Equilíbrio Iônico- constante de acidez e basicidade e lei da diluição
Equilíbrio iônico é um caso específico de equilíbrio químico onde se tem a presença de íons. A reação genérica a seguir exemplifica um caso de equilíbrio envolvendo íons:
HA(aq) ⇌ H+(aq) +A-(aq)
Note que a equação representa a ionização de um ácido genérico HA, o que é evidenciado pela presença dos íons H+ e A- na reação direta. Esses íons podem se rearranjar, levando à formação de HA, na reação inversa.
Com isso, pode-se inferir que a ionização é um processo tipicamente reversível.
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (KI)
O equilíbrio iônico pode ser expresso por uma constante de ionização. Seguindo o exemplo da reação genérica anterior, tem-se a seguinte constante de ionização:
A constante de ionização é alterada apenas com a variação da temperatura.
CONSTANTE DE ACIDEZ
Quando o equilíbrio iônico envolve a presença de um ácido e seus íons provenientes da ionização, tem-se a constante de acidez, Ka.
Exemplo:
HCl ⇌ H+(aq) + Cl-(aq)
Ka = [H+][Cl-] / [HCl]
Este equilíbrio e sua constante podem ser representados de maneira mais completa, com a representação do íon hidrônio, H3O+, no equilíbrio.
Como a água se apresenta no estado líquido, não apresenta concentração (solvente).
Note que, nesta reação, a água atua como uma receptora de próton H+, proveniente do HCl, sendo portanto uma base de Bronsted-Lowry. O H3O+ seu par conjugado ácido, enquanto o Cl- é o par conjugado básico do HCl. Ou seja, a expressão do equilíbrio para ácidos envolve um equilíbrio entre pares conjugados.
Quanto maior o valor de Ka, mais ionizado se encontra o ácido, e, portanto, mais forte este será. Sendo assim, é possível comparar a acidez de diferentes ácidos a partir de suas constantes de acidez.
CONSTANTE DE BASICIDADE
A constante de ionização também pode ser utilizada para expressar o equilíbrio envolvendo íons provenientes da dissociação de bases. Sendo assim, um dos íons presentes no equilíbrio será a hidroxila, OH-. ]
Exemplo:
De maneira análoga, quanto maior o valor de Kb, maior o caráter básico do composto. Assim, é possível comparar a basicidade de diferentes compostos a partir de suas constantes de basicidade.
LEI DE DILUIÇÃO DE OSTWALD
É importante frisar que nem toda ionização ou dissociação ocorre de maneira total. Em casos onde o ácido em questão é fraco, sua ionização será muito pequena. Em contrapartida, nos ácidos fortes a ionização será total. O mesmo raciocínio é válido para bases.
A grandeza que determina a quantidade de íons H+ em solução é chamada de grau de ionização (α), e, normalmente, é expressa em porcentagem.
Exemplo:
Ao adicionar-se 1 mol de HCN em água pura, nota-se que apenas 0,05 mol do ácido se ioniza completamente. Sendo assim, pode-se afirmar que seu grau de ionização é igual a 5%, ou seja α = 0,05.
Esse valor indica que 95% do ácido permaneceu sem sofrer ionização, ou seja, na forma molecular (HCN).
A lei de Ostwald relaciona a constante de ionização (Ki) de um ácido (Ka) ou de uma base (Kb) com seus respectivos graus de ionização:
Kⁱ = a² . M/1-a
Em casos onde o ácido analisado for muito fraco, α assumirá um valor muito baixo. Assim, aproxima-se (1 – α) para 1:
Kⁱ = a². M
Vale frisar que essas relações são para ácidos monopróticos (HX) ou para ácidos polipróticos onde considera-se apenas a primeira ionização e para monobases (MOH).
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
A água também pode sofrer ionização. De maneira simplificada, a ionização da água irá ocorrer a partir da reação entre duas moléculas de água, levando à formação de íons que estabelecerão um equilíbrio iônico. Como este equilíbrio envolve apenas a água, diz-se que este expressa sua autoionização:
Note que uma molécula se comporta como ácido de Bronsted-Lowry, doando próton H+ para outra molécula água.
De maneira geral, essa reação pode ser simplificada:
H2O(l) ⇌ H+(l) + OH-(l )
A constante de ionização da água corresponde à KW. Logo, expressando a constante de ionização para a auto-ionização da água (KW), tem-se:
Kᵂ = [H+][OH-]/[H²O]
Como a água é um solvente, não se expressa concentração.
Assim:
Kᵂ . [H²O] = [H+][OH-]
↓
Kᵂ = [H+][OH-]
O valor de Kw pode ser calculado, a 25°C, pois são conhecidos os valores de [H+] e [OH-] e a essa temperatura:
[H+] = 10⁻⁷ M
[OH–] = 10⁻⁷ M
Kw = [10⁻⁷ ] . [10⁻⁷]
Kʷ = 10⁻¹⁴
OBSERVAÇÃO
Com base no valor de Kw da água, nota-se que esta se ioniza muito pouco, sendo um eletrólito fraco. Por essa razão, sua condutividade elétrica é baixa. Enquanto um eletrólito forte é capaz de acender uma lâmpada em um circuito (NaCl, por exemplo), a água, por sua vez, é incapaz de fazê-lo.
A partir do valor de Kw, em uma determinada temperatura, é possível calcular concentrações de ácidos e bases:
• Em água pura – Em água pura, as concentrações de [H+] e [OH-] são iguais e equivalentes a 10-⁷ M.
• Em soluções ácidas – Em soluções ácidas, além da presença do H+ proveniente da auto-ionização da água, os ácidos, em meio aquoso, também se ionizam, formando H+. Logo, a concentração de H+ na solução será maior que a da água pura.
Assim, em soluções ácidas, tem-se que:
[H+] > 10-⁷ M
Como a concentração de H+ aumenta, a de OH-diminui.
Assim:
[OH-] < 10-⁷
• Em soluções básicas – A adição de uma base em água, por sua vez, aumenta a concentração de íons OH-, pois a base, ao se dissociar, forma íons OH-. Adicionando-se aos íons OH- provenientes da dissociação da água, a concentração deste íon aumenta.
Assim, em soluções básicas, tem-se que:
[OH-] > 10-⁷ M
Como a concentração de OH- aumenta, a de H+ diminui.
Assim:
[H+] < 10-⁷ M
EXERCÍCIO RESOLVIDO
01. Determine a concentração de íons OH-em uma solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1 M sabendo que o produto iônico da água é igual a 10⁻¹⁴
Resolução:
O HCl, em meio aquoso, se ioniza estabelecendo o seguinte equilíbrio:
HCl(aq) ⇌ H+(aq) + Cl-(aq)
Como o ácido clorídrico é um ácido forte, sua ionização é total. Sendo assim:
[HCl] = [H+] = 0,1 = 10-¹ M
Assim:
Kʷ = 10⁻¹⁴ = [H+][OH-]
10⁻¹⁴ = 10⁻¹ . [OH-]
[OH-] = 10⁻¹³ M
