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Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico

Enquanto isso, entre os íons…

Ácidos e bases entram em reações reversíveis. E algumas delas são prejudiciais ao meio ambiente

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AQUÁRIO AMEAÇADO – os corais são vulneráveis à acidez dos oceanos. a extinção de um banco de corais compromete toda a comunidade marinha da região
   As regras do equilíbrio químico valem também para as reações reversíveis que envolvem íons e compostos iônicos, como bases e ácidos. É o caso da dissolução de um eletrólito AB(s) em água, em que ocorre a separação dos íons em entidades químicas A+ (aq) e B– (aq) . A reação reversível acontece também quando um ácido e uma base são dissolvidos em água e formam íons, no processo de ionização. O equilíbrio químico de reações que envolvem íons chama-se equilíbrio iônico. E sua constante de equilíbrio é a constante de ionização. Os fundamentos desse equilíbrio e dessa constante são semelhantes aos do equilíbrio e da constante para compostos moleculares – só com algumas particularidades para ácidos e bases.

            As reações com compostos iônicos geralmente acontecem em presença da água. A natureza está repleta de reações reversíveis entre compostos iônicos, com seus próprios pontos de equilíbrio. Quando algum fator é alterado, o equilíbrio é deslocado. É o que ocorre no aumento da acidez dos oceanos, que afeta diretamente corais e, com isso, coloca em risco a fauna que depende da proteção desses bancos. A reação entre o dióxido de carbono (CO2) e as moléculas de água (H2O) libera íons H+ , responsáveis pelo aumento da acidez:

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            Quanto mais dióxido de carbono, maior a acidez da água. A água já tem, naturalmente, algum grau de acidez. No entanto, o aumento na concentração de CO2 na atmosfera eleva também a concentração desse gás nas águas superficiais do planeta. O equilíbrio é deslocado pela maior concentração de reagentes ou de produtos. Nesse caso, o aumento de concentração de CO2 desloca o equilíbrio para a direita. A reação de ionização aumenta e, então, sobe o nível de acidez da água.

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Equilíbrio de ácidos

            A ionização não se dá da mesma maneira para todos os ácidos. Eles podem ter maior ou menor capacidade de reagir com a água e formar íons. Os ácidos fortes são aqueles com grande capacidade de interagir com a água. Mais de 50% de suas moléculas sofrem ionização. Os ácidos fracos interagem menos com a água e, por consequência, menos de 5% de suas moléculas ionizam quando em contato com solução aquosa. Essa porcentagem de moléculas que interagem é chamada de grau de ionização (a) e é diretamente associada à força de um ácido:

1) Ácidos fortes: a ≥ 50%

2) Ácidos moderados: 5% < a < 50%

3) Ácidos fracos: a ≤ 5%

          Screenshot_63  Todo ácido tem sua constante de ionização, calculada para determinada temperatura. Considere uma reação de ionização genérica, expressa assim:

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            A relação que defne Ka é:

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            Repare que a, b e c são os coeficientes estequiométricos da equação. Essa é a expressão da constante química. A única diferença é que, na maioria das vezes, os ácidos liberam apenas um íon H+ . Então, não haverá na expressão de Ka nenhum valor elevado a qualquer potência. Se o ácido for forte (se tiver grande tendência a se dissociar em íons), o valor de Ka será alto, já que o numerador será maior que o do denominador. Se o ácido for fraco, o valor do numerador será menor que o do denominador. Então, o valor de Ka será baixo.

            Assim como ocorre com as constantes químicas em geral, a constante de equilíbrio iônico também é definida experimentalmente. E costuma ser fornecida no enunciado das questões das provas. Tanto a constante de ionização (Ka)quanto o grau de ionização (a) variam com a temperatura.

