EQUILÍBRIOS IÔNICOS

É o equilíbrio químico particular que se estabelece entre uma substância

química e seus íons separados

Constantes de IonizaçãoConsidere os seguintes equilíbrios que ocorrem em solução aquosa:

Os valores de Kc expressam as diferentes tendências que as reações têm para acontecer.O ácido perclórico(HClO4) possui uma tendência muito maior de liberar íon H+ do que o ácido cianídrico(HCN).

O HClO4 é mais forte que o HCNEssas constantes de equilíbrio são conhecidas como constantes de ionização ou constantes de dissociação ácida sendo simbolizadas por Ka. Quanto maior for o valor da constante de ionização de um ácido(Ka), maior será a força desse ácido.

Valores da constante de ionização ácida(K ), a 25°C

Quando um ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos escrever uma constante de acidez para cada etapa da ionização. Assim,por exemplo para o ácido sulfúrico:

A primeira ionização ocorre mais facilmente, portanto K1 > K2 Nos poliácidos fracos a concentração hidrogeniônica(H+) pode ser atribuída à primeiraionização, já que a concentração devida à segunda ionização é desprezível, se comparada com a primeira ionização.

Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, podemos fazê-lo para bases. A constante de basicidade é simbolizada por Kb , e analogamente aos ácidos temos:

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALDExpressão matemática que relaciona a constante de ionização (K) com o grau de Ionização ) e a concentração em mol/L de uma solução de um ácido ou base.

Ao adicionarmos um ácido à água, podemos relacionar o número de mol adicionadoscom o número de mol ionizado.

Essa relação é dada pela expressão denominada grau de ionização ).

Ao adicionarmos n mol do ácido HA na água, temos:

Esse nome “Lei da Diluição” se deve ao fato de a fórmula permitir prever o que acontecequando diluímos uma solução de ácido fraco ou base fraca. A constante de equilíbriopossui um valor constante a uma temperatura fixa e, dessa forma, o grau de ionização aumenta() aumenta quando se diminui a concentração molar de uma solução e vice-versa.