EQUILÍBRIO IÔNICO Prof.: Renê Machado.

Apresentação em tema: "EQUILÍBRIO IÔNICO Prof.: Renê Machado."— Transcrição da apresentação:

1 EQUILÍBRIO IÔNICO Prof.: Renê Machado

2 ELETRÓLITO É toda substância que, ao ser dissolvida em água, sofre ionização ou dissociação iônica, sendo capaz de conduzir corrente elétrica.

3 Ionização   Fenômeno em que há formação de íons. A ligação covalente entre os átomos é rompida, surgindo cátions e ânions.  Exemplos: a) HCN H+ + CN– (forma simplificada) b) HCO H' + CO2 (forma simplificada) Na realidade, o cátion H+ formado efetua ligação com a molécula H2O originando o cátion H3O+, denominado hidroxônio ou hidrônio. Entretanto, por questões didáticas, usaremos sempre a forma simplificada.

4 Dissociação Iônica: Consiste na separação (dissociação) de íons já existentes.   Exemplos: NaOH Na+ + OH– NH4OH NH4+ + OH–   As soluções eletrolíticas, em geral, são sistemas em equilíbrio que se estabelecem entre as moléculas não-ionizadas e os íons resultantes da ionização (ou dissociação iônica). Esse tipo de equilíbrio químico denomina-se equilíbrio iônico.

5 IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS
   Seja a dissolução do ácido cianídrico em água, que se ioniza, segundo a equação:   HCN + H2O H3O+ + CN – A fórmula para cálculo da constante de equilíbrio, KC será: [H3O+] . [CN –] [HCN] . [H2O] KC =

6 Pelo fato da água ter sido utilizada como solvente em grande quantidade e de se encontrar ionizada em pequena quantidade, a concentração da água, H2O, é praticamente constante. Assim, temos: onde: KC . [H2O] = Ki = Ka Ki = constante de ionização (ou de dissociação iônica). Ka = constante de ionização do ácido ou constante de acidez. [H3O+] . [CN –] [HCN] KC . [H2O] =

7 Logo, a constante de equilíbrio será, neste caso, melhor representada por:
[H3O+] . [CN –] [HCN] Ka=

8 Em se tratando de um ácido poliprótico, isto é, que apresenta dois ou mais hidrogênios ionizáveis, H+, a ionização ocorre por etapas, sendo que ioniza-se um H+ de cada vez. Exemplo: H2S H+ + HS– K1 HS– H+ + S–2 K2 H2S 2 H+ + S–2 K3

9 Assim, na ionização do ácido sulfídrico, H2S, podemos afirmar que:
A primeira constante de ionização é sempre maior do que a segunda, a segunda é maior do que a terceira e, assim, sucessivamente. Logo, neste exemplo, tem-se: K1 > K2       Quando somamos várias equações, a constante de equilibro da EQUAÇAO SOMA é igual ao produto das constantes envolvidas. Assim, na ionização do ácido sulfídrico, H2S, podemos afirmar que: K3 = K1 . K2

10 A constante de equilíbrio de uma reação inversa é igual ao seu inverso.
Exemplo: Seja a reação: A + B C + D K = 3 Para a reação inversa C + D A + B K = 1/3

11 Se esta equação for multiplicada por 1/2, tem-se:
Quando uma equação é multiplicada por um número, sua constante de equilíbrio fica elevada a um expoente igual a esse número. Exemplo: 2 A + 3 B AB K=2 Se esta equação for multiplicada por 1/2, tem-se: A + 3/2 B AB K = 2 ½

12 Mesmo que o equilíbrio químico não seja iônico e a reação ocorre em etapas, temos para a equação soma: 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) K1 2 NO2 (g) 2 N2O4 (g) K2 2 NO(g) + O2 2 N2O4 (g) K3 K3 = K1 . K2

13 As soluções eletrolíticas, devido à presença de íons, são condutoras de eletricidade e esta condutibilidade será tanto maior, quanto maior for a concentração dos íons em solução. A capacidade dos ácidos fracos de sofrer ionização, quando em solução, é muito pequena. Isto significa que o número de moléculas não-ionizadas é maior do que o número de íons formados. A força de um ácido (eletrólito) pode ser avaliada pelo valor de sua constante de ionização (Ka), de tal forma que quanto maior o valor de Ka , maior será a concentração molar de H+ e mais forte será o ácido. Quanto maior o Ka mais forte é o ácido

14 DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE BASES FRACAS
Quando uma base é dissolvida em água, ocorre dissociação iônica da mesma, ou seja, a separação de íons já existentes. O mesmo raciocínio aplica­do aos ácidos, deve ser feito para as bases e a constante de equilíbrio, KC , também passa a ser denominada Ki ou, especificamente, Kb, onde: Ki = constante de dissociação iônica; Kb =constante de dissociação Iônica da base ou constante de basicidade.