 

Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico

ÁCIDOS

            A equação de ionização do ácido clorídrico é  Screenshot_65

           A constante ácida dessa substância é dada por Screenshot_66

          O ácido clorídrico é um ácido forte (a ≈ 90%). Porque ele tem grande capacidade de se ionizar, o equilíbrio é alcançado quando a concentração de íons H+ e Cl é maior que a concentração de ácido não ionizado (HCl). Assim, o numerador é maior que o denominador e, por consequência, Ka é maior que 1 (Ka > 1). Fazendo o mesmo raciocínio para uma ácido fraco, como o cianídrico (HCN ), que tem a < 5%, a equação de ionização do ácido cianídrico é
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            E sua Ka é dada por:

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            Como o ácido cianídrico tem baixo grau de ionização, o equilíbrio ocorre quando a concentração do HCN não ionizado é maior que a concentração de íons H+ e CN . Nesse caso, o denominador é maior que o numerador. Então, o valor de Ka é menor que 1 (Ka < 1).

 

Screenshot_69Equilíbrio de bases

            Para as bases, o raciocínio é similar: quanto mais íons OH existirem numa solução, mais forte a base é. Como as bases contêm íons, sua constante de equilíbrio também é chamada constante de ionização.

 

Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico

BASES

            A ionização do hidróxido de amônio: 

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            Perceba que esse Kb < 1. Em equilíbrio, a solução tem menor concentração de íons OH e NH4 + e maior concentração da base não ionizada (NH4OH).

            Quanto maior a concentração de íons, maior o valor de Ki (Ka ou Kb). Conhecendo os valores das constantes de ionização de dois eletrólitos, podemos comparar suas forças em soluções de mesma concentração.

 

Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico

GRAU DE IONIZAÇÃO

            Considere duas soluções 0,1 mol/L dos ácidos benzoico e barbitúrico a 25 °C. Em qual delas há maior concentração do íon H+ ? Dados: ácido benzoico: Ka = 6,5 . 10–5 ; ácido barbitúrico: Ka = 1,0 . 10–5 (ambos a 25 °C)

            Para os dois ácidos, Ka < 1. Então, a concentração de íons é menor que a de ácido não ionizado. Daí que os dois ácidos são fracos. Para saber qual das soluções tem maior concentração de íons, basta comparar seus Ka. Confira: o ácido benzoico libera mais íons ( Ka = 6,5 . 10–5). Ele é o ácido mais forte.

            É possível relacionar as constantes de ionização (Ka ou Kb) a outras medidas, como o grau de ionização e a concentração das soluções:

            – Constante e grau de ionização

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1) Ka é a constante de ionização do ácido;

2) Kb é a constante de ionização da base;

3) [ ] é a concentração do ácido ou da base;

4) a é o grau de ionização.

            – Concentração e grau de ionização

1) [H+ ] é a concentração de íons H+ ;

2) [OH ] é a concentração de íons OH ;

3) [ ] é a concentração do ácido ou da base;

4) a é o grau de ionização. Lembre-se: todos os valores são definidos para determinada temperatura – no geral, 25°C.

 

Deslocamento

            Todos os conceitos sobre deslocamento de equilíbrio químico, estudados neste capítulo, valem também para os equilíbrios iônicos, em fase aquosa.

            Veja o que acontece com o deslocamento do equilíbrio iônico entre o CO2 atmosférico e a água dos mares:

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– O aumento da concentração de CO2 desloca o equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H+ e, portanto, a acidez da água.

– A entalpia é menor que zero – a reação direta é exotérmica. A redução da temperatura favorece essa reação – mais íons H+ são liberados. Por isso, os mares mais frios tendem a ser mais ácidos.

– O equilíbrio também pode ser afetado pela pressão sobre o gás. Um aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita, neste caso, o lado que não tem nenhum gás.

            O acréscimo de íons numa solução aquosa também pode interferir no equilíbrio. Veja:

– Numa solução de hidróxido de amônio, temos o seguinte equilíbrio estabelecido:

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– Se adicionarmos o sal cloreto de amônio (NH4Cl) a essa solução, o sal se dissolverá, estabelecendo seu próprio equilíbrio:

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– Os dois equilíbrios têm um íon em comum (NH4 + ). Aumentando a concentração desse íon, o equilíbrio da primeira reação se desloca para a esquerda.

– Se houver um íon comum entre os dois equilíbrios (como ocorre neste caso), o deslocamento do primeiro afeta o segundo. A alcalinidade (basicidade) do hidróxido de amônio cai devido à redução de íons OH e ao aumento da concentração da base não ionizada. A base se torna ainda mais fraca.

Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico
Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico
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