EQUILÍBRIO IÔNICO.pptx

Equilíbrio iônico
ionização
dissociação

1. EQUILÍBRIO IÔNICO 2º ANO PROFª : DHENIFER

2. EQUILÍBRIO IÔNICO É o equilíbrio proveniente de íons em uma solução. Quando ácidos, bases e sais são dissolvidos em água, eles sofrem ionização (proveniente de ligação covalente – ácidos) ou dissociação (proveniente de ligação iônica – bases e sais). Ionização ou dissociação é a quebra da molécula, onde o H é separado da molécula, formando assim íons (eletrólitos).

3. EQUILÍBRIO IÔNICO Podemos identificar se uma solução possui ou não íons dissolvidos observando a sua condutibilidade elétrica , pois os íons em soluções permitem a passagem de corrente elétrica, sendo que a intensidade da corrente conduzida está relacionada com a concentração dos íons em solução: quanto maior a concentração dos íons, maior a quantidade de corrente elétrica conduzida. Solução aquosa 0,1 mol/L (ácido fluorídrico) Solução aquosa 0,1 mol/L (ácido acético) O ácido fluorídrico, por ser mais forte que o ácido acético, possibilita a passagem de uma maior quantidade de corrente elétrica.

4. EQUILÍBRIO IÔNICO Observe o equilíbrio químico iônico que se estabelece em cada uma das soluções. Solução de HF: HF ( aq ) ⇌ H + ( aq ) + F - ( aq ) ou HF ( aq ) + H2O (l) ⇌ H3O + + F - ( aq ) Solução de ácido acético: HAc ( aq ) ⇌ H + ( aq ) + Ac - ( aq ) ou HAc ( aq ) + H2O (l) ⇌ H3O + + Ac - ( aq )  

5. Constante de equilíbrio, Ki e Kd Da mesma maneira que ocorre com os equilíbrios moleculares, nos equilíbrios iônicos apenas a rapidez das reações direta e inversa é igual , e a concentração dos reagentes e dos produtos é específica para cada sistema de equilíbrio, ou seja, a concentração dos produtos pode ser maior, menor ou igual à dos reagentes. Para estabelecermos as concentrações dos reagentes e dos produtos no equilíbrio químico iônico, precisamos determinar uma constante de equilíbrio.

6. No caso dos ácidos , a constante de equilíbrio das reações que ocorrem em água é denominada constante de ionização, K i ou K a. No caso das bases , a constante de equilíbrio das reações estabelecidas em água é denominada constante de dissociação iônica, K d ou K b. Considere a reação de ionização de um ácido: HA + H2O ⇌ H3O + + A – Kc = Ki= Ka = [H3O] + . [A] - [HA].[H20] Como a concentração da água é constante, já que ela não participa da reação, pois é o solvente ou o meio em que ela ocorre, seu valor é incorporado à constante.

7. Considere agora a reação genérica de dissociação iônica de uma base: COH ⇌ C + + OH- Com base nessa reação, podemos concluir que: Kc = Kb = Kd = [C + ] .[OH-] [COH] Assim como acontece com a constante de equilíbrio (Kc), os valores de Ki e de Kd se alteram apenas com a variação da temperatura.

8. Note que, quanto maior a força do ácido ou da base, maior será a concentração dos produtos e, com isso, maior será o valor de Ki e de Kd . Observe: Ácidos HA + H2O ⇌ H3O + + A - ↑ ↑ Ki=ka = [H3O + ].[A-] ↑ HA Quanto maior a ionização de um ácido, maior a concentração dos produtos (íons), portanto, maior o Ka.

9. Bases COH ⇌ C + + OH- ↑ ↑ Kb= K d = [C+].[OH-] ↑ [COH] Quanto maior a dissociação de uma base, maior a concentração dos produtos (íons), portanto, maior o Kb. Em outras palavras: Quanto maior a força de um ácido e de uma base, maiores os valores de Ki e de Kd .

10. Para finalizar o estudo das constantes de equilíbrio iônico, vamos retomar o exemplo anterior: qual dos ácidos deverá ter a maior constante de equilíbrio (Ki) a 25 ˚C? HF (Ácido fluorídrico) OU HCA (Ácido acético)?

11. Por meio da observação da figura anterior, constatamos que a concentração de íons dissolvidos na solução de HF é maior , pois a intensidade do brilho da lâmpada nessa solução é maior . Assim, podemos concluir que o HF é mais forte ; logo, tem o maior valor de Ki .

12. Lei da diluição de Ostwald O físico e filósofo alemão Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932), fundamentado em seus estudos sobre equilíbrios iônicos, deduziu uma lei que ficou conhecida como a lei de diluição de Ostwald . “Um eletrólito (ácido, base ou sal) cuja concentração em mols diminui no volume da solução, a uma dada temperatura, tem seu grau de ionização ou dissociação elevado.” Quando um eletrólito, ácido ou base, é fraco ( α < 5%), o valor 1 - α é aproximadamente igual a 1. Assim, podemos considerar: K = α 2 . M Por essa expressão, podemos perceber que, a uma temperatura constante, à medida que diluímos uma solução , ou seja, quando a concentração do eletrólito diminui (↓M), seu grau de ionização ou dissociação aumenta (↑a): K= ↑ α2 . M↓

13. Os equilíbrios iônicos no cotidiano Os equilíbrios iônicos estão muito presentes nos fenômenos cotidianos. As lentes fotossensíveis dos óculos, a cor dos dentes, a ação de alguns remédios e até mesmo formações rochosas nas cavernas são exemplos de equilíbrios iônicos. As lentes fotossensíveis possuem um equilíbrio químico entre íons prata e íons cloreto. Quando a luz solar incide sobre a lente, ela desloca o equilíbrio no sentido da formação da prata, e a lente fica escura. Princípio de Le Chatelier - quando ocorre uma perturbação em um sistema em equilíbrio, esse sistema reage para minimizar a alteração sofrida. ... haverá um deslocamento que gerará o consumo da espécie e um novo equilíbrio será estabelecido.

14. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA 1 – Preencha o quadro da pág. 305 (livro 3)