O documento discute três tópicos principais: 1) equilíbrios químicos em soluções aquosas, incluindo grau de ionização e constante de dissociação; 2) autoionização da água e seu efeito em soluções ácidas e básicas; 3) hidrólise salina e como determinar o caráter ácido, básico ou neutro de diferentes sais quando dissolvidos em água.

1. Prof.: Danielle Felix

2. É o caso particular dos equilíbrios
químicos em que aparecem íons em
solução.

3. • Grau de ionização (α):
α = quantidade de mols dissociados ou ionizados
Quantidade inicial de mols
Ex.: Calcule o grau de ionização de uma solução ácida de
HCN, sendo que o nº de mols dissolvidos foi igual a 400
e ionizados foi igual a 2.
α = 2/400 = 0,005, se colocarmos em percentagem,
teremos:
α = 0,005 x 100
α = 0,5% (um ácido fraco)

4. Constante de dissociação ou ionização (Kc):
• HCl H+ + Cl- Ka = [H+][Cl-] Ka = 1,0x107
[HCl]
 Quando o valor de K é alto, dizemos que o eletrólito
é forte, e o valor de α é próximo de 100%;
• NH4OH NH4
+ + OH- Kb = [NH4
+][OH-] Kb = 1,8*10-5
[NH4OH]
 Quando o valor de K é baixo, dizemos que o
eletrólito é fraco, e o valor de α é próximo de 0%.

5. Tomemos o exemplo do ácido acético.
Considere uma solução do ácido em mols/litro (M).
Temos:
α = _[H+]_ => [H+] = α . M
M

6. • Se aplicarmos a expressão de Ki para este
equilíbrio, temos:
• Se dividirmos por M o numerador e denominador, teremos:
• Para monoácidos e monobases fracas:
Ki = α2 . M
Lei da diluição de
Ostwald para
monoácidos (Ka) e
monobases (Kb)

7. Conclusão:
“A uma dada temperatura, o aumento da
concentração provoca diminuição do grau de
ionização e, ao contrário, a diminuição da
concentração provoca aumento do grau de
ionização.”

8. • Equilíbrio iônico na água/produto iônico da água:
A água pua se ioniza segundo a reação:
H2O H+ + OH-Na
verdade, esse processo é mais bem explicado pela auto-ionização da água:
H – O – H + H – O – H H – O – H + OH-H+
Ou 2 H2O H3O+ + OH-O
produto iônico da água é: Kw = 1 x 10-14 (a 25ºC)
Em água pura: [H+] = [OH-] = 10-7

9. Em soluções aquosas ácidas:
Ex.: HCl, um ácido forte e facilmente ionizável
HCl H+ + Cl- (1)
H2O H+ + OH- (2)
Com o excesso de H+, o equilíbrio tende a deslocar
(lei de Le Chatelier) na reação 2, no sentido de
consumir esse excesso, deslocando-se para
esquerda, conseqüentemente, diminuindo a
concentração de OH-.

10. Resumindo, teremos em soluções aquosas
ácidas:
• [H+] aumenta ® [H+] > 10-7
• [OH-] diminui ® [OH-] < 10-7
Desse modo, permanece constante o produto:
Kw = [H+][OH-] = 1 x 10-14
O mesmo ocorre inversamente em soluções
básicas.

11. O termo pH (potencial de hidrogênio), é utilizado para
descrição do grau de acidez ou alcalinidade de uma
solução.
Podemos considerar:
• Propriedades ácidas de uma solução são devidas à
presença do íon hidrogênio (H+)
• Propriedades básicas correspondem a substâncias com um
maior número íons hidroxila (OH-).
A acidez ou alcalinidade de uma substância pode ser
expressa em uma escala de pH de 0 a 14.
Escala de pH:
pH_________________________________________
0 7 14
Ácido neutro básico

12.  [H+] > [OH-]: pH < 7 meio ácido
 [H+] = [OH-]: pH = 7 meio neutro
 [H+] < [OH-]: pH > 7 meio básico

13. pH = - log [H+] e pOH = - log [OH-]
Ex.1: Numa aula prática, alguns grupos mediram o pH da
solução de HCl 0,01 mol.L-1. Considerando que esse ácido
forte é 100% ionizável, sendo, portanto a concentração de H+
igual a 0,01 mol.L-1. Vamos calcular teoricamente o pH dessa
solução.
[H+]=0,01 mol.L-1 pH = - log [H+]
0,01 = 1 x 10-2 pH = - (log 1 x 10-2)
pH = - (log 1 + log 10-2)
sendo log1=0 e log10=1
pH = - (0 +(-2 x log10))
pH = - (-2) pH = 2, logo a solução é ácida

