Equilíbrio químico: Equilíbrio iônico
Enquanto isso, entre os íons…
Ácidos e bases entram em reações reversíveis. E algumas delas são prejudiciais ao meio ambiente
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:
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.
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%
Todo ácido tem sua constante de ionização, calculada para determinada temperatura. Considere uma reação de ionização genérica, expressa assim:
A relação que defne Ka é:
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.
ÁCIDOS
A equação de ionização do ácido clorídrico é
A constante ácida dessa substância é dada por
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
E sua Ka é dada por:
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).
Equilíbrio 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.
BASES
A ionização do hidróxido de amônio:
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.
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
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:
– 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:
– Se adicionarmos o sal cloreto de amônio (NH4Cl) a essa solução, o sal se dissolverá, estabelecendo seu próprio equilíbrio:
– 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.