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, Ki ou Ka.
No caso das bases, a constante de equilíbrio das reações
estabelecidas em água é denominada constante de dissociação
iônica, Kd ou Kb.
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= Kd = [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 = α2 . 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)