, a alternativa certa é a letra a) 0,25%.

2- (UESPI-2014)

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  x (3,7 . 10-²)²

Ka = 10-1 x 13,69 . 10-4

Ka = 1,369 x10-4  ou

Ka = 1,4 x 10-4

Portanto, a alternativa correta é a letra b) 1,4 . 10 -4.

3- (ITA-SP-2013)

Em uma solução aquosa 0,100 mol/L de um ácido monocarboxílico, a 25ºC, o ácido está 3,7% dissociado após o equilíbrio ter sido atingido. Assinale a opção que contém o valor correto da constante de dissociação desse ácido nessa temperatura.

a) 1,4

b) 1,4 x 10-3

c) 1,4 x 10-4

d) 3,7 x 10-2

e) 3,7 x 10-4

Resolução: α = 3,7% ou 0,037 (quando dividimos por 100) para tirar da porcentagem.

Ki = ?

M = 0,1

Como o ácido é fraco, em razão de seu baixo grau de ionização, devemos utilizar a seguinte expressão:

Ki = α2.M

Ki = (0,037)2.0,1

Ki = 0,001369.0,1

Ki = 0,0001369

Caminhando com a vírgula quatro casas para a direita, teremos: Ki = 1,369.10-4 ou aproximadamente 1,4.10-4. Ou seja, a alternativa correta é a letra C.

Videoaula sobre a lei de Ostwald

Por fim, assista a esta videoaula para complementar os seus estudos de Química:

Exercícios sobre a lei de Ostwald

1- (Fatec-SP-2009)

O grau de ionização de um ácido em uma solução 0,1 mol.L–1, cuja constante de ionização é 9,0×10–7 a 25 ºC, vale, aproximadamente:

a) 0,3%.

b) 0,9%.

c) 3,0%.

d) 9,0%.

e) 30,0%.

2- (OSEC-SP-2016)

Sabendo-se que o grau de ionização (α) de uma solução 0,1 molar de ácido acético a 25° C é 1,35×10-2, podemos concluir que a constante de ionização do ácido acético, na mesma temperatura, é:

a) 1,84×10-3

b) 1,84×10-6

c) 1,37×10-2

d) 1,82×10-5

e) 1,52×10-4

3- (UFPA-2015)

O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio, NH4OH, em solução 2 mol/L é 0,283% na temperatura de 20 °C. A constante de ionização da base, nessa temperatura, é igual a:

a) 1,6 ∙ 10–5

b) 1,0 ∙ 10–3

c) 4,0 ∙ 10–3

d) 4,0 ∙ 10–2

e) 1,6 ∙ 10–1

Gabarito:

  1. A
  2. D
  3. A

Sobre o(a) autor(a):

Texto elaborado por Roseli Prieto, professora de Química e Biologia da rede estadual de São Paulo. Já atuou em diversas escolas públicas e privadas de Santos (SP). É Gestora Ambiental e Especialista em Planejamento e Gestora de cursos a distância.

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