14. Ex.2: A concentração de OH- no sangue é 2,2 x 10-7 mol.L-1.
Calcule o pH e pOH dessa solução. Sendo que log 2,2 = 0,35.
[OH-]=2,2 x 10-7 mol.L-1 pOH = - log [OH-]
pOH = - (2,2 x 10-7)
pOH = - (log 2,2 + log 10-7)
pOH = - (0,35 +(-7 x log10))
pOH = - (0,35 - 7)
pOH = -(-6,65)
pOH = 6,65
Então, se pH + pOH = 14
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 6,65
pH = 7,35 => portanto, o sangue é levemente básico.

15. HIDRÓLISE SALINA
Todo o sal é formado por um cátion e um ânion.
Ex: NaCl
cátion Na+ Cl- ânion

16. Sempre o cátion de um sal é proveniente da base,
que no caso do NaCl é o hidróxido de sódio, NaOH.
Já o ânion sempre é proveniente do ácido, que no
mesmo caso é o ácido clorídrico, HCl.
Assim, podemos descobrir o ácido e a base que
deram origem ao sal.
NaOH + HCl  NaCl + H2O
NaCl(aq)  Na+ + Cl-
H2O  H+ + OH–
Portanto, essa solução salina tem caráter neutro

17.  Ex: Na2SO4
2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O
Como estes ânion e cátion são provenientes de ácido e base
fortes, respectivamente, estes tendem a permanecer na forma
ionizada e não reagem com água, logo, nem o cátion e nem o
ânion sofrem hidrólise, assim temos um caráter neutro quando
este sal está dissolvido em água.

18.  Ex: CuSO4
2Cu(OH)2+H2SO4 CuSO4+ 2 H2O
Como o ânion sulfato vem do ácido sulfúrico, um ácido forte, este não
sofre hidrólise. Porém, o cátion de cobre, que vem de uma base fraca,
sofrerá hidrólise:
CuSO4 (aq)  Cu2+ + SO4
2-
2H2O 2 H+ + 2 OH-Cu2+
+ 2 H2O  Cu(OH)2 + 2 H+
Portanto, essa solução salina tem caráter ácido

19.  Ex: NaCN
NaOH + HCN  NaCN+ H2O
Como o ânion cianeto vem do ácido cianídrico, um ácido fraco, este sofre hidrólise.
O cátion sódio, que vem de uma base forte, não sofrerá hidrólise:
NaCN(aq)  Na+ + CN-H
2O  H+ + OH–
CN- + H2O  HCN + OH-Portanto,
essa solução salina tem caráter básico

20.  Ex: NH4CN
NH4OH + HCN  NH4CN+ H2O
O ânion cianeto (CN-) vem do ácido cianídrico, HCN; O cátion
amônio (NH+) vem da base hidróxido de amônio, NHOH.
4
4Como o ânion cianeto vem do ácido cianídrico, um ácido
fraco, e o cátion amônio vem do hidróxido de amônio, uma
base fraca, precisamos considerar os valores de Ka (constante
de ionização dos ácidos) e Kb (constante de basicidade das
bases) para o ácido e a base que dão origem ao cianeto de
amônio.

21.  Ex: NH4CN
Ka (ácido cianídrico)= 4,9 x 10-10
Kb (hidróxido de amônio) = 1,8 x 10-5
Como Kb > Ka, quem sofre hidrólise é o cátion ânion:
CN- + H2O --> HCN + OH-O
produto da hidrólise é o íon OH-, responsável pelo caráter
básico. Então, quando temos um sal proveniente de um ácido
fraco e uma base fraca devemos analisar os valores de Ka e
Kb quando este sal está dissolvido em água.

22. 1. VOGEL A. I., Quimica Analitica Qualitativa,
5ª ed, Mestre Jou, São Paulo,1981;
2. VOGEL A., Quimica Analitica Quantitativa,
6ªed, LTC, Rio de Janeiro, 2002;
3. SKOOG, A. Douglas; West, M. Donald; Holler,
Crouch, S.R., Fundamentos de química
analítica, 8a edição, Ed. Thomson, São Paulo,
2006.

23. FIM