aula

1. EQUILÍBRIO IÔNICO
Adriele Sousa
Jardeane França

2. REVISANDO : Ácidos e Bases
• Os ácidos e as bases são dois tipos de substâncias
corrosivas, porém eles são considerados opostos
químicos.
• Os ácidos são compostos iônicos que quando
dissolvido em água geram um íon positivo de
hidrogênio (H +). As bases, por outro lado, são
compostos iônicos que formam um íon hidróxido de
carga negativa (OH-) em água.

4. Os ácidos mais utilizados no
cotidiano
• Ácido sulfúrico (H2SO4): ácido
forte (altamente corrosivo)
consumido em enormes
quantidades na indústria
petroquímica, na fabricação de
papel, corantes e baterias de
automóveis.
Ácido fosfórico (H3PO4): os
sais (fosfatos e superfosfatos)
derivados deste ácido têm
grande aplicação como
fertilizantes na agricultura.

5. Ácido fluorídrico (HF): esse ácido
possui a capacidade de corroer o vidro,
sendo por isso armazenado apenas em
frascos de polietileno.
Ácido
acético (CH3COOH): ácido
componente do vinagre,
tempero indispensável na
cozinha, usado no preparo de
saladas e maioneses.

6. • Ácido nítrico (HNO3): um dos ácidos mais fabricados e
consumidos pela indústria.
• Utilização: fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite),
trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora), salitre
(NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

7. • Ácido clorídrico (HCl):Reagente muito usado na indústria e no
laboratório.
• Na construção civil é usado para remover respingos de cal (após a
caiação) de pisos e azulejos. Neste caso é mais conhecido como ácido
muriático: agente de limpeza de alta potencialidade.
• O HCl se faz presente em nosso próprio corpo. É encontrado no suco
gástrico e tem o papel de auxiliar na digestão.

8. • Ácido carbônico (H2CO3): as águas e refrigerantes
gaseificados têm seu diferencial (mais refrescante) graças a
este ácido, ele é formado na reação do gás carbônico com a
água:
• CO2 + H2O → H2CO3

9. As bases mais utilizados no cotidiano
• Hidróxido de sódio (NaOH): Essa base é conhecida comercialmente
como soda cáustica.

10. • Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2): Também chamado de cal hidratada,
cal extinta ou cal apagada.

11. • Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): A sua principal
aplicação se dá na forma de leite de magnésia, que é usado
como laxante e antiácido.

12. • Hidróxido de amônio (NH4OH): conhecido comercialmente por
amoníaco, sendo muito utilizado na produção de ácido nítrico para a
produção de fertilizantes e explosivos.

13. Equilíbrio iônico
• Equilíbrio iônico é todo equilíbrio químico que envolve a
participação de íons.

14. • Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem
com os ácidos, as bases e os sais quando em
presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou
dissociação iônica.

15. Grau de ionização
• Grau de ionização, representado pela letra α (alfa), se
define como a relação entre o número de moléculas
ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.
• Onde : ni é o número de mols dissociados
• n é o número de mols inicial
α n i
n
=

16. • É com base nesse grau de ionização que podemos classificar um ácido em
forte, moderado ou fraco.
Assim temos que:
• Ácido forte: aquele que se ioniza em 50%.
• Ácido moderado (ou semiforte): grau de ionização maior que 5% e menor
que 50%.
• Ácido fraco: a ionização ocorre em apenas 5% de sua molécula.

17. • Mas o que significa o α ?
HA ⟺ H + + A –
• O que podemos concluir ?
de cada 100 moléculas vai dissociar 2 H +
α=
100 2 2
Reagentes produtos
P
R

18. • Exemplo : 1
O ácido acético é um importante ácido orgânico que apresenta baixo grau de
ionização. Em solução aquosa, constitui o tempero conhecido pelo nome de vinagre.
De cada 1000 moléculas de ácido acético dissolvidas em água, apenas 13 sofrem
ionização. Calcule o grau de ionização desse ácido e classifique-o quanto à sua força.
α = _número de moléculas ionizadas
número de moléculas dissolvidas
α = _13_
1000
α = 0,013. 100% = 1,3%
ácido acético é fraco, pois o seu grau de ionização é
menor que 5%.

19. • Exemplo : 2
• A cada 6,115 L de sulfeto de hidrogênio gasoso, H2S, borbulhado na água,
verifica-se que 4,647 . 10-3 L reagem, sofrendo ionização e formando o
ácido sulfídrico, H3O1+
(aq) . S-2
(aq); todo o volume restante continua na
forma molecular. Baseado no grau de ionização (α), indique se esse ácido
sulfídrico é forte, moderado ou fraco.
α = _número de moléculas ionizadas
número de moléculas dissolvidas
Cálculo do grau de ionização (α):
α = 4,647. 10-3 L
6,115 L
α ≈ 0,00076 . 100% = 0,076%
O ácido sulfídrico é fraco, pois o seu grau de ionização é
menor que 5%.

20. • Exemplo: 3
• Se colocarmos 5,00 . 105 moléculas de H3 PO4 em água,
podemos notar que,delas,somente 1,35. 105 sofrem
ionização.
• a) calcule o grau de ionização do H3 PO4.
• b) como se pode classifica-lo quanto a força.

21. CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO
(Ki)
• A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é obtida pela
aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio iônico.
• Para os ácidos, a constante de ionização é frequentemente
representada por Ka.
• Para as bases, a constante de ionização é freqüentemente
representada por Kb.

22. Ionização de ácidos
• Quando adicionamos moléculas de um ácido em água, ocorre o
fenômeno da ionização.
• Se for um ácido fraco, como o ácido cianídrico (HCN) ele irá se ionizar
conforme a equação a seguir:
HCN(aq) ⟺ H+
(aq) + CN−
(aq)
• A água provoca a ruptura das moléculas de HCN originando os
íons H+ e CN−

23. • Constante de ionização do ácido – Ka
• Pelo valor do Ka podemos prever a força de uma ácido.
Quanto mais alto for o valor de Ka, mais forte será o ácido,
ou seja, maior é sua tendência em liberar o íon H+

24. Ionização de bases
• A constante de equilíbrio aplicada a um equilíbrio iônico
constituído por bases recebe o nome de Kb.
• Para a base fraca NH4OH, temos a seguinte equação de
ionização:
NH4OH(aq) ⟺ NH+
4(aq)+ OH−
(aq)

25. • Constante de ionização da base – Kb
• Quanto maior for o valor de Kb, mais forte é
a base.

26. LEI DE OSTWALD
• Esta lei relaciona a constante de equilíbrio, o grau de ionização e a molaridade
dos eletrólitos.
• Onde:
• M é a molaridade (mol/L);
• α é o grau de ionização;
• Ki é a constante de ionização.
Ki =
m α
2
1 – α
para solução de grau
de ionização pequeno
Ki = m α
2

27. Para a reação: HA
(aq)
H
+
+ (aq)
(aq)
A
–
=
Ki
[ H ] [ A ]
[ HCN ]
+ –
início
reage / produz
equilíbrio
[ ]
0,0 0,0
ni
n
= nα nα nα
n – n α
– nα nα
V
nα n α
V V
=
nα nα
V V
x
n ( 1 – α )
V
n ( 1 – α )
=
n α n α
V V
x
V
n ( 1 – α )
x
Ki = m α
2
1 – α
para solução de grau
de ionização pequeno Ki = m α
2
DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA

31. Equilíbrio iônico da água
• Na água líquida ocorre o seguinte processo, conhecido
como equilíbrio de auto ionização da água. Essa constante é
chamada de produto iônico da água é simbolizada por Kw:
• H2O ⟺ H+ + OH- Equilíbrio de autoionização da água .
• Kw = [H+ ] [OH- ] Expressão do produto iônico da água

32. • Observações :
Kw = 10-14 (a 25°C)
• O valor de Kw depende da temperatura. A elevação da
temperatura acarreta um aumento do grau de ionização da
água e, conseqüentemente, um aumento do valor de Kw.

33. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
H2O (l) H+
(aq) + OH –
(aq)
A constante de equilíbrio será: Ki =
[ H ] [ OH ]
[ H2O ]
+ –
como a concentração da água é praticamente constante, teremos:
Ki x [ H2O] = [ H ] [ OH ]
+ –
Kw
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw )
A 25°C a constante “Kw” vale 10 – 14 mol/L  [ H+ ] . [ OH – ] = 10 – 14

37. Água pura
Kw= [H+] . [OH-]
10-14 = 10-7 . 10-7
[H+] = [OH-]
Significa dizer que é uma substância neutra
O valor de [H+]= 1.10-7 mol/L

38. Água sanitária
• o valor de [OH-]= 1.10-3 mol/L
Kw= [H+] . [OH-]
10-14 = [H+] . 10-3
10-14 = 10-11 . 10-3
[H+] < [OH-]
Isso que dizer que é uma substância Básica

39. Vinagre
• o valor de [H+]= 1.10-3 mol/L
Kw= [H+] . [OH-]
10-14 = 10-3 . 10-11
[H+] > [OH-]
Isso que dizer que é uma substância ácida