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Equilíbrio Iônico
Docente: Rosana Maria
Equilíbrio Iônico
É um caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons.
Obs: A quantidade de íons é verificada pela condutividade elétrica das soluções;
Como acontece em qualquer equilíbrio definimos um e um α
Grau de ionização
Constante de ionização
iK
=K
=α
i
Equilíbrio Iônico1º Etapa: (Ácido)
HA(aq) H+(aq) + A-
(aq)
][
]][[
HA
AHaK
-
Ácido de Arrhenius
Libera H+
Equilíbrio IônicoExemplos
HCl + H2O H3O+ + Cl-
H+ fácil H+ difícil
Ki=1.107
HCN + H2O H3O+ + CN-
H+ difícil H+ fácil
Ki=5.10-10
KiHCl > KiHCN :. HCl é mais forte
Equilíbrio IônicoIonização por etapas de um poliácido
1º Etapa
Hx Ox xx x
xx
Hx Ox xx x
xx
Hx Ox xx x
xx
Px
x
x
xx O
x xx x
x H3O+ + H2PO4-
H2OKi1
Equilíbrio IônicoIonização por etapas de um poliácido
H2PO4- + H2O H3O+ + HPO4
2- Ki 2
HPO42- + H2O H3O+ +
PO43-
Ki 3
H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO4
3-
H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- Ki1
3º Etapa-
1º Etapa-
2º Etapa -
Kt
Kt=K1.K2.K3
Equilíbrio Iônico
H+ + H2PO4-
H+ HPO42-
H3PO4
H+ PO43-
Espécie em menor
Quantidade
K1=7,8.10-3
K2=2,0.10-7
K3=1,0.10-12
logK1 = log10-3
logK1 = -3log10
-logK1 = - logk1
pK1 = 3
pKa = -logKa
Equilíbrio IônicoObs: Caráter anfótero ( espécies anfipróticas )
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Base Ácido Ácido Base
N. .
H HHÖ
H H
HCN + H2O H3O+ + CN-
BaseÁcido Ácido Base
Equilíbrio IônicoEquilíbrio ácido - base
2º Etapa Base
Base de Arrhenius
Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH-
Base de Brönsted- Lowry
NH3 NH4+ + OH-
])OH(Ba[
]OH][Ba[=K
2
2-+2
i
]NH[
]OH][NH[=K
3
-+
4
i
Equilíbrio IônicoLei da diluição de Ostwald
Considere o exemplo:
AB A+ + B-
V1 = K1[AB]
V2 = K2[A+][B-]
Sem adição de água
V1 = V2
Exemplo 1
Exemplo 2
AB + H2O A+ + B- Com adição de água
V1 > V2
Adição de água α aumenta α tende a 100%
Equilíbrio Iônico
Adição de água α aumenta α tende a 100%
Adição de água direita quantidade de A+ ou B- aumenta (n aumenta)
V
n=]A[
V
n=]A[ ++ H2O
aumenta
diminui
aumenta muito
Conclusão:
quantidade de mols dos ions aumenta
concentração de ions em mol.L-1 diminui
Equilíbrio IônicoConstante de equilíbrio
T é constante K constante
Com adição de águaα
[mol.L-1]
K = α2 M K cte
Equilíbrio Iônico
Relação entre K, α, [mol.L-1].
ni
Prop
[Eq]
n
n αn(1- α)
V
0 0
n α n αn
αV
n
αV
Deduzindo K= α2 M
AB A+ + B-
v1
v2
α-1
αM=
)α-1(V
αn=
V)α-1(n
Vαn
Vαn
=Ka22
2αM=KEletrólito fraco α <5%
Equilíbrio Iônico da Água
Ionização da água
H > 0
Cálculo da constante de equilíbrio da água
ninicial 55,5 0 0
Proporção 55,5 x 1,8 x 10-9
10-7 10-7 10-7
Equilíbrio 55,5 10-7 10-7
T=25ºC = 1,81.10-9 m = 1000g n = m Mn = 1000 = 55,5mol
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Equilíbrio Iônico da Água
Cálculo da constante de equilíbrio da água
Constante (25ºC)
Como [H+]=[OH-]=10-7
temos:
Equilíbrio Iônico da Água
Influência da temperatura na constante
Temperatura(ºC)
Kw
0 0,11.10-14
25 1,00.10-14
40 3,00.10-14
100 51,30.10-14
Equilíbrio Iônico da Água
1. Água pura
[H+]= 10-7 mol/L[OH-]= 10-7 mol/L
Equilíbrio Iônico da Água
2.Solução aquosa ácida
Água pura Solução aquosa ácida
Equilíbrio Iônico da Água
[H+] da água é 0,0000001mol/L e [H+] do ácido é 0,001 mol/L [H+]ácido >>>>>> [H+]água
2.Solução aquosa ácida
Água pura Solução aquosa ácida
Equilíbrio Iônico da Água
10-7 + 10-3
2.Solução aquosa ácida
Água pura Solução aquosa ácida
Equilíbrio Iônico da Água
10-3
Conclusão:
como [H+] [OH-]
A adição de H+ perturba o equilíbrio da H2O.
Kw = [H+] . [OH-]
10-14 = 10-3 . x
x = 10-11 mol/L de OH-
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrio Iônico da Água
[H+] > [OH-]
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
Em solução aquosa ácida
Equilíbrio Iônico da Água
Em solução aquosa básica
[OH-] > [H+]
[OH-] > 10-7 mol/L
[H+] < 10-7 mol/L