15 A expressão que determina este equilíbrio é:
Exemplo: Considere uma solução aquosa de amônia (NH3), que é um sistema em equilíbrio (equilíbrio iônico) onde o NH3 é uma base de Bronsted-Lowry:   NH H2O NH OH–  A expressão que determina este equilíbrio é:     Kb= [NH4+] . [OH –] [NH3] Quanto maior o Kb mais forte é a base e maior o número de OH– (hidroxilas) formadas.

16 GRAU DE IONIZAÇAO (): O grau de ionização (ou de dissociação iônica) de um eletrólito é a razão entre o número de moles ionizado e o número total de moles dissolvidos em água. Quando dizemos que α = 25%, isto significa que, de cada 100 moléculas dissolvidas em água, 25 ionizaram e 75 permaneceram intactas.  = n° de mols ionizados n° de mols dissolvidos

17 LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
  Seja um ácido fraco HA que em solução aquosa ioniza-se, segundo a equação: HA(aq ) H+ (aq) + A– (aq) Considerando que n moles do ácido foram dissolvidos em um volume V da solução, a molaridade no equilíbrio é: M = ne/V   onde: ne = n° de mols no equilíbrio V = volume da solução.

18 Podemos dizer que: n° de mols ionizado = n° inicial de moles x  ou, abreviadamente: n (ionizado) = n .  A constante de ionização do ácido é dada por: [H+] . [A –] [HA] Ka=

19 Molaridade no equilíbrio
Preenchendo o quadro a seguir, tem-se: H H A – n° inicial de mols n n° de mols ionizado n  n° de mols no equilíbrio n - n  Molaridade no equilíbrio n – n  V M – M M

20 Substituindo as molaridades no equilíbrio, na equação de Ka , temos:
= Ka = (M) . (M) M – M Ka = M2 1 –  Esta é a equação matemática da Lei da Diluição de Ostwald, onde: M = molaridade da solução ácida  = grau de ionização do ácido Ka = constante de ionização do ácido

21 A Lei da Diluição de Ostwald pode ser enunciada da seguinte forma:
"A diluição gradativa de uma solução, pela adição de solvente, aumen­ta o grau de ionização do eletrólito" A equação matemática da Lei da Diluição de Ostwald pode ser simplificada, facilitando os cálculos, sempre que tivermos um ácido fraco, ou seja, quando α for, em geral, menor ou igual a 5%. Nesse caso, α é tão pequeno que 1 - α é aproximadamente igual a 1. Logo: Ka = M . α2      Quando a for dado em %, devemos dividi-lo por 100, ao utilizar a fórmula acima.

22 Em se tratando de uma solução básica, a Lei da Diluição de Ostwald pode também ser aplicada: A Lei da Diluição de Ostwald nos mostra ainda que quanto maior for o grau de ionização (ou de dissociação iônica), maior será a constante de ionização. Kb = M2 1 –  ou Ka = M . α2

23 Exemplos: a) Determine a constante de ionização de um monoácido HA, sabendo­se que ele está 3% ionizado numa solução 0,4 M. Resolução: Ka = ? ; α = 3% = 0,03 ; M = 0,4 M. a Ka = M . α 2 = –1 . (3 . 10–2 )2 = – –4 Ka = –5 ou Ka = 3,6 x 10–4

24 b) Em uma solução 0,01 M, a constante de ionização de um ácido HX é 3,6 x 10–7. Determine o seu grau de ionização. Resolução: α = ? ; K = 3,6 x 10–7 ; M = 10–2 M. Ka = M . α 2  α 2 = Ka / M 3,6 x 10 –7 / 10 –2 α 2 = – –2 α = 6 x 10 –3 α = –1 %