Equilíbrio Iônicos em soluções aquosas Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto I Unidade 243

Qual é o ácido mais forte? EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES DE ELETRÓLITOS - O conceito de equilíbrio químico aplicado às reações que ocorrem em solução aquosa e que envolvem íons, particularmente aquelas nas quais estão envolvidos íons H+ ou íons OH-. Constante de ionização Qual é o ácido mais forte? Constante de dissociação ácida ou constante de ionização, Ka

Situações com diácidos, triácidos, etc. Constante de basicidade, Kb

A Lei da Diluição de Ostwald Expressão matemática que relaciona a constante de ionização (K) com o grau de ionização (α) e a concentração em mol/L (m) de uma solução de um ácido ou base. Sabendo que o grau de ionização de um ácido () é: Dividindo o numerador e o denominador por volume:

Assim: Substituindo os valores das concentrações no equilíbrio na constante de ionização, obtemos a expressão conhecida como Lei da diluição de Ostwald (1888). Esta lei é válida para monoácidos e monobases

Quando trabalhamos com ácidos ou bases fracos, o valor de  é menor (ou igual) a 5%. Desta forma, podemos simplificar a lei de diluição de Ostwald: A constante de equilíbrio possui um valor constante a uma temperatura fixa e, dessa forma, o produto 2 . m deve permanecer constante. Quando diluímos uma solução de ácido ou base fracos, o valor de m diminui e, em consequência,  deve aumentar para que o produto 2 . m permaneça constante.

3. Três ácidos presentes no cotidiano são: Exercícios 1. Uma solução aquosa 0,020 mol/L de ácido acético (ou ácido etanóico), H3COOH, apresenta o ácido 3% dissociado em CH3COO- e H+. Determine a concentração, em mol/L, de cada um desses íons na solução. 2. Utilizando os dados da questão anterior, calcule o valor da constante de ionização do ácido acético. 3. Três ácidos presentes no cotidiano são: • HCl (Ka ~ 10+7), vendido comercialmente impuro como “ácido muriático” e usado para limpar pisos e paredes. • H3PO4 (Ka = 7,6 .10-3), usado como acidulante em refrigerantes, balas e gomas de mascar. • H2CO3 (Ka = 4,3.10-7), presente em bebidas com gás.

Sobre eles, alguns alunos fizeram as seguintes afirmações: a) o H2CO3 é o mais fraco. b) o H3PO4 é o mais forte, pois apresenta mais hidrogênios na molécula. c) o H3PO4 é o mais forte, pois apresenta mais oxigênios na molécula. d) H2CO3 é mais forte que HCl. e) HCl é o mais fraco dos três. Escolha a(s) afirmação(ões) correta(s) e justifique.

Efeito do íon comum Considere o ácido genérico HA e responda: - Qual a equação de ionização desse ácido? - Qual sua expressão de equilíbrio? - no preparo de uma solução a 1,0 mol/L desse ácido, qual a situação de equilíbrio no instante inicial? O sistema caminha rapidamente para o equilíbrio:

O que acontece se adicionarmos a essa solução um pouco de sal solúvel que possua o íon A-, podendo ser, por exemplo, um sal de sódio Na+A-? A- é chamado de íon comum, pois é comum ao equilíbrio que existe na solução e ao composto que estamos nela introduzindo. Se forem adicionados 0,35 mol NaA, o que acontece? Qual a situação do equilíbrio???

O que deve acontecer para o sistema voltar ao equilíbrio? Na nova situação: Qual o valor de Ka?

O que podemos concluir com relação à adição do íon comum?

O exemplo da aula prática O que acontece se adicionarmos um ácido neste sistema? para que sentido o equilíbrio será deslocado?

É possível ainda deslocar um equilíbrio iônico mesmo sem adicionar umíon comum. Basta que o íon adicionado reaja com um dos participantes do equilíbrio, diminuindo sua concentração e, pelo Princípio de Le Chatelier, desloca o equilíbrio na direção da sua formação. A adição de uma base (íon não-comum OH-) faz com que o equilíbrio se desloque em que sentido? Dica: A reação de H+ com OH- diminui a concentração de H+.

a) suco de limão (ácido) deixa a solução vermelha; Exercício: 1. Considere a solução aquosa de uma substância de fórmula HA, na qual existe o equilíbrio: Sabe-se que HA tem cor vermelha e que A- tem cor amarela. Explique por que a adição de: a) suco de limão (ácido) deixa a solução vermelha; b) soda cáustica (básica) deixa a solução amarela. Emile

2. Quando um bicarbonato solúvel (de sódio, de potássio etc 2. Quando um bicarbonato solúvel (de sódio, de potássio etc.) é dissolvido em água, pode-se estabelecer o equilíbrio: Explique por que ocorre efervescência quando um bicarbonato é dissolvido em uma solução de HCl mas não quando é dissolvido em uma solução de NaOH.

Produto iônico da água Sabendo que a concentração de um solvente (água, neste caso) permanece constante. Expressão do produto iônico da água

As escalas de pH e pOH Sempre nos referiremos ao equilíbrio de autoionização da água a 25°C, salvo menção em contrário. Nessa temperatura: Alguns exemplos:

Lembrem-se que a escala de pH e pOH é fundamentada nos logarítimos de base 10. log X = y 10x = y Para a expressão do produto iônico da água, aplicando log a ambos os membros:

Valor aproximado de pH para alguns materiais

Exercício: 3. A análise de uma determinada marca de água mineral gaseificada revelou que apresenta pH = 4. Qual o valor da concentração hidrogeniônica, [H+], e da concentração hidroxiliônica, [OH-], nesse produto? 4. Um suco de limão apresenta [H+] = 5 . 10-3 mol/L. Qual o seu pH? (Dado: log 5 = 0,7)

INDICADORES ÁCIDO-BASE O que são? Faixa ou zona de viragem? Como os indicadores funcionam?

Faixa de viragem de alguns indicadores

6. O indicador ácido-base azul de bromotimol é amarelo em pH < 6 e azul em pH > 8. Na faixa de viragem, sua cor varia gradualmente de amarelo a azul, passando por verde. Qual a cor desse indicador em uma solução: a) 0,01 mol/L de HCl? b) 0,01 mol/L de NaOH? c) 0,05 mol/L de CH3COOH, em que está 2% ionizado? d) em que [H+] = 1 . 10-5 mol/L? e) em que [H+] = 1 . 10-9 mol/L? 7. O indicador ácido-base fenolftaleína, que sofre viragem de incolor a róseo na faixa de pH de aproximadamente 8,2 a 10,0, pode ser usado para diferenciar soluções que apresentem pH: a) 3 e 11? b) 6 e 8? c) 11 e 12? Explique.

Referências Bibliográficas Peruso, F. M.; do Canto, E. L. Química na abordagem do cotidiano - Físico-Química, V 2. 3a Ed., São Paulo: Saraiva, 2003.