Equilíbrio Iônico Docente: Rosana Maria

Equilíbrio Iônico É um caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons. Obs: A quantidade de íons é verificada pela condutividade elétrica das soluções; Como acontece em qualquer equilíbrio definimos um e um Grau de ionização Constante de ionização

Equilíbrio Iônico 1º Etapa: (Ácido) Ácido de Arrhenius Libera H+ HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

Equilíbrio Iônico Exemplos H+ fácil H+ difícil HCl + H2O H3O+ + Cl- Ki=1.107 H+ difícil H+ fácil HCN + H2O H3O+ + CN- Ki=5.10-10 KiHCl > KiHCN :. HCl é mais forte

H O H O P O H O Equilíbrio Iônico Ionização por etapas de um poliácido x x H O x x x x x x x x x x H2O H O P x O x x x x H3O+ + H2PO4- x Ki1 x x x x x x x x H O x x x x x

Equilíbrio Iônico Kt=K1.K2.K3 Ionização por etapas de um poliácido 1º Etapa - H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- Ki1 2º Etapa - H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- Ki 2 3º Etapa - HPO42- + H2O H3O+ + PO43- Ki 3 H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO43- Kt Kt=K1.K2.K3

Equilíbrio Iônico H3PO4 K1=7,8.10-3 K2=2,0.10-7 K3=1,0.10-12 H+ + H2PO4- HPO42- pKa = -logKa H+ Espécie em menor Quantidade H+ PO43- logK1 = log10-3 logK1 = -3log10 -logK1 = - logk1 pK1 = 3

N Ö H H H H H . . Equilíbrio Iônico Obs: Caráter anfótero ( espécies anfipróticas ) NH3 + H2O NH4+ + OH- Base Ácido Ácido Base . . N Ö H H H H H HCN + H2O H3O+ + CN- Ácido Base Ácido Base

Equilíbrio ácido - base Equilíbrio Iônico Equilíbrio ácido - base 2º Etapa Base Base de Arrhenius Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- Base de Brönsted- Lowry NH3 NH4+ + OH-

Adição de água α aumenta α tende a 100% Equilíbrio Iônico Lei da diluição de Ostwald Considere o exemplo: Exemplo 1 AB A+ + B- Sem adição de água V1 = K1[AB] V2 = K2[A+][B-] V1 = V2 Exemplo 2 AB + H2O A+ + B- Com adição de água V1 > V2 Adição de água α aumenta α tende a 100%

Adição de água direita quantidade de A+ ou B- aumenta (n aumenta) Equilíbrio Iônico Adição de água α aumenta α tende a 100% Adição de água direita quantidade de A+ ou B- aumenta (n aumenta) aumenta H2O aumenta muito diminui Conclusão: quantidade de mols dos ions aumenta concentração de ions em mol.L-1 diminui

α [mol.L-1] Equilíbrio Iônico Constante de equilíbrio T é constante K constante α [mol.L-1] Com adição de água K = α2 M K cte

Relação entre K, α, [mol.L-1]. Equilíbrio Iônico Relação entre K, α, [mol.L-1]. Deduzindo K= α2 M v1 AB A+ + B- v2 ni n n α n α n α Prop n(1- α) n α n α [Eq] V V V Eletrólito fraco α <5%

Equilíbrio Iônico da Água Ionização da água H > 0

Equilíbrio Iônico da Água Cálculo da constante de equilíbrio da água T=25ºC  = 1,81.10-9 m = 1000g n = m M n = 1000 = 55,5mol 18

Equilíbrio Iônico da Água Cálculo da constante de equilíbrio da água Como [H+]=[OH-]=10-7 temos: Constante (25ºC)

Equilíbrio Iônico da Água Influência da temperatura na constante Temperatura(ºC) Kw 0,11.10-14 25 1,00.10-14 40 3,00.10-14 100 51,30.10-14

Equilíbrio Iônico da Água 1. Água pura [H+]= 10-7 mol/L [OH-]= 10-7 mol/L

Equilíbrio Iônico da Água 2.Solução aquosa ácida Solução aquosa ácida Água pura [H+] da água é 0,0000001mol/L e [H+] do ácido é 0,001 mol/L [H+]ácido >>>>>> [H+]água

Equilíbrio Iônico da Água 2.Solução aquosa ácida Solução aquosa ácida Água pura 10-7 + 10-3

Equilíbrio Iônico da Água 2.Solução aquosa ácida Solução aquosa ácida Água pura 10-3

Equilíbrio Iônico da Água A adição de H+ perturba o equilíbrio da H2O. Conclusão: como [H+]  [OH-] Kw = [H+] . [OH-] 10-14 = 10-3 . x x = 10-11 mol/L de OH-

Equilíbrio Iônico da Água Em solução aquosa ácida [H+] > [OH-] [H+] > 10-7 mol/L [OH-] < 10-7 mol/L

Equilíbrio Iônico da Água Em solução aquosa básica [OH-] > [H+] [OH-] > 10-7 mol/L [H+] < 10-7 mol/